Lezione 3 - Legame chimico - IL SITO UFFICIALE DEGLI .... De Rosa. Lezione 3 . aa 12.13...

Generalità sul legame chimicoStrutture di LewisElettronegatività e legame chimicoIl legame covalente Gli orbitali molecolari eIl legame ionicoIl legame metallicoOrbitali ibridiGeometria delle molecole (VSEPR)

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldi

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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.



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



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.


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.



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 .



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



Differenti tipi di legame chimico(interatomico)

Legame covalenteLegame ionico

Legame dativo Legame metallico



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.



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


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


Legame covalente puroscaricato da www.sunhope.it

HClHBrHIHF H + Cl


Legame covalente polarescaricato da www.sunhope.it

z

y

z

y

x x

Legame covalente polare



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.




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.


Variazione della densità elettronica nella formazione del legame chimico


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.


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.



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.



Orbitali e

E

Nel caso della molecola H2legante e quindi la formazione della molecola è favorita

Orbitali molecolari

Orbitali atomicoOrbitali atomico



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.



x

y

z

y

z

x

y

z

y

z


Per sovrapposizione di due orbitali px lungo il loroasse si formano due orbitali molecolari e *.

presenta la massima densità di elettroni nellospazio internucleare


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.



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.



x orbitale

x

z z

xz

z z

orbitale

x

y yyy

orbitale

x

xy

x

xy

xy

xz

xz


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



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



La percentuale di carattere ionico di un legame dipende dalla differenza di elettronegatività degli atomi impegnati nel legame



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



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.




NaClscaricato da www.sunhope.it

Schema dei tipi di legame


Un legame covalente Un legame covalente polarizzato Un legame ionico


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



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.


Ciascun legamecon lo ionemetallico siformautilizzandouna coppia dielettroni dellegante


Reticolo cristallino metallico

IL LEGAME METALLICO

Gli elettroni sono liberi dimuoversi da una parte

del cristallo, mentregli ioni metallici occupanoposizioni fisse delreticolo



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



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.



LE STRUTTURE DI RISONANZA



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.



FORMAZIONE DI ORBITALI IBRIDI sp

Formazione di orbitali ibridi sp

a) Orbitali atomici

b) Orbitali ibridi sp equivalenti



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



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



promozione ibridazione

sp3s px py pz s px py pz

C C

H HH

H


Formazione di orbitali ibridi sp3scaricato da www.sunhope.it

Orientamento dei 4 orbitali sp3




Ibridazione dsp3

Bipiramide trigonale



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



Anidride carbonica

Carbonio ibridazione sp Legami

Legami

Il C utilizza gli orbitali ibridi sp

Il C utilizza gliorbitali 2py e 2pznon ibridi


xz

xy

CO O

xy


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



VSEPR


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.





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.

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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


Es: NH3, H2O.. ....


Distorsione degli angoli di legame in presenza di coppie solitarie di elettroni



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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