la struttura della materia - la struttura dellatomo: il nucleo - la struttura dellatomo: gli...

LA STRUTTURA DELLA MATERIA

- La struttura dell’atomo: il nucleoLa struttura dell’atomo: il nucleo

- La struttura dell’atomo: gli elettroniLa struttura dell’atomo: gli elettroni

- Il legame chimico- Il legame chimico

- Le forze di interazione intermolecolari- Le forze di interazione intermolecolari

Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

Il legame chimicoL'esistenza di molecole poliatomiche implica che debbano esistere interazioni fra atomi tali da formare aggregati energeticamente stabili: quando il guadagno di energia nella formazione di un aggregato di atomi è pari o superiore a 40 kJ/mol si può dire che si è formato un legame chimico.Vedremo che gli atomi si uniscono a formare molecole cedendo o acquistando elettroni o mettendoli in comune. In base a ciò i legami si distinguono in:

ENERGIA DI LEGAMENel caso di una molecola biatomica l'energia di legame è definita come l'energia necessaria per rompere il legame - cioè è l’energia che occorre impiegare per separare gli atomi contenuti nella molecola

es. H2(gas) = 2 H(gas) D(H-H)=436 kJ/mol

ENERGIA DI LEGAMENel caso di una molecola biatomica l'energia di legame è definita come l'energia necessaria per rompere il legame - cioè è l’energia che occorre impiegare per separare gli atomi contenuti nella molecola

es. H2(gas) = 2 H(gas) D(H-H)=436 kJ/mol

Legame ionico, legame covalente (puro e polare), legame metallicoLegame ionico, legame covalente (puro e polare), legame metallico


molecola Energia di legame

in kJ/mol

N2 945

O2 498

F2 460

Cl2 243

CO 1077

HI 299


Maggiore è l’energia di legame, più

forte è il legame chimico.

Uen

erg

ia

po

ten

zial

e

rdistanza

internucleare

termine attrattivo: all’avvicinarsi degli atomi si istaurano delle forze di interazione fra le nuvole elettroniche di un atomo e il nucleo di un altro: l’energia diminuisce

termine repulsivo: per distanze molto piccole prevalgono le forze repulsive fra elettroni-elettroni e nuclei-nuclei:l’energia aumenta bruscamente

r0per valori grandi di distanza internucleare, le forze di interazione fra gli atomi sono nulle e l’energia potenziale di interazione vale 0


DISTANZA DI LEGAME: nel caso di una molecola biatomica è definita come la distanza media fra i nuclei dei due atomi legatiDISTANZA DI LEGAME: nel caso di una molecola biatomica è definita come la distanza media fra i nuclei dei due atomi legati

molecola Distanza di legame (nm)

F2 0,142

N2 0,1094

NO 0,1151

CO 0,1128


Legame ionico

Il legame ionico è un legame di natura elettrostatica che si forma quando si combinano fra loro gli atomi di elementi aventi, rispettivamente, un basso potenziale di ionizzazione e una affinità elettronica molto negativa.

Es. Na (basso PI) + Cl (AE molto negativa) NaCl

L’elemento con basso potenziale di ionizzazione trasferisce un elettrone all’elemento con affinità elettronica molto negativa: il primo si carica quindi positivamente, mentre il secondo si carica negativamente. A questo punto fra i due ioni di carica opposta subentra una attrazione di tipo elettrostatico (legge di Coulomb)


Na3s1

Cl3s23p5

Na+

2s22p6

Cl-

3s23p6attrazione

elettrostatica


Consideriamo da una punto di vista energetico la formazione di una molecola di NaCl isolata (allo stato gassoso): 1) dobbiamo spendere energia per formare Na+

Na(gas) Na+(gas) + elettrone PI=496 kJ/mol

2) abbiamo un rilascio di energia quando da Cl passiamo a Cl-

Cl(gas) + elettrone Cl-(gas)AE=-350 kJ/mol

Sommando PI del sodio a AE del cloro, abbiamo un numero positivo; cioè se non intervenissero altri fattori, la molecola di NaCl non potrebbe essere stabile!

PI+AE= +146 kJ/mol non ci sarebbe cioè guadagno di energia e quindi stabilizzazione


Se considero nel bilancio energetico anche l’interazione coulombiana fra cariche di segno opposto

U = - q2 / r

per NaCl U=-589 kJ/mol e quindi

Na(gas) Na+(gas) + elettrone PI=496 kJ/molCl(gas) + elettrone Cl-(gas) AE=-350 kJ/molNa+(gas) + Cl-(gas) NaCl(gas) U=-589 kJ/mol

Na(gas) + Cl(gas) NaCl(gas) guadagno energetico=-443 kJ/mol


Se anziché una molecola isolata in fase gassosa consideriamo un reticolo monodimensionale, la stabilizzazione dovuta all'interazione coulombiana è maggiore (U=-766 kJ/mol)

e nel solido tridimensionale (situazione reale) è ancora maggiore

Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl-

Na+

Cl-

Cl- Cl-Cl-

Cl- Cl-

Cl-

Cl-ogni ione Na+

interagisce con sei ioni Cl-

ogni ione Cl-

interagisce con sei ioni Na+

i composti ionici sono sempre solidi

nelle normali condizioni di temperatura e pressione


K [Ar] 4s1 Cl [Ne] 3s23p5

K+ [Ar] Cl- [Ne] 3s23p6=[Ar]

Cristallo di KCl

scambio di un elettrone

Cristallo di MgSMg [Ne] 3s2 S [Ne] 3s23p4

scambio di 2 elettroni

Mg++ [Ne] S= [Ne] 3s23p6=[Ar]


gli ioni che si formano per cessione o acquisto di elettroni ‘mimano’ la configurazione del gas nobile più vicino

Come si riconosce un composto/solido ionico?

I composti ionici sono sempre formati da elementi spiccatamente metallici (quelli che cedono facilmente un elettrone, PI piccolo) uniti a elementi spiccatamente non-metallici (quelli che accettano facilmente un elettrone, AE molto negativa).

PIpiccolo

AE molto negativa


In ragione del tipo di legame che caratterizza i composti ionici, essi manifestano alcune proprietà caratteristiche:

1) In condizioni normali non formano una singola molecola, ma un intero reticolo cristallino in cui ogni ione positivo (catione) si circonda di ioni negativi (anioni) e viceversa configurazione di massima stabilità energetica

2) I solidi ionici sono caratterizzati da alte temperature di fusione – questo perché nel corpo del liquido gli ioni positivi e negativi non sono posizionati in maniera regolare (con relativa minimizzazione della energia) come nel solido

NB: il solido non è un buon conduttore di elettricità,il liquido si!

3) I solidi ionici risultano facilmente solubili in solventi polari come l’acqua


Legame covalente

Lewis 1927: il legame covalente si forma in seguito alla condivisione fra due atomi di una o più coppie di elettroni in mododa far raggiungere a ciascun atomo la configurazione elettronica di una gas nobile – le coppie elettroniche di legame si formano per accoppiamento di elettroni spaiati originariamente presenti negli atomi isolati

I composti in cui sono presenti i legami ionici sono in numero limitato. Nella maggior parte dei composti gli atomi sono legati fra loro in mododa raggiungere una configurazione più stabile (a minor energia) non percessione e acquisto di un elettone, ma per messa a comune (condivisione, compartecipazione) di una coppia di elettroni

regola dell’ottettoH fa eccezione (due elettroni)


Es. il cloro ha sette elettroni esterni [Ne] 3s23p5

notazione di Lewis

la formazione di un legame si ha per messa a comune degli elettronispaiati di ciascun atomo di Cl

:

:: .Cl

:

:: .Cl :

::.Cl+ Cl:

:: :

:: :Cl

ogni atomo di cloro ha intorno a sé 8 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di Ar)


Es. l’ossigeno ha sei elettroni esterni [He] 2s22p4

notazione di Lewis

la formazione di un legame si ha per messa a comune degli elettronispaiati di ciascun atomo di O – questa volta sono due elettroni perciascun atomo

:

.: .O

ogni atomo di ossigeno ha intorno a sé 8 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)

DOPPIO LEGAME

+ O: : :: : :O:

.: .O :

.:

.O


Es. l’azoto ha cinque elettroni esterni [He] 2s22p3

notazione di Lewis

la formazione di un legame si ha per messa a comune degli elettronispaiati di ciascun atomo di N – questa volta sono tre elettroni perciascun atomo

.

.: .N

ogni atomo di azoto ha intorno a sé 8 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)

TRIPLO LEGAME

+ N: ::::N.

.: .N .

.: .N


Es. il fluoro ha sette elettroni esterni [He] 2s22p5

l’idrogeno ha un elettrone esterno 1s1

notazione di Lewis

la formazione di un legame si ha per messa a comune dell’elettronespaiato dell’atomo di idrogeno e quello spaiato di tipo p dell’atomo di fluoro

L’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni (acquisisce la configurazioneelettronica dell’He) mentre il fluoro ha intorno a sé 8 elettroni (acquisisce la configurazione elettronica di Ne)

Cl2, O2 e N2 sono molecole omonucleari, vale a dire che gli atomi cherisultano uniti in seguito alla formazione del legame sono identici

Caso delle molecole eteronucleari

:

:: .F+ :

:: :F.H H


Es. La molecola di acqua H2Ol’ossigeno ha sei elettroni esterni [He] 2s22p4


notazione di Lewis

si ha la formazione di due legami in cui si ha per messa a comune degli elettroni spaiati di O con l’elettrone spaiato di ciascun atomo di H

l’atomo di ossigeno ha intorno a sé 8 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)l’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di He)

Molecole con più di due atomi

:

.: .O .H

+ 2 O: : ::

:

.: .O .H H H


:

Es. La molecola di ammoniaca NH3

l’azoto ha cinque elettroni esterni [He] 2s22p3


notazione di Lewis

si ha la formazione di tre legami in cui si ha per messa a comune degli elettroni spaiati di N con l’elettrone spaiato di ciascun atomo di H

l’atomo di azoto ha intorno a sé 8 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)l’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni(acquisisce la configurazione elettronica di He)

Molecole con più di due atomi

.H

+ 3 N: : :.H H H

.

.: .N

.

.: .N

H


Legame covalente puro e legame covalente polare

Se gli atomi sono diversi, gli elettroni si disporranno in maniera asimmetrica, con densità maggiore in corrispondenza dell’atomo che ha maggiore “affinità” per gli elettroni.

Se gli elettroni di legame sono in perfetta compartecipazione fra gli atomi si ha un legame covalente puro – in pratica solo le molecole omonucleari sono caratterizzate da un legame covalente puro perché, essendo i nuclei identici, nessuno di essi avrà una maggiore “affinità” per gli elettroni.

elettronegatività

affinitàL’elettronegatività rappresenta la capacità di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni messi in compartecipazione durante la formazione del legame

- l’affinità elettronica è riferita ad un atomo isolato ed è una forma di energia- l’elettronegatività è riferita ad un atomo che ha formato un legame e non è una forma di energia


Elettronegatività

i non-metalli hanno elettronegatività maggiore dei metalli; il fluoro è l’elemento più elettronegativo (anche ossigeno, azoto e cloro sono molto elettronegativi), il cesio (e anche gli altri metalli alcalini) è l’elemento meno elettronegativo


Maggiore è la differenza di elettronegatività fra gli elementi che formano la molecola, maggiore è il carattere polare del legame covalente.Di fatto si viene a distorcere la densità elettronica in favore dell’atomo più elettronegativo che assume una parziale carica negativa, l’atomo meno elettronegativo assume una parziale carica positiva. Questa asimmetria di cariche si chiama “dipolo”

Es. H 2,1 Cl 2,9 H - Cl

Legame ionico: caso limite con grande differenza dielettronegatività

+ -

criterio: se la differenza di elettronegatività è > 1,9 si ha un legame ionico

quindi la molecola di HCl è caratterizzata da un

legame covalente polare


La geometria delle molecoleI legami covalenti sono direzionali, cioè hanno una orientazione

caratte-ristica nello spazio. Se un atomo centrale forma più di un legame covalente con altre specie atomiche osserviamo che i legami si dispongono con una orientazione tipica si parla quindi di angolo di legame (l’angolo formato da una coppia di legami)

esempio: molecola di metano CH4

l’atomo centrale di carbonio forma 4 legami covalenti con altrettanti atomi di idrogeno; gli angoli compresi fra ciascuna coppia di legami sono esattamente uguali e pari a 109,5°

La forma geometrica di una molecola può essere prevista in base alla teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) secondo la quale gli atomi si dispongono intorno all’atomo centrale in modo tale da ridurre la repulsione fra le coppie di elettroni, siano esse di legame oppure no.


a seconda del numero coppie di elettroni facenti capo all’atomo centrale, quindi, avremo diverse geometrie che in definitiva tendono ad allontanare il più possibile le coppie di elettroni (miglior modo per minimizzare la repulsione reciproca)


NB la geometria della molecola può influenzare il fatto che ci sia un dipolo oppure no in presenza di legami covalenti polari

Per esempio la molecola di CO2 è lineare (O=C=O) e quindi ricade nel caso a) e non ha un dipolo, nonostante i due legami C=O siano covalenti polari; la molecola di acqua H2O, invece, è piegata e ricade nel caso b); l’acqua è quindi una molecola polare


Gli orbitali molecolari 1.

Un modo più corretto per descrivere il legame covalente fa uso del concetto di orbitale molecolare introdotto in maniera analoga a quanto visto con gli orbitali atomici. Si tratta quindi di risolvere l’equazione di Schroedinger per un sistema con due (o più) nuclei e i relativi elettroni

tale calcolo è piuttosto complesso e si ricorre a delle semplificazioni

Per esempio, la forma degli orbitali molecolari sarà relazionata agli orbitali atomici di partenza. Un metodo per risolvere questo problema è il metodo del legame di valenza (indicato comunemente con VB da valence bond). Secondo questa teoria un legame covalente si forma quando gli orbitali dei due atomi si sovrappongono e sono occupati da una coppia di elettroni con spin opposto

Es. la molecola di H2

la configurazione elettronica di H è 1s1, cioè entrambi gli atomi di H di partenza hanno un elettrone in un orbitale s


1s 1s

i due orbitali s si sono fusi

a formare un orbitale molecolare


gli orbitali di tipo (sigma) hanno

geometria cilindrica



i due orbitali p si sono fusi a formare un orbitale molecolare

3pz 3pz

Cl2

Cl [Ne]3s23p5

uno degli orbitali p è occupato da un solo elettrone






i due orbitali p si sono fusi a formare un orbitale molecolare

3px 3px

3px 3px


i sei orbitali p si sono fusi a formare un

orbitale molecolare e dueorbitali triplo legame

N2

N [He]2s22p3


GEOMETRIE MOLECOLARI E IBRIDAZIONE

Al fine di minimizzare la repulsione fra le nuvole elettroniche, in alcuni casi le molecole assumono particolari geometrie ottimali; ciò è possibile grazie alla formazione di orbitali ibridi che hanno una opportuna direzione nello spazio. In alcuni casi l'ibridazione consente anche di formare un numero di legami maggiore (vedi il caso del carbonio).

C [He]2s22p2 in molti composti il carbonio forma 4 legami equivalenti

C [He]2s12p3 attenzione: i 4 legami devono essere equivalenti

promozione di un elettrone da un orbitale s a un orbitale p



Gli orbitali ibridi si ottengono per combinazione lineare degli orbitali atomici non ibridati. Perché ciò sia possibile, è necessario che:

1)Gli orbitali che si combinano abbiano una energia confrontabile.

1)Gli orbitali ibridi sono in numero uguale agli orbitali di partenza.


Ibridazione spIbridazione sp

Un orbitale s si combina con un orbitale p; si ottengono due orbitali ibridi di tipo sp (che non hanno né la forma né l’energia degli orbitali di partenza! Sono orbitali diversi, con la loro specificità).


Esempio di una molecola con ibridazione spEsempio di una molecola con ibridazione sp

CC22HH22

I due atomi si carbonio formano un legame sigma per sovrapposizione dei due orbitali ibridi sp; i due orbitali p non ibridati del carbonio

formano due legami . Quindi fra i due atomi di carbonio c’è un triplo legame.


Ibridazione spIbridazione sp22Un orbitale s si combina con due orbitali p; si ottengono tre orbitali ibridi di tipo sp2.

Esempio di una molecola con Esempio di una molecola con ibridazione spibridazione sp22

BHBH33


Esempio di una molecola con ibridazione spEsempio di una molecola con ibridazione sp22

CC22HH44

I due atomi si carbonio formano un legame sigma per sovrapposizione dei due orbitali ibridi sp2; l’orbitale p non ibridato

del carbonio forma un legame . Quindi fra i due atomi di carbonio c’è un doppio legame.


Ibridazione spIbridazione sp33

CHCH44

Un orbitale s si combina con tre orbitali p; si ottengono tre orbitali ibridi di tipo sp3. I quattro orbitali risultanti sono diretti verso i vertici di un tetraedro.

NHNH33

HH22OO

uno dei vertici è occupato da un

doppietto di elettroni dell’azoto

due dei vertici sono occupati da un

doppietto di elettroni dell’ossigeno

NB: con l’ibridazione si NB: con l’ibridazione si ottengono le stesse geometrie ottengono le stesse geometrie molecolari del metodo VSEPRmolecolari del metodo VSEPR


Gli orbitali molecolari 2.Un metodo alternativo al metodo del legame di valenza (VB) è la cosiddetta teoria degli orbitali molecolari (Metodo LCAO, linear combination of atomic orbitals) in cui gli orbitali molecolari si ottengono per combinazione lineare (somma pesata) degli orbitali atomici di partenza (NB: nel caso VB non si parla di combinazione lineare, ma di sovrapposizione). Secondo questo metodo, combinando linearmente gli orbitali atomici ottengo quelli molecolari in numero uguale a quelli di partenza.Caso dell’atomo di idrogeno:Combinando i due orbitali 1s (uno per atomo) ottengoun orbitale sigma a piùbassa energia (orbitale di legame perchè stabilizzala molecola) e uno a più alta energia (detto di antilegame perché destabilizzala molecola)


Formazione di orbitali sigma (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo sFormazione di orbitali sigma (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo s


Formazione di orbitali sigma (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo pFormazione di orbitali sigma (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo p


Formazione di orbitali pi greco (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo pFormazione di orbitali pi greco (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo p


Aufbau per le molecoleAufbau per le molecoleSi procede in maniera analoga a quanto visto per gli orbitali atomici con i seguenti schemi di orbitali a energia crescente

Schema per le molecole omonucleari

leggere (fino a N2)

NB la molecola di boro ha due elettroni spaiati


Aufbau per le molecoleAufbau per le molecole

NB la molecola di ossigeno ha due elettroni spaiati

Schema per le molecole omonucleari

più pesanti di N2


Aufbau per le molecoleAufbau per le molecole

Schema per le molecole biatomiche

eteronucleari


Nel metodo LCAO si definisce ORDINE DI LEGAME il rapporto

Le molecole con ordine di legame zero non sono stabili e non esistono (per esempio, si può verificare la non esistenza delle molecole biatomiche di gas nobili); le molecole con ordine di legame 1, hanno un singolo legame (per es. Cl2); le molecole con ordine di legame 2, hanno un doppio legame (per es. la molecola O2); le molecole con ordine di legame 3, hanno un triplo legame (per es. la molecola N2).

Il metodo LCAO può essere applicato anche al caso di molecole molto più complesse.

Il diamante è costituito da carbonio puro; ogni atomo di carbonio è legato ad altri 4 atomi di carbonio tramite legami covalenti equivalenti. La struttura si ripete per tutto il corpo del solido. È proprio la forza di tali legami tutti equivalenti lungo tutte le direzioni a conferire le particolari proprietà di durezza al diamante.Inoltre il diamante è un ottimo isolante perché tutti gli elettroni sono impegnati in legami covalenti fortemente direzionali e quindi non sono liberi di muoversi (il trasporto di corrente è associato a cariche in movimento)

SOLIDI COVALENTISOLIDI COVALENTIIn alcuni composti, il legame covalente, anziché caratterizzare una singola molecola vista come entità microscopica a se stante, può caratterizzare un intero reticolo cristallino. In questo caso si parla di SOLIDI COVALENTI. L’esempio più classico è il diamante



In realtà il carbonio elementare è presente in natura in diverse forme allotropiche, di cui quella più stabile è la grafite.

Nella grafite gli atomi di carbonio sono ibridizzati sp2 e quindi si legano con legami sigma ad altri tre atomi di carbonio formando così degli esagoni perfettamente regolari uniti dai lati. L’elettrone dell’orbitale 2p non ibridato viene condivisi in un orbitale di tipo pi greco formato per sovrapposizione con gli altri orbitali 2p. Gli esagoni formano un esteso piano molecolare che è legato ad altri analoghi piani molecolari tramite interazioni deboli di tipo van der Waals (vedi poi). La differenza di struttura spiega la grande differenza nelle proprietà di grafite e diamante: il diamante è la sostanza più dura conosciuta, la grafite si sfalda facilemente lungo i piani ed è usata come lubrificante.Inoltre la grafite manifesta una certa conducibilità elettrica grazie agli elettroni condivisi delocalizzati sull’orbitale pi greco.


Gli altri allotropi del carbonio sono:

FULLERENE: gli atomi di carbonio si legano formando

esagoni e pentagoni e assumendo una forma che ha

la stessa geometria del pallone da calcio

NANOTUBI: struttura tipo grafite ma con geometria cilindrica

SOLIDI COVALENTISOLIDI COVALENTI


Ci sono anche solidi covalenti in cui sono presenti atomi diversi come è il caso della silice SiO2 (che nella forma cristallina prende il nome di quarzo) o del nitruro di boro (BN)

SiO2

in rosso: ossigeno, in grigio : silicioBN

in nero: boro, in bianco: azoto

NB: come nel diamante si ripete una

unità tetraedrica

Legame metallico

Circa i ¾ degli elementi della tavola periodica sono metalli. I metalli danno luogo a un tipo di legame peculiare che è all’origine delle loro particolari proprietà (conducibilità termica, conducibilità elettrica, duttilità, malleabilità).

Abbiamo già visto che i metalli sono caratterizzati da una certa tendenza a perdere i loro elettroni esterni (danno facilmente legame ionico in presenza di un nonmetallo). Nel reticolo dei metalli le posizione fisse reticolari sono occupate dagli ioni positivi mentre gli elettroni messi in compartecipazione per la formazione del legame non occupano posizioni fisse nello spazio, ma sono liberi di muoversi

Modello del mare (o gas) di elettroni


Il modello delle bande: le proprietà dei metalli si possono anche spiegare con la teoria degli orbitali molecolari – in questo caso si combinano gli orbitali di un gran numero di atomi, tanto da generare “bande” piuttosto che singoli orbitali molecolari. Gli elettroni dei metalli sono quindi condivisiper tutto il cristallo.

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

elettroneGli elettroni sono in moto caotico, essendo carichi negativamente tengono unito il cristallo formatodagli ioni positivi (attenzione, si parla di ioni perché ciascun atomo perde solo gli elettroni esterni – è sbagliato dire che sono i nuclei ad occupare le posizioni reticolari perché questo implicherebbe la cessione di tutti gli elettroni, anche quelli dei livelli interni, ma così non è).


+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

in assenza di campo elettrico, il moto degli elettroni è caotico

- +

se applico una differenza di potenziale, siamo cioè in

presenza di campo elettrico, il moto degli elettroni è

unidirezionale(causa del fenomeno della

conducibilità elettrica)


+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

Se applico una forza, tipouno sforzo di taglio, il

reticolo si deforma senzarompersi. Questo perché gli

elettroni sono moltoveloci e si riadattano rapidamente

alla mutazione del reticolodi ioni

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

+ + + + + +

Proprietà meccaniche dei reticoli metallici:


+ - + - + -

- + - + - +

+ - + - + +

- + - + - +

+ - + - + -

NB la situazione in un solido ionico (composti ionici) è completamente diversa.

Abbiamo già visto come in un solido ionico le posizione reticolari siano occupate alternativamente da ioni

positivi e ioni negativi, i modo che ogni ione sia circondato

solo da ioni di carica opposta. Uno sforzo di taglio in questo caso ha l’effetto di far slittare

un piano rispetto all’altro. Ma in questo caso l’alterazione è

profonda perché ora cariche dello stesso segno si trovano

contigue e generano una repulsione (anziché attrazione)

elettrostatica: IL SOLIDO SI SFALDA

+ - + - + -

+ - + - +

+ - + - + -

- + - + - +

+ - + - + -

-


Gli stati di aggregazione della materia

Il legame chimico rende conto della esistenza delle molecole. Le molecole rappresentano delle entità ben definite con delle proprietà ben caratterizzate.

Es. Una molecola di acqua è sempre costituita da un atomo di ossigeno legato a due atomi di H, indipendentemente dall’ambiente circostante in cui si trova. Tuttavia l’acqua è presente in natura come vapore (fase gassosa), liquido (fase liquida) e ghiaccio (fase solida).

Da che cosa sono determinati gli stati di aggregazione della materia?

Stato gassosoStato liquidoStato solido


Solidi ionici: (cloruro di sodio, bromuro d’argento) ioni positivi e negativi sono tenuti assieme dalla attrazione elettrostatica.Solidi covalenti: (diamante, carburo di silicio SiC, nitruro di boro BN) atomi sono tenuti insieme da legami covalenti con formazione di estesi reticoli.Solidi metallici: (ferro, rame, argento) ioni positivi sono circondati e tenuti assieme dagli elettroni condivisi (delocalizzati su tutto il cristallo).

in questi casi la formazione stessa dei legami implica l’esistenza di un aggregato molto complesso

sostanza rigidae il ghiaccio??


LA STRUTTURA DELLA MATERIA

- La struttura dell’atomo: il nucleoLa struttura dell’atomo: il nucleo

- La struttura dell’atomo: gli elettroniLa struttura dell’atomo: gli elettroni

- Il legame chimico- Il legame chimico

- Le forze di interazione intermolecolari- Le forze di interazione intermolecolari


Le forze di interazione intermolecolari

- le forze di interazione intermolecolari sono forze attrattive che le molecole esercitano fra di loro

- si tratta di nuovo di forme di interazione elettrostatica, ma le energie coinvolte sono molto più modeste delle energie coinvolte nella formazione del legame chimico

da qualche decimo di kJ/mol a qualche decina di kJ/mol

forze di questo tipo rendono conto della esistenza come solidi del ghiaccio, degli zuccheri, etc. e rendono anche conto della esistenza di molti composti sottoforma di liquidi (acqua, olio, alcol etilico, etc.).

1) interazioni dipolari

2) legame a idrogeno

forze dipolo-dipolo

forze di dispersione


Interazioni dipolariForze dipolo-dipolo: si manifestano fra molecole caratterizzate da un momento di dipolo – le molecole orientano le proprie estremità con addensamento di carica positiva verso le estremità di altre molecole con addensamento di carica negativa

-+

-+

-+

-+

-+

-+

-+

-+

HCl


se considero una miscela contenente una molecola polare come l’acqua e una non polare (come Br2) il dipolo dell’acqua può indurre temporaneamente un dipolo nella molecola apolare (dipolo indotto) sempre a causa delle forze elettrostatiche

NB alcune molecole si lasciano indurre un momento di dipolo molto facilmente (più è grande l’atomo coinvolto più è facile)

triclorometano (o

cloroformio) CHCl3


Forze di dispersione: si manifestano fra molecole apolari – poiché la distribuzione degli elettroni non è uniforme intono ai nuclei, si possono determinare delle asimmetrie nella distribuzione delle cariche, si forma cioè un dipolo istantaneo; la presenza di un dipolo istantaneo induce una asimmetria di carica nelle molecole vicinali; a questo punto si stabilisce una attrazione elettrostatica

condizione iniziale, no dipolo

-+

formazione di un dipolo istantaneo

-+

-+

interazione dipolo istantaneo –

dipolo indotto


Br2

I2

S8

il bromo elementare è un liquido

lo zolfo elementare è un solido

lo iodio elementare è un solido


Legame a idrogenoSi tratta anche in questo caso di una interazione debole di tipo elettrostatico che si verifica fra un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo fortemente elettronegativo (e generalmente piccolo, come N, O, F) e un altro atomo dello stesso tipo di una molecola vicina

Caso dell’acqua

O H O H O H O H

H H H H

O H O H O H O H

H H H H


La presenza del legame a idrogeno conferisce una particolare proprietà all’acqua: il ghiaccio ha un peso specifico inferiore all’acqua liquida. Questo perché l’impaccamento ordinato del solido genera una “struttura aperta”, molto meno regolare nel caso del liquido


ci sono anche altri composti caratterizzati dal legame a idrogeno come l’acido fluoridrico o l’acido acetico


solidi ionicicloruro di sodio

NaClFluoruro di litio LiF

Solfuro di zinco ZnS

solidi covalentidiamante (C)

carburo di silicio (SiC)

silice (SiO2)

solidi metalliciferro (Fe)rame (Cu)

argento (Ag)oro (Au)

solidi molecolarighiaccio (H2O)

zuccheroiodio

posizioni del reticolo occupate

da

ioni alternati di carica opposta

atomi (identici come nel diamante o diversi come nella silice)

ioni positivi molecole

tipo di legame legame ionico legame covalentelegame metallico(elettroni molto delocalizzati)

forze di interazione intemolecolari

proprietà meccaniche ed

elettriche

duri ma fragiliisolanti allo stato solido, conduttori una volta fusi

molto duriisolanti

duttili e malleabilibuoni conduttori

teneri e fragiliisolanti


la struttura della materia - la struttura dellatomo: il nucleo - la struttura dellatomo: gli...

Documents