Il legame chimico Perché H2 e non H ? He e non He2 ?

H2O e non H3O ?

Configurazione degli elettroni diversa ed energeticamente più favorevole di quella degli atomi isolati?

legame chimicoIonico (traferimento di e-)

Covalente (condivisione di e-)

legame ionico

e-

EI bassa AE elevata Attrazione elettrostatica

Legame ionico

eNaNa gg )()(

)()( gg CleCl

)()()( )( ggg ClNaClNa

EI

AE

Ecoul

10,494 molkj

10,368 molkj

10,584 molkj

)()()( )( ggg ClNaClNa 10,458 molkj

MA

)()( gs NaNa E sub18,108 molkj

eNaNa gg )()( EI 10,494 molkj

)()(22

1gg ClCl Eatom

17,119 molkj

)()( gg CleCl AE 10,368 molkj

)()()( )( sgg ClNaClNa Eret16,786 molkj

)()(2)( )(2

1sgs ClNaClNa 11,432 molkj

E reticolare!

Energia di legameLunghezza del legame

Legame covalente

Modello di Lewis

Guscio di valenza:

pieno → stabilitànon pieno → reattività

Regola dell’ottetto:

4 coppie di e- condivise e/o solitarie = STABILITA’

EI ed AE molto diversi: trasferimento elettronico → legame ionico

EI ed AE simili: condivisione di elettroni → legame covalente

MA eccezioni alla regola dell’ottetto: molecole con numero dispari di e- ? es. NO molecole con carenza di e- ? es. BF3 molecole con espansione del guscio di valenza ? es. SF6

Dagli orbitali atomici agli orbitali molecolari

Descriviamo il modello classico del legame covalente, basato sulla condivisione degli elettroni, con la Meccanica Quantistica

Teoria del legame di valenza (VB) Teoria degli orbitali molecolari (MO)

descrive la coppia di elettroni condivisa e localizzata

tra due nuclei impegnati nel legame

con un orbitale molecolare bielettronico

descrive tutti gli elettroni di una molecola distribuiti

su orbitali molecolari e delocalizzati

su tutta la molecola

Geometrie

Come sono

fatte le molecole! Legami multipli coniugatiReattività di specie radicaliche

ParamagnetismoLegame metallico

HA : HB con ψA1 e ψB

2

Ψcov = ψA1ψB

2 + ψA2ψB

1 + ψA1 ψA

2 + ψB1ψB

2

covalente ionico

Legame σ

Ricordiamo che stiamo descrivendo la particella «elettrone» in termini ondulatorila sovrapposizione di due orbitali dà luogo a interferenze

Sovrapposizionefrontale:

orbitali molecolari σ simmetria cilindrica rispetto all’asseinternuclearemax densità lungo l’asse internucleare

SovrapposizioneLaterale:

max sovrapposizione possibilelegame fortemente direzionale1° legame tra due nucleienergia di legame

orbitali molecolari π

NO simmetria cilindrica max densità ai lati dell’asse internucleare

Legame π

legame successivo al 1°energia di legame minore MArafforza e «blocca» il legame σ

Cl2

HCl

N2σ

π

π

permesse

proibite

Molecole poliatomicheLa teoria del VB descrive ogni legame singolarmente: le coppie di elettroni condivise sono “localizzate” trai due nuclei interessati al legame

COME SONO FATTE LE MOLECOLE?

coppie di elettroni = zone ad elevata densità elettronica

Forti repulsioni Geometrie compatibili con il contenuto energetico più favorevole

Metodo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

- Scelta atomo meno elettronegativo come atomo centrale- Disporre i suoi elettroni del guscio di valenza spaiati e a spin parallelo- Accoppiare gli e- (di legame bp o coppie solitarie lp)- Contare le coppie di e- (σ-bp + lp) - Assegnare la geometria- Distorsione delle geometrie: lp-lp > lp-bp > bp-bp

Geometrie molecolari

Distorsione delle geometrie

ammoniaca

acqua

Distorsione dellegeometrie