Lezione 3 I LEGAMI CHIMICI

LEGAME CHIMICO
In natura solo i gas nobili si ritrovano allo stato monoatomico. Gli altri atomi
tendono a legarsi spontaneamente fra di loro per formare delle MOLECOLE
MOLECOLE,,
raggiungendo una condizione di MAGGIORE STABILITA’ ENERGETICA attraverso
un processo che porta alla formazione del LEGAME CHIMICO
Ogni molecola può essere rappresentata nel modo più semplice attraverso una
FORMULA CHIMICA,
CHIMICA, formata dai simboli degli elementi costituenti, che ne
indica la composizione qualitativa e quantitativa.
Formula BRUTA
Indica esclusivamente il TIPO e il NUMERO di ATOMI che compongono la molecola, i cui
simboli chimici sono disposti in ordine di elettronegatività crescente, con al pedice il
coefficiente stechiometrico
Formula di STRUTTURA CONDENSATA
Formula di STRUTTURA
Indica la DISPOSIZIONE SPAZIALE degli atomi nella molecola mostrando come gli atomi
sono legati tra di loro e con quale TIPO DI LEGAME
Proiezioni di STRUTTURA
Modello tridimensionale
BALL AND STICK
Modello tridimensionale
SPACE FILLING
Ogni legame tra atomi coinvolge, in un modo o nell’altro, gli elettroni
periferici, detti ELETTRONI DI VALENZA dell’atomo
Elettroni di valenza
FORMALISMO SIMBOLICO DI LEWIS
Rappresentazione degli elettroni di valenza. CONSISTE NEL SIMBOLO CHIMICO
DELL’ELEMENTO PIU’ UN PUNTINO PER OGNI ELETTRONE DI VALENZA. I puntini
(rappresentanti gli elettroni) sono disposti ai quattro lati del simbolo atomico. Ciascun lato
può contenere sino a due puntini (elettroni)
1s22s22p63s23p4
Il numero degli elettroni di valenza corrisponde al GRUPPO di appartenenza nella
tabella periodica degli elementi
n=1
n=2
H
Li
Groups 1
He
Be
B
C
N
O
2
3
4
5
6
F
7
Ne
8
LA REGOLA DELL’OTTETTO
Tutto in natura tende ad avere la minima energia, condizione nella quale
acquisiscono una maggiore stabilità
In natura gli atomi isolati sono molto rari, perché non sono stabili
A questa regola fanno eccezione i gas nobili, che sono invece elementi
molto stabili
La loro stabilità risiede nella loro configurazione elettronica esterna nS2
nP6, ((He
He fa eccezione)
eccezione) con gli orbitali S e P riempiti da 8 elettroni (un
ottetto))
ottetto
La configurazione elettronica otteziale
otteziale,, conferendo la massima stabilità
possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere
attraverso le reazioni chimiche
Tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la
configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino
Teoria del legame di valenza o Valence Bond (VB)
Postulato di Lewis:
due atomi si legano ogni qual volta possono mettere
in comune 2 elettroni.
Requisiti da soddisfare:
— Ognuno dei due atomi che si legano deve contribuire
alla formazione del legame con un suo orbitale
atomico.
— Le energie dei due orbitali coinvolti non devono
essere troppo diverse tra loro.
— La differenza di elettronegatività dei 2 atomi non
deve essere maggiore di 2 (altrimenti il legame
assume carattere ionico).
— Gli atomi devono congiungersi lungo una direzione
che permette la massima sovrapposizione degli
orbitali.
Teoria del legame di valenza o Valence Bond (VB)
Conlusioni:
Conlusioni:
Possono essere usati solo gli
orbitali di
valenza di ciascun atomo.
Un atomo forma tanti legami covalenti
quanti sono i suoi elettroni spaiati (in
modo da raggiungere nel livello più
esterno la configurazione elettronica
dell’ottetto).
La configurazione
elettronica più esterna
con otto elettroni è tipica
dei gas nobili
GliLe
elettroni
forze repulsive
hanno il hanno
massimo
il di
sopravvento
probabilità di
su trovarsi
quelle attrattive:
tra i due
nuclei:
destabilizzazione
le forze attrattive
del legame
sono
più forti di quelle repulsive
ENERGIA DI LEGAME
Energia che si libera all’atto della
formazione del legame
LUNGHEZZA DI LEGAME
Distanza tra i centri dei nuclei dei due atomi impegnati nel legame. E’ proporzionale
al raggio degli atomi legati e inversamente proporzionale alla forza del legame
Un LEGAME COVALENTE si instaura fra atomi uguali
o che hanno una modesta differenza di
elettronegatività (compresa tra 0 e 1,7
1,7)) che
mettono in compartecipazione una coppia di elettroni
in un orbitale che abbraccia entrambi gli atomi
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ COMPARABILE (∆ 00,3):
Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi
Legame Covalente OMOPOLARE
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ COMPARABILE (∆ 00,3):
Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi
Legame Covalente OMOPOLARE
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ DIVERSA, MA NON
TROPPO (∆ 0,3
0,3--1,7):
Legame Covalente ETEROPOLARE
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ DIVERSA, MA NON
TROPPO (∆ 0,3
0,3--1,7):
Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi, ma un po’
SPOSTATI verso l’atomo più elettronegativo
Legame Covalente ETEROPOLARE
MAGGIORE E’ LA DIFFERENZA DI ELETTRONEGATIVITA’, PIU’ POLARE
E’ IL LEGAME
Legame Covalente ETEROPOLARE
Legame
Legame SINGOLO
Legame DOPPIO
Legame TRIPLO
LEGAME SIGMA
Orbitale
Orbitale
ATOMICO ATOMICO
s
σ
LEGAME PI GRECO π
Orbitale
MOLECOLARE
σ
s
Orbitale
ATOMICO
Orbitale
ATOMICO
px
px
Orbitale
ATOMICO
Orbitale
ATOMICO
s
px
Orbitale
MOLECOLARE
σ
Orbitale
MOLECOLARE
σ
Orbitale
ATOMICO
Orbitale
ATOMICO
py o pz
py o pz
Orbitale
MOLECOLARE
π
Ibridazione
Processo di trasformazione che coinvolge gli orbitali
di un singolo atomo e consiste nel MESCOLAMENTO
di un certo numero di orbitali esterni con successiva
formazione di un egual numero di orbitali
isoergonici detti ORBITALI IBRIDI
L’ibridazione di orbitali atomici è un processo che richiede
energia, ma aumentando il numero di elettroni “spaiati” su
altrettanti orbitali ibridi, aumenta il numero dei legami
covalenti che quell’atomo può formare. Quindi l’energia spesa
inizialmente viene recuperata con gli interessi.
2p2
E
sp3
2s2
1s2
IL NUMERO DI ORBITALI IBRIDI DEVE ESSERE UGUALE AL NUMERO DEGLI
ORBITALI ATOMICI DI PARTENZA
3 orbitali P
1 orbitale S
4 orbitali ibridi sp3
+
2 orbitali P
1 orbitale S
3 orbitali ibridi sp2
+
NON
IBRIDATO
1 orbitale P
1 orbitale S
2 orbitali ibridi sp
+
NON IBRIDATI
Orbitali ibridi
C2H2
sp
BF3
sp2
CH4
sp3
L’ibridazione di orbitali atomici è un processo che richiede
ENERGIA,, ma aumentando il numero di elettroni “spaiati” su
ENERGIA
altrettanti orbitali ibridi, aumenta il numero dei legami
covalenti che quell’atomo può formare.
formare. Quindi l’energia spesa
inizialmente viene recuperata
ALLOTROPIA
Uno Stesso elemento presenta due forme che differiscono per
la struttura molecolare e per il modo in cui sono concatenati gli
atomi. Caratteristiche fisiche e chimiche diverse
sp3
sp2
RISONANZA: Delocalizzazione degli elettroni di legame
O3 può essere scritto in 2 modi
O
O
O
O
O
O
O
Formule limite di risonanza
O
O
Ibrido di risonanza
NON E’ UN’INTERCONVERSIONE TRA 2 STRUTTURE
Le strutture di risonanza condividono la stessa dispozione
spaziale degli atomi, ma differiscono per localizzazione degli
elettroni di legame e di non legame.
La differenza tra l’energia della forma limite più stabile e
l’energia del composto è detta ENERGIA DI RISONANZA
Formule limite di risonanza
Ibrido di risonanza
IBRIDAZIONE e DELOCALIZZAZIONE ELETTRONICA
concorrono ad aumentare la
STABILITA’ DELLE MOLECOLE
Il LEGAME DATIVO (o di COORDINAZIONE
COORDINAZIONE)) è un
legame covalente in cui due elettroni di legame
provengono da uno stesso atomo.
H
H N
H
DONATORE
H+
ACCETTORE
ACIDO IPOCLOROSO HClO
ACIDO CLOROSO HClO2
H +
H N H
H
IONE AMMONIO NH4+
H O Cl
H O Cl O O
Un LEGAME IONICO si forma fra atomi che
hanno una forte differenza di elettronegatività
(superiore a 1,7
1,7))
= Atomo di sodio (Na)
= Atomo di cloro (Cl)
CATIONE
ANIONE
Fra i duedue
ioniatomi
con cariche
elettriche
stabilisce
un’attrazione
tipo
Quando
(un metallo
e un opposte
atomo disiun
elemento
degli ultimi di
gruppi)
elettrostatico
che li tiene
uniti: quest’attrazione
costituisce
il
si avvicinano,
gli elettroni
del livello più esterno
dell’atomo
meno
elettronegativo passano
all’atomo
più elettronegativo.
LEGAME
IONICO
Trasferimento elettronico
Basso potenziale
di ionizzazione
Alta affinità
elettronica
{
{
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
+
-
I composti ionici sono tutti SOLIDI a temperatura ambiente.
Nel solido gli ioni si dispongono secondo un RETICOLO
CRISTALLINO ordinato che permette di rendere massima l'attrazione
tra le particelle di carica opposta e minima la repulsione tra quelle
della stassa carica. Ad esempio nel reticolo cubico del NaCl ogni
catione Na+ è circondato da sei anioni ClCl- e viceversa.
Hanno in genere punti di fusione elevati e punti di ebollizione ancora più
elevati, per cui è difficile farli passare allo stato di vapore. Ciò indica che
l’attrazione fra gli ioni è forte, per cui occorre molta energia per separarli.
Quando due atomi si avvicinano, le cariche negative degli
elettroni si trovano a contatto
Se non avviene niente tra gli elettroni, i due atomi si
respingono e NON SI HA NESSUN LEGAME
OPPURE
Se UNO DEI DUE ATOMI E’ PIU’ ELETTRONEGATIVO dell’altro (∆
(∆ >1,7):
+
-
Uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo
Si forma uno IONE POSITIVO e uno IONE NEGATIVO che si attraggono
LEGAME IONICO
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ COMPARABILE (∆ 0-0,3):
Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ COMPARABILE (∆ 0-0,3):
Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi
LEGAME COVALENTE OMOPOLARE
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ DIVERSA, MA NON TROPPO
(∆ 0,3
0,3--1,7):
Se i due atomi hanno ELETTRONEGATIVITA’ DIVERSA, MA NON TROPPO
(∆ 0,3
0,3--1,7):
Gli ELETTRONI si LOCALIZZANO IN MEZZO ai due atomi, ma un po’
SPOSTATI verso l’atomo più elettronegativo
LEGAME COVALENTE ETEROPOLARE
LEGAME METALLICO
BASSA ENERGIA DI
IONIZZAZIONE
Gli ee- sono attratti debolmente
dai nuclei
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
RETICOLO CRISTALLINO
Gli ee- esterni sono DELOCALIZZATI
La libertà di movimento degli elettroni è all’origine delle proprietà dei metalli:
CONDUCIBILITA’ ELETTRICA
CONDUCIBILITA’ TEMICA
MALLEABILITA’ E DUTTILITA’
CASI LIMITE IDEALI DEI TRE PRINCIPALI TIPI DI LEGAME CHIMICO
100% METALLICO
Li
Legame tra atomi ad
elettroni delocalizzati
condivisi da tutti gli atomi
del reticolo cristallino
Legame tra ioni dotati di
carica elettrostatica (+,-)
opposta
Legame tra atomi in cui
vengono condivise una o
più coppie di elettroni di valenza
H2
100% COVALENTE
CsF
100% IONICO
COVALENTE POLARIZZATO
I legami Intermolecolari
LEGAME DIPOLO INDOTTO - DIPOLO INDOTTO
Molecole non polari
avvicinamento
diventano polari per l’effetto attrattivo
che il nucleo di una molecola esercita sulla nube elettronica di
una seconda molecola in avvicinamento
∆-
∆+
∆-
∆+
LEGAME DIPOLO - DIPOLO
∆+
∆-
∆+
∆+
∆-
∆+
∆-
attrazione
repulsione
∆-
LEGAME IONE - DIPOLO
Il LEGAME A PONTE IDROGENO è un legame
che si forma tra molecole che contengono un
atomo di idrogeno legato covalentemente ad un
elettronegativo (N, O, F) e un altro atomo
elettronegativo.
LEGAMI A IDROGENO NELLA MOLECOLA DI
ACQUA (H2O)
Nella molecola di acqua, l’atomo di ossigeno è parzialmente negativo,
mentre i due atomi di idrogeno sono parzialmente positivi. Quando
due molecole di acqua si avvicinano, si stabilisce un’attrazione
elettrostatica fra l’atomo di ossigeno di una di esse e uno degli atomi
di idrogeno dell’altra. Si forma così un legame a idrogeno fra le due
molecole.
Stato liquido
Stato solido
LEGAMI A IDROGENO NELLA MOLECOLA DI
FLUORURO DI IDROGENO (FCl
FCl))
L’attrazione elettrostatica si stabilisce fra l’atomo di idrogeno di una
molecola e l’atomo di fluoro di un’altra. Si formano così catene di
fluoruro di idrogeno (o
(o acido fluoridrico)
fluoridrico)
d+
d-
d+
d-
d+
d-
d+
d-
d+
d-
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
legame a
idrogeno
Legami intermolecolari
Interagendo molecole o ioni
Sono coinvolte
molecole polari ?
NO
NO
Sono coinvolti
ioni ?
SI
Sono coinvolte
molecole polari e ioni ?
SI
Ci sono atomi di
Idrogeno legati ad
N, O, F ?
NO
Forze di London
(dipoli indotti)
Es.: Ar(l
Ar(l), I2(s)
Forze di van der Waals
NO
Forze ioneione-dipolo
Legame ionico
Es.: KBr in H2O
Es.: NaCl
SI
Forze dipolodipolo-dipolo Legame a idrogeno
Es.: H2S, CH3Cl
SI
Es.: H2O, NH3, HF