Generalità sul legame chimicoStrutture di LewisElettronegatività e legame chimicoIl legame covalente Gli orbitali molecolari eIl legame ionicoIl legame metallicoOrbitali ibridiGeometria delle molecole (VSEPR)
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Lezione 3 - Legame chimicoscaricato da www.sunhope.it
Raramente in natura troviamo sostanze formate da atomi isolati, in quanto questi ultimi sono poco stabili e tendono a legarsi tra loro per formare molecole.
Un esempio di sostanze formate da molecole monoatomiche è rappresentato dal gruppo dei gas nobili, che per la configurazione elettronica esterna molto stabile, non formano molecole poliatomiche
Considerazioni generali sui legami chimici
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Il legame chimico
Il legame chimico è una interazione chepermette di tenere un atomo vicino ad unaltro.
Se due atomi si avvicinano, iniziano amanifestarsi tra loro interazioni attrattive.
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Le interazioni fra i due atomi sono di naturaelettrostatica e sono dovutedel nucleo di un atomo sulla nubeelettronica atomo.
Se i due atomi sono troppo vicini iniziano ad intervenire forze di repulsione tra i due nuclei carichi positivamente.
Ene
rgia
pot
enzi
ale-
Ep
Distanza(10-10)
Distanza di legame
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I sistemi materialiinstabili tendono araggiungere lo statodi maggiore stabilitàpossibile in modo
spontaneo
di una cascata tende a cadere verso il basso;una massa gassosa sotto pressione tende aespandersi; gli elettroni tendono a fluire dal polonegativo al polo positivo di una batteria; altrettantospontaneamente gli atomi isolati si legano traloro per formare molecole e cristalli.
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Spesso lo stato di valenza per alcuni atomi non corrispondecon lo stato fondamentale, ma con uno stato eccitato, in cuilo spostamento di uno o più elettroni in orbitali liberi a piùalta energia fa aumentare il numero degli elettroni spaiati
Considerazioni generali sui legami chimici
Il numero di LEGAMI che un atomo può formare,cioè la sua valenza, dipende dal numero di elettroniin orbitali singolarmente occupati, cioè dal numerodi elettroni spaiati.
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La relazione tra configurazione elettronica e reattività diun atomo fu evidenziata per la prima volta da Lewis cheenunciò la regola :
Ogni atomo, anche se in misura diversa, tende adacquistare o perdere elettroni in modo da averne 8 nelsuo livello più esternoTale tendenza è diffusa tra gli elementi dei gruppi I-VII.La regola può essere applicata, con sicurezza, per gli atomi nonmetallici del secondo periodo (C, N, O, F). Altri tipi di atomi,invece, possono presentare, talvolta, espansione o un noncompletamento .
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Strutture di Lewis
Nello studio della formazione dei legami convenzionalmente si riportano intorno al simbolo
esterno, interessati alla formazione dei legami chimici
Secondo la notazione di Lewis gli elettroni esterni sono indicati con un punto e le coppie mediante due punti o un tratto
Li Be B C N O F Ne
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Differenti tipi di legame chimico(interatomico)
Legame covalenteLegame ionico
Legame dativo Legame metallico
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Elettronegatività e legame chimico
Legame tra due atomi aventi uguale elettronegatività.Legame covalente puro con elettroni equamente condivisi.
Legame tra due atomi con moderata differenza dielettronegatività.Legame covalente polarizzato con piùelettronegativo che attrae maggiormente gli elettroni dilegame assumendo una parziale carica negativa.
Legame tra due atomi con forte differenza dielettronegatività.Legame ionico con trasferimento di elettroni di legame allaspecie più elettronegativa, che si trasforma in ione negativomentre donatore in ione positivo.
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H2,1
Li1,0
Na1,0
K0,9
Rb0,9
Cs0,8
Fr0,8
Be1,5
Mg1,2
Ca1,0
Sr1,0
Ba1,0
Ra1,0
B2,0
Al1,5
Sc1,3
Ac1,1
Ti1,4
V1,5
Cr1,6
Mn1,6
Fe1,7
Co1,7
Ni1,8
Cu1,8
Zn1,6
Ga1,7
In1,6
Tl1,6
C2,5
Si1,8
Ge1,9
Sn1,8
Pb1,7
N3,0
P2,1
As2,1
Sb1,9
Bi1,8
O3,5
S2,5
Se2,4
Te2,1
Po1,9
F4,0
Cl3,0
Br2,8
I2,5
At2,1
Y1,2
Zr1,3
Nb1,5
Mo1,6
Tc1,7
Ru1,8
Rh1,8
Pd1,8
Ag1,6
Cd1,6
La1,1
Hf1,3
Ta1,4
W1,5
Re1,7
Os1,9
Ir1,9
Pt1,8
Au1,9
Hg1,7
Scala delle elettronegatività
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H-H molecola biatomica di idrogenoCl-Cl molecola biatomica di cloroN N molecola biatomica di azotoO O molecola biatomica di ossigeno
Gli atomi legati condividono gli elettroni di valenza di ciascun atomo. La distribuzione della densità
elettronica è completamente simmetrica
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Legame covalente puroscaricato da www.sunhope.it
HClHBrHIHF H + Cl
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Legame covalente polarescaricato da www.sunhope.it
z
y
z
y
x x
Legame covalente polare
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Orbitali molecolari
Quando gli atomi si legano a formaremolecole, la densità elettronica sidistribuisce non più sul singolo atomo masulla molecola che si forma.
Gli orbitali molecolari sono descritti dauna nuova soluzione diShroedinger.
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Quando due o più atomi si legano spontaneamente traloro a formare una molecola, significa chedegli elettroni negli atomi separati è maggiore
degli elettroni nella molecola.
I legami che tengono insieme gli atomi nelle molecolevengono detti legami chimici e sono dovuti alleinterazioni degli elettroni periferici, chiamati per questoelettroni di legame.
La differenza tra degli elettroni in due atomiisolati e degli elettroni in due atomi legatirappresenta energia di legame.
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Variazione della densità elettronica nella formazione del legame chimico
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Nella formazione della molecola di idrogeno la distanza tra i nuclei è pari 74 pm, mentre
parziale sovrapposizione dei due orbitali atomici.
Quando due atomi si legano si ha una ridistribuzionedegli elettroni di valenza che si trovano per la maggiorparte del tempo nello spazio tra i due nuclei.
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0
energia del legame H-H
(458.1 kJ.mole-1)
-458,1
Ene
rgia
(kJ. m
ole-1
)
74 pm distanza fra i nuclei
Gli orbitali impegnati nel legame sono due orbitali 1s.
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Orbitale molecolare
I due orbitali atomici si sovrappongonoper dare due orbitali molecolari e cherappresentano rispettivamente dilegame e di non legame.
è a minore energia rispetto agliorbitali atomici di partenza e è invecequello a maggiore energia.
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Orbitali e
E
Nel caso della molecola H2legante e quindi la formazione della molecola è favorita
Orbitali molecolari
Orbitali atomicoOrbitali atomico
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orbitale orbitali 1s
è occupato dai due elettroni, la distribuzione di questi è simmetrica e la massima densità di carica è localizzata nella zona internucleare.
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x
y
z
y
z
x
y
z
y
z
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Per sovrapposizione di due orbitali px lungo il loroasse si formano due orbitali molecolari e *.
presenta la massima densità di elettroni nellospazio internucleare
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Orbitale molecolare
Formazione della molecola di N222p3):
elettrone spaiato.
Quando due atomi di N si avvicinano in modo che i dueorbitali 2px si sovrappongono, sia gli orbitali 2py che2pz si trovano a distanza tale da poter interagire ad assiparalleli.
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Orbitali
La sovrapposizione degli orbitali 2py e 2pz porta alla formazione di LEGAMI e
La sovrapposizione degli orbitali 2px porta alla formazione di orbitali e
2px 2py 2pz 2px 2py 2pz
atomoN
atomoN
La molecola N2
Nel caso degli orbitali la massima densità elettronica si trova al di sopra e al di sotto del piano che contiene i nuclei.
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x orbitale
x
z z
xz
z z
orbitale
x
y yyy
orbitale
x
xy
x
xy
xy
xz
xz
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Il legame ionico
Legame che si forma tra elementi a bassa energiadi ionizzazione ed elementi ad alta affinitàelettronica.Il legame ionico è caratterizzato dal trasferimentodi uno o più elettroni dalla specie menoelettronegativa (che si carica positivamente) allaspecie più elettronegativa (che si caricanegativamente)I due ioni di segno opposto esercitano tra loroforze attrattive di tipo elettrostatico
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Legame ionico
Na Cl+ -
221
rqqkF Legge di Coulomb
I due atomi sono tenuti insieme da forze elettrostatiche
Na (g) Na+(g) + e- E.I. =496 kJ/mol
Cl(g) + e- Cl-(g) A.E. =349 kJ/mol
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La percentuale di carattere ionico di un legame dipende dalla differenza di elettronegatività degli atomi impegnati nel legame
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I composti ionici
I composti ionici sono dei conduttori elettrici se gli ioni
elettrico. Pertanto i composti ionici allo stato fuso o in soluzione sono in grado di condurre la corrente.
I composti, le cui soluzioni acquose conducono la corrente elettrica, sono chiamati elettroliti e tutti i composti ionici solubili in acqua sono elettroliti forti.Es:KCl K+ + Cl-
H2O
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In fase solida gli ioni si organizzano in unastruttura cristallina regolare, la cui strutturatridimensionale dipende dalla geometria e dallacarica degli ioni.Nel caso di NaCl ogni ione positivo ècircondato da sei ioni negativi e viceversa,secondo una geometria ottaedrica.Le forze che tengono bloccati gli ioni nelreticolo cristallino sono intense. Questogiustifica gli elevati punti di fusione deicomposti ionici.
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NaClscaricato da www.sunhope.it
Schema dei tipi di legame
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Un legame covalente Un legame covalente polarizzato Un legame ionico
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IL LEGAME DATIVO o COORDINATO
Un particolare tipo di legame covalente è quelloconosciuto come legame covalente dativo o coordinato
In questo tipo di legame la coppia di elettroni condivisi èdata da uno solo degli atomi partecipante al legame.
Nella molecola di ammoniaca, ha due elettroniliberi. In questo caso due elettroni di legame sono dati
e lo ione H+ accetta di partecipare al legame
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IL LEGAME DATIVO o COORDINATO
Vi sono composti in cui uno o più atomi formano un numero dilegami che eccede il numero degli elettroni di valenza. Questi sichiamano complessi di coordinazione.
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Ciascun legamecon lo ionemetallico siformautilizzandouna coppia dielettroni dellegante
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Reticolo cristallino metallico
IL LEGAME METALLICO
Gli elettroni sono liberi dimuoversi da una parte
del cristallo, mentregli ioni metallici occupanoposizioni fisse delreticolo
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Gli elettroni mobili consentono agli ioni positivi delmetallo di scivolare gli uni sugli altri senzacompromettere la compattezza della struttura
Il legame metallico è dovuto fra ionimetallici positivi e gli elettroni che li circondano
IL LEGAME METALLICO
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LE STRUTTURE DI RISONANZARisonanza: fenomeno relativo di elettroni di legame non localizzatiche si verifica ogni volta che, data una molecola, si possono scrivere per essa piùformule elettroniche che, pur conservando la stessa disposizione relativa degliatomi, differiscono per la distribuzione di elettroni.
Es.: Dati sperimentali confermano che i legami tra gli atomi di ossigeno in O3sono perfettamente uguali ed intermedi tra un legame semplice ed uno doppio.
Per O3 è possibile scrivere due formule, definite strutture limiti che, presesingolarmente, non rispecchiano i dati sperimentali;
LA STRUTTURA REALE È INTERMEDIA TRA LE DUELe strutture limiti sono chiamate formule di risonanza.
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LE STRUTTURE DI RISONANZA
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Orbitali ibridi
Quando un atomo si lega ad un altro può non usarei suoi orbitali atomici, ma piuttosto nuovi orbitaliibridi derivanti dalla combinazione dei singoliorbitali atomici.Gli orbitali ibridi sono descritti matematicamentedalla combinazione delle funzioni degliorbitali atomici interagenti.Gli orbitali ibridi manifestano un parziale caratteredegli orbitali atomici da cui derivano.
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FORMAZIONE DI ORBITALI IBRIDI sp
Formazione di orbitali ibridi sp
a) Orbitali atomici
b) Orbitali ibridi sp equivalenti
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nella formazione della molecola di cloruro di berillio, che ha una geometria lineare.
Vediamo dal punto di vista energetico cosa accade nella formazione degli orbitali ibridi del Be:
Cl Be Cl
1 s
2 s
2 psp
E
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a) Orbitali atomicib) Orbitali ibridi sp2
sp2 avviene un di 1 orbitale atomico se di due orbitali p, si formano tre orbitali ibridi uguali, disposti in unostesso piano e con i lobi grandi direzionati verso i vertici di un triangolo
Formazione di orbitali ibridi sp2
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promozione ibridazione
sp3s px py pz s px py pz
C C
H HH
H
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Formazione di orbitali ibridi sp3scaricato da www.sunhope.it
Orientamento dei 4 orbitali sp3
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Ibridazione dsp3
Bipiramide trigonale
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Ibridazione d2sp3 scaricato da www.sunhope.it
Sovrapposizione didue orbitali ibridi sp
A conatomico s di
due atomi B in uncomposto di tipo AB2
Formazioni di orbitali molecolari ottenuti dalla sovrapposizione di orbitali ibridi e non ibridi
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Anidride carbonica
Carbonio ibridazione sp Legami
Legami
Il C utilizza gli orbitali ibridi sp
Il C utilizza gliorbitali 2py e 2pznon ibridi
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xz
xy
CO O
xy
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VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION (VSEPR)
Le coppie di elettroni del livello di valenza, sianoesse coppie solitarie o di legame, si dispongononello spazio alla maggiore distanza possibile tra diloro, onde minimizzare gli effetti repulsivi.
INDIVIDUA LA DISPOSIZIONE GEOMETRICA DEGLI ATOMI IN UN
COMPOSTO
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VSEPR
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Dalla formula e dal numero di coppie elettroniche libere si può risalire alla organizzazione tridimensionale della molecola.
AXnEmA = atomo centraleX = atomi legati ad A con legame covalente E = coppie di elettroni liberi di A
il numero totale di coppie di elettroni da considerare (per la VSEPR) si calcola con la seguente formula:
numero di coppie di elettroni = nX + mE
N.B. : ai fini della geometria molecolare, un legame multiplo tra due atomi (condivisione di 2 o 3 coppie di elettroni), si
comporta come se fosse costituito da una coppia di elettroni.
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coppie e-
N.B.: per geometria di una molecola si intende quella risultante dalla disposizione degliatomi e non delle coppie di elettroni. Es. La molecola di acqua (AX2E2) ha geometriaplanare con angolo di legame di 104°28 la distribuzione delle 4 coppie di elettroni ètetraedrica.
VSEPRscaricato da www.sunhope.it
La geometria di una molecola è influenzatadalla natura dei doppietti elettronici checircondano centrale (doppietti dilegame o solitari).I doppietti elettronici solitari determinano uneffetto repulsivo maggiore rispetto ai doppiettielettronici di legame. Tali forze sonoresponsabili della distorsione degli angoli dilegame.
Modificazione della geometria delle molecolein presenza di doppietti elettronici liberi
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Es: NH3, H2O.. ....
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Distorsione degli angoli di legame in presenza di coppie solitarie di elettroni
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z
yxHO
z
y
xOH
H
ibridazione
a b
HH
H
gli orbitali di valenzahanno ibridazione sp3
I due legami O-H sono legami
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