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Il legame chimico
Gli atomi tendono a combinarsi con altri atomi per dare un sistema finale più stabile di quello iniziale (a minor contenuto di energia).
MOLECOLE
ATOMI
2Distanza fra nuclei
Ene
rgia
pot
enzi
ale
0
Stati repulsivi di non legame
Stati attrattivi di legame
r = distanza di legameSituazione di minor energia
Energia di dissociazione del legame
D
Prevalgono le forze repulsive, E aumenta
Interazione attrattiva fra nuvole elettroniche e nucleo
E totale diminuisce Quando la distanza = r, si forma il legame
2 atomi lontani l’uno dall’altro: nessuna forza d’interazioneE = 0
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• Nei vari tipi di legami sono coinvolti gli elettroni periferici = elettroni di valenza
• Gli elettroni vengono trasferiti o condivisi in modo che ogni atomo acquisti una configurazione elettronica particolarmente stabile (gas nobile con 8 elettroni = ottetto)
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Legame ionico Legame di natura elettrostatica:elettroni trasferiti da un atomo a bassa energia di ionizzazione (elettropositivo) ad un atomo ad elevata affinità elettronica (elettronegativo)Il legame risulta da l’attrazione elettrostatica fra i due ioni con carica diversa
Formazione di ioni
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Na ([1s2, 2s2, 2p6, 3s1]) + Cl ([1s2,2s2,2p6,3s2,3p5] → Na+([1s2, 2s2, 2p6) + Cl- ([1s2,2s2,2p6,3s2,3p6]
Na+ + Cl- → NaCl
Formazione di un solido cristallino nel quale ogni ione attrae il maggior numero possibile di ioni di segno opposto
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legame ionico
Formazione di cationi
Metalli dei gruppi 1 e 2 tendono a cedere 1 e 2 elettroni e formare cationi M+, M2+ con la stessa struttura elettronica del gas nobile precedente
Li• Li+ + e-
[He] 2s1
Ca: Ca2+ + 2 e-
[Ar] 4s2
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Formazione di anioniI non metalli dei gruppi 16, 17, 18 tendono ad acquisire elettroni per formare anioni con la stessa struttura elettronica del gas nobile successivo
..: Br : + e- . ..
..: Br :
-
[Ar] 3d10, 4s2, 4p5
OTTETTO
legame ionico
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K [Ar] 4s1 + Cl [Ne] 3s2 3p5
K+ + Cl-
Cl-K+
Formazione di un legame ionico
-trasferimento di elettroni → ioni-attrazione elettrostatica fra gli ioni
Elettroneutralità dei composti ionici:numero di elettroni ceduti = numero di elettroni acquistati.
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..2-
..Ca : + : O :
..Ca2+ + : O :
+ -
ogni ione attrae il maggior numero possibile di ioni di segno opposto : si forma un solido cristallino
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coppia di elettroni condivise tra gli atomi – gli elettroni appartengono ad entrambi gli atomi
Teoria di lewis
Legame covalente dovuto alla condivisione tra 2 atomi di una o più coppie elettroniche in modo che ciascun atomo raggiunga la configurazione del gas nobile (regola dell’otteto)
Legame covalente
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H 1s1 H •Li [He] 2s1Li •Na [Ne] 3s1 Na •K [Ar] 4s1 K •Rb [Kr] 5s1 Rb •Cs [Xe] 6s1 Cs •
Be [He] 2s2 Be:Mg [Ne] 3s2 Mg:Ca [Ar] 4s2 Ca:Sr [Kr] 5s2 Sr:Ba [Xe] 6s2 Ba:
Simboli di Lewis
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F [He] 2s22p5 :F:
Cl [Ne] 3s23p5 :Cl:
Br [Ar] 4s24p5 :Br:
I [Kr] 5s25p5 :I:
..
..
..
..
.
.
.
.
Regola dell’ottetto
Gli atomi, condividendo la coppia di elettroni di legame, tendono a circondarsi di un ottetto di elettroni.
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H · + · H H:H
Legame covalente omonucleareCondivisione di elettroni fra atomi uguali
Molecola H2
Cl + Cl· ·
H - H
Cl - Cl Molecola Cl2
Legami multipli
Gli atomi possono condividere 4 o 6 elettroni→legami doppi o tripli
Legami singoli
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Legame covalente eteronucleareLegame covalente eteronucleareCondivisione di elettroni tra atomi diversiCondivisione di elettroni tra atomi diversi
Quando gli atomi hanno diverse elettronegatività il doppietto il doppietto elettronico èelettronico è “più vicino” a uno degli atomi Si forma un legame covalente polare.
H Fe-
e- e-
e-
e-
e- e-
e-
H Fe-
e-
e- e-
e- e-
e-
e-δ-δ+
+
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+ + + + + +
+ + + + + +
+ + + + + +
Legame metallico Legame metallico Gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare Gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare atomo ma sono condivisi fra tutti gli atomi –sono atomo ma sono condivisi fra tutti gli atomi –sono
delocalizzati.delocalizzati.
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Legame Legame ionicoionico
Legame Legame covalentecovalente
LegameLegamemetallicometallico
Legame Legame Covalente Covalente polarepolareElettropositivo +
ElettronegativoElettronegativo +Elettronegativo
Elettropositive + Elettropositive
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• Il legame covalente è formato da una coppia di elettroni con spin opposti che si trovano in un orbitale atomico
H isolato 1s1
H in molecola 1s2
• F isolato 1s2, 2s2, 2p5
• F in molecola 1s2, 2s2, 2p6
Rappresentazione del legame covalente
Strutture di Lewis
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H · + · O · + · H H:O:H.... ..
..
Elettroni doppietti Condivisi elettronici
non partecipanti al legame
Ottetto
Strutture di Lewis
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Calcolare il numero di elettroni nella struttura di Lewis = somma degli elettroni di valenza di tutti gli atomi
Disegnare la struttura organizzando gli atomi legati con un legame singolo (2 elettroni)
Distribuire gli elettroni rimanenti (a coppie) in modo da soddisfare la regola dell’ottetto (Ad eccezione dell’idrogeno, ogni atomo deve essere circondato da un ottetto)Elettroni di valenza + numero di legami = 8
Posizionare gli elettroni non di legame sull’atomo centrale
Se l’atomo centrale non è circondato da un ottetto, provare legami multipli
Come disegnare una struttura di Lewis
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C ha configurazione 2s22p2 ma è tetravalente
Differenza di energia fra i livelli s e p è bassa → un elettrone s promosso al livello p → configurazione sp3
Be: 2s2 → sp per (2 elettroni spaiati)
Al e B: s2p1→ sp2 (3 elettroni spaiati)
Queste transizioni sono possibili perché la debole energia di “promozione” è compensata dall’energia di formazione di legame.
Casi particolari
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H:C:H C::C H:C:::C:HH
H H
H
::
: :
Legame singolo Legame doppio Legame triplo
H-C-H C=C H-C≡ C-HH
H H
H
H....H
H
H
Composti organici
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Covalenza dativa o coordinativa
• Si parla di covalenza dativa quando un atomo fornisce due elettroni ad un altro atomo che presenta un livello vuoto
esempio di livello vuoto:
L’atomo di boro B: [He] 2s2,2p1 può formare 3 legami covalenti (BF3)
rimane un livello p vuoto che può ricevere due e-
L’atomo di azoto N: [He] 2s2 2p3 può formare 3 legami covalenti
(NH3)
presenta un doppietto che non partecipa al legame
disponibile per un eventuale “prestito”.
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H
H
H
..
.Nx
x xxx + B
F
F
F..
.++
+
......
....
....
....H
H
H
..
.Nx
x xxx B
F
F
F..
.++
+
......
....
....
....
H-N→B-F
H
H
F
F
Ottetto incompleto
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Orbitale molecolare
Orbitale molecolare risulta dalle fusione degli orbitali atomici Consiste in una nuvola elettronica intorno ad entrambi i nuclei con
una maggiore probabilità di trovare gli elettroni tra due nuclei piuttosto che agli estremi
Orbitale 1s Orbitale 1s SovrapposizioneOrbitale molecolaredi legame
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Elettroni di legame provenienti da diversi orbitali
- CH4: 4 legami, 1 orbitale s, 3 orbitali p
- BCl3: 3 legami, 1 orbitale s, 2 orbitali p
E’ stato dimostrato sperimentalmente che i legami sono identici.L’interpretazione di questo comportamento è che gli orbitali dei legami
non sono “puri” ma ibridi.
Ad esempio, 1 orbitale p e 1 orbitale s si trasformano in 2 orbitali equivalenti denominate sp. 2 orbitali p e 1 orbitale s si trasformano in 3 orbitali equivalenti denominate sp2. 3 orbitali p e 1 orbitale s si trasformano in 4 orbitali equivalenti denominate sp3.
Ibridazione degli orbitali
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Formazione del legame doppio dell’etilene CH2=CH2
1 orbitale s + 2 orbitali p → ibridazione sp2
Legame σ con 1 C e 2H
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Formazione del legami triplo dell’acetilene CH=CH1 orbitale s + 1 orbitali p → ibridazione sp
Legame σ
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Energia e lunghezza di legame
• La coesione della molecola risulta dall’attrazione elettrostaticafra i nuclei positivi e gli elettroni negativi che si trovano principalmente fra di loro.
• L’energia di legame = differenza fra l’energia della molecola e quella degli atomi separati, dipende dalla forma dell’orbitale.
• La lunghezza del legame è la distanza tra i due centri di due atomi legati insieme
• Esiste una distanza ottimale fra gli atomi corrispondente ad una energia minima = distanza alla quale l’attrazione elettroni-nucleicompensa la repulsione fra i nuclei stessi.
• Un legame polare è più corto di un legame apolare• Un legame triplo è più corto di un legame doppio che è più corto
di un legame singolo
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Geometria degli orbitali molecolari
• Gli orbitali atomici che rappresentano le regioni dello spazio dove si trovano gli elettroni, hanno forme ed orientamenti definiti dal
numero quantico l. Anche gli orbitali ibridi hanno forma e orientazione particolari.
• Ne risulta che i legami di covalenza sono legami con caratteristiche geometriche (lunghezza, angoli di legame) definite e determinano la disposizione spaziale degli atomi nelle molecole (stereochimica)
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H2C=CH2 etilene legame doppio, ordine di legame 2
HC=CH acetilene, legame triplo, ordine di legame 3
Etilene acetilene
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Teoria della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion):
le coppie elettroniche si respingono tra di loro, sia che facciano parte dei legami chimici (coppie di legame), sia che non siano condivise (coppie solitari).
Le coppie di elettroni tendono ad assumere orientazioni che riducano al minimo le reciproche repulsioni.
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H2S, SO2, H2O10522planare piegata o a V
PH3, SO32-, NH310713Trigonale
piramidale
NH4+, SO4
2-, SiO4 2-
PO43-, Ni(CO)4, CH4
109.504Tetraedrico
BF3, SO3, NO3-, CO3
2-,
C2H4
12003Trigonale planare
BeCl2, CO2, HCN, C2H218002Lineare
Esempi Angolo di legame/°
N° coppie elettroni solitari
N° coppie elettronidi legame
forma
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Ione ammonio
Ioni poliatomici
Questi ioni sono delle “molecole con carica” come
SO42-, NO3
-, CrO42-, MnO4-,
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I legami intermolecolari
Le forze intermolecolari sono le forze esistenti fra le molecole
Forze di van der WaalsInterazioni dipolo-dipolo fra dipoli permanenti (composti polari)
Forze di LondonInterazioni dipolo-dipolo fra ipoli istantanei e dipoli indotti
- +
-+-+
- +
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Legame a idrogenoIl legame a idrogeno si forma quando un atomo di H legato con un legame covalente ad un atomo fortemente elettronegativo (F, O, N) viene attratto da l’atomo elettronegativo appartenente ad una molecola vicina.