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Chimica 2 Chimica 2 Presentation Transcript

  • Si ha un legame chimico quando una forza di natura elettrostatica tiene uniti più atomi in una molecola o in un composto chimico (legami forti, o intramolecolari) o più molecole in una sostanza allo stato condensato (legami deboli, o intermolecolari ).  LEGAMI INTRAMOLECOLARI •Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica più stabile, generalmente la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, quindi l’ottetto. I gas nobili, che già hanno raggiunto l’ottetto, non formano legami chimici. •Quando due atomi si legano la molecola risultante è un sistema ad energia minore e quindi più stabile rispetto ai due atomi isolati, questo è il motivo per cui in natura si trovano pochissimi atomi isolati. •Nei legami chimici vengono interessati solo elettroni di valenza, cioè quelli degli orbitali più esterni. •L’energia di legame è la quantità di energia che bisogna fornire per rompere un legame e che è uguale a quella che si libera quando lo stesso legame viene costituito. •Identifichiamo tre tipi di legame che si ottengono combinando i due tipi di atomo: metallo con non metallo; non metallo con non metallo; metallo con metallo.
  • LEGAME IONICO Metallo con Non metallo. Il legame ionico è un legame tra ioni di segno opposto. Tali ioni derivano da atomi aventi differenza di elettronegatività superiore al limite convenzionale di 1,9: in queste condizioni, quando i due atomi si avvicinano, gli elettroni del livello più esterno dell’atomo meno elettronegativo passano all’atomo più elettronegativo. Quest’ultimo diviene quindi uno ione negativo, mentre l’altro atomo diviene uno ione positivo. Questo legame è di natura prettamente elettrostatica Solido ionico Un solido ionico è formato da cationi e anioni, che generalmente sono disposti in maniera ordinata e regolare: si parla in questo caso di solido cristallino. Il legame ionico non è direzionale, e ogni anione non è specificamente legato ad un certo catione, ma a tutti i cationi che lo circondano. Questa struttura ordinata è difficile da distruggere, e questo spiega l’elevato punto di fusione dei solidi ionici. Anche se spesso molto duri, i solidi ionici sono anche molto fragili, e si sfaldano facilmente (cioè si rompono producendo superfici perfettamente lisce). Questo può essere spiegato dal fatto che un colpo localizzato può far scorrere leggermente due piani di ioni, e allora le interazioni diventano repulsive ed il cristallo si spezza .
  • LEGAME COVALENTE Non metallo con Non metallo Il legame è realizzato attraverso la condivisione di coppie di elettroni (al massimo tre). Se viene condivisa una sola coppia di elettroni il legame sarà definito semplice, se le coppie sono due si dirà doppio, se tre triplo. Legame covalente puro Un legame covalente è detto “puro” quando si forma fra atomi con lo stesso valore di elettronegatività, oppure valori compresi tra 0 e 0,3. In questo caso, gli elettroni che vengono messi in comune fra i due atomi vengono attratti con la stessa forza da entrambi i nuclei e, perciò, vengono ad essere condivisi in maniera uguale fra i due atomi (c’è una distribuzione simmetrica della nube elettronica).
  • Legame singolo Altri esempi utilizzando la simbologia di Lewis: Legame doppio Legame triplo
  • Legame covalente polare Un legame covalente polare si forma tra atomi che hanno elettronegatività diversa, ma non tanto diversa da rendere possibile la formazione di un legame ionico (la differenza dei valori di elettronegatività è sempre minore di 1,9). In questo caso, i due atomi mettono in comune i loro elettroni spaiati che però saranno maggiormente attratti dall’atomo più elettronegativo. Il legame risulterà quindi polarizzato elettricamente, cioè ognuno degli atomi coinvolti nel legame presenterà una carica elettrica parziale, o negativa o positiva. Poiché si ha un parziale trasferimento di elettroni da un atomo ad un altro, questo tipo di legame è intermedio tra il legame covalente e il legame ionico. Per esempio in HCl il cloro attrae la coppia di elettroni più fortemente, e questa quindi si trova più vicina al cloro che all’idrogeno. Si ha quindi una piccola carica negativa sul cloro, e una piccola carica positiva sull’idrogeno (indicate con i simboli δ+ e δ–). Nel suo complesso, la molecola è un dipolo elettrico.
  • Legame di coordinazione (o dativo) È un tipo particolare di legame covalente detto, in passato, dativo in quanto i due elettroni coinvolti nel legame provengono da uno solo dei due atomi detto datore (o agente nucleofilo), mentre l'altro viene detto accettore (o agente elettrofilo) e deve avere un orbitale vuoto nel quale poter “alloggiare” questa coppia. Il caso più comune è quello in cui l'ammoniaca, che possiede un doppietto elettronico non condiviso, lega un protone H+ dando così luogo allo ione ammonio. Solidi covalenti Nel reticolo cristallino * sono posti atomi legati tra loro da legami covalenti quindi da forze intense e di tipo direzionale. L’esempio tipico è quello del diamante, in cui ogni atomo di carbonio ha una in comune una coppia di elettroni con altri atomi di carbonio. Altro esempio è il quarzo (SiO2). Tali solidi hanno punti di fusione e durezza elevati, sono in genere cattivi conduttori di elettricità e insolubili. * Reticolo cristallino: schema che riproduce la disposizione spaziale delle particelle (atomi/molecole/ioni) in un solido cristallino.
  • Legame metallico Metallo con metallo Nel più semplice modello del legame metallico, tutti gli atomi mettono in comune i loro elettroni di valenza in un “mare” di elettroni uniformemente distribuito. Secondo questo modello un metallo può essere rappresentato come un reticolo cristallino di ioni positivi tenuti uniti da una nube di elettroni condivisi estesa a tutto il reticolo. A differenza del legame covalente, gli elettroni sono “delocalizzati”, cioè non sono legati a nessun atomo particolare e quindi risultano essere estremamente . Tale mobilità è responsabile delle proprietà dei metalli come l’elevata conducibilità elettrica. Solidi metallici Il legame metallico, che tiene insieme il reticolo dei solidi metallici, è determinato dall’attrazione tra ioni positivi e gli elettroni delocalizzati. Esso non è direzionale e i reticoli cristallini sono caratterizzati da un impacchettamento compatto di ioni. La non direzionalità dei legami spiega alcune proprietà dei metalli, quali la tenacità, la plasticità, la duttilità (si riducono facilmente in fili sottili) e la malleabilità (si riducono facilmente in fogli sottili) .
  • DUE TEORIE DEL LEGAME COVALENTE Si basano sulla meccanica quantistica: • TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) che spiega le interazioni degli orbitali atomici nella formazione di un legame covalente. • TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO) che ipotizza l’esistenza di orbitali che si estendono sull’intera molecola. Le due teorie si integrano l’una con l’altra e sono indispensabili per la comprensione del legame covalente.
  • TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) 1. Un legame chimico si forma spontaneamente tra due atomi che presentino orbitali semivuoti al fine di conseguirne la saturazione. Di conseguenza non è necessario che venga realizzato l’ottetto elettronico 2. un legame chimico è dato dalla sovrapposizione degli orbitali degli atomi che partecipano al legame. 3. La sovrapposizione può avvenire in due modi diversi e generare due tipi di legami covalente: σ e π 4. gli elettroni di legame sono, con molta probabilità, localizzati nella regione di legame. 5. Gli orbitali atomici che danno luogo alla formazione del legame possono essere di tipi differenti. 6. Gli orbitali atomici che danno luogo alla formazione del legame, possono anche non essere orbitali atomici “puri” (cioè derivanti direttamente dalla soluzione dell’equazione di Schroedinger), ma di carattere diverso. Viene introdotto il concetto di ibridazione.
  • ORBITALI DI SOVRAPPOSIZIONE I legami σ sono quelli che derivano dalla I legami π si formano invece quando due orbitali sovrapposizione di due orbitali atomici, non si sovrappongono lungo l’asse di legame contenenti ognuno un elettrone spaiato, lungo (sovrapposizione laterale). la direzione dell’asse (sovrapposizione frontale) I segni + e - indicano il segno della funzione d'onda e non cariche elettriche.
  • ORBITALI IBRIDI Un atomo, all'atto di formazione di un composto, ibridizza i propri orbitali atomici al fine di formare legami covalenti con gli altri atomi, in numero eventualmente maggiore e sicuramente con una distribuzione delle densità di carica elettronica più simmetrica possibile => più la densità elettronica è distribuita simmetricamente all'interno del composto, più questo è stabile! Ibridazione sp Be ↑ ↑ ↑↓ orbitali sp 180° stato fondamentale promozione e ridistribuzione energetica stato eccitato Ibridazione sp2 B ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ orbitali sp2 stato fondamentale promozione e ridistribuzione energetica stato eccitato Ibridazione sp3 C ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ orbitali sp3 stato fondamentale promozione e ridistribuzione energetica stato eccitato
  • TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO) • Una molecola è visualizzata come un insieme di nuclei aventi orbitali elettronici delocalizzati sull’intera molecola. • Come un atomo ha orbitali atomici che hanno una data energia, una forma definita e sono occupati da elettroni, così una molecola ha orbitali molecolari che hanno una data energia ed una forma definita e sono occupati dagli elettroni della molecola. • Funzioni d’onda di orbitali atomici di energia simile possono essere addizionati o sottratti per ottenere, rispettivamente, orbitali molecolari leganti ed orbitali molecolari antileganti. •L'orbitale legante è a minor energia rispetto a quella degli orbitali atomici e per questo motivo si forma prima. Ha la maggior densità elettronica tra i nuclei. • L'orbitale antilegante ha una maggiore energia e per questo motivo, in sequenza, è il secondo a formarsi. La maggior densità elettronica non si trova tra i nuclei ed è quindi ad energia maggiore. • Il numero di orbitali molecolari è uguale al numero di orbitali atomici che sono stati combinati. • L’ordine di legame è un numero ottenuto dalla seguente formula: ordine di legame = (n° elettroni leganti – n° elettroni antileganti) / 2 Visto che il numero di elettroni antileganti (a maggior energia) è, secondo la teoria, minore o uguale al numero di elettroni leganti il valore può essere soltanto positivo o pari a zero. In quest'ultimo caso però la molecola non esiste (vedi il caso dei gas nobili).
  • Teoria degli orbitali molecolari : molecola di idrogeno ↑ ↑ ↑↓ I due singoletti, rispettivamente uno di ogni atomo, tendono a occupare il livello energetico più basso ovvero l'orbitale legante in σ1s riempiendolo. Visto che non ci sono altri elettroni l'orbitale molecolare antilegante non viene riempito. Poiché non vi sono singoletti nella molecola, questa viene definita diamagnetica (non risente di un campo magnetico) La molecola dell'idrogeno (H2), secondo il calcolo dell'ordine di legame, esiste perché è pari a 1.
  • Secondo la teoria degli orbitali molecolari l'ossigeno ha, nel proprio orbitale molecolare, uno sbilancio di elettroni. La configurazione degli elettroni lungo gli orbitali, infatti, lascia due singoletti con spin uguale nell'orbitale molecolare π*2p. I due elettroni singoletti producono un campo magnetico e, per questo motivo, la molecola dell'ossigeno (O2) può essere influenzata da campi magnetici rendendosi paramagnetica. Il paramagnetismo è la peculiarità che non tutte le molecole possiedono di essere attratte da campi magnetici
  •  LEGAMI INTERMOLECOLARI • Forze di van der Waals Gli atomi di una molecola - ad es. quelli di una molecola di metano (CH4) - sono tenuti insieme da forti legami covalenti. Quando il metano si trova allo stato liquido o solido, i legami che tengono vicine le molecole sono le forze di van der Waals. Ci sono diversi tipi di forze di van der Waals: 1. dipolo spontaneo - dipolo indotto 2. dipolo - dipolo
  • 1. Attrazioni dipolo spontaneo - dipolo indotto (Forze di London) Le attrazioni dipolo spontaneo - dipolo indotto sono sorprendentemente forti a distanza brevissima. Lo iodio (I2) nonostante sia una molecola apolare si trova allo stato solido. Questo significa che anche fra le sue molecole c'è una forza di attrazione piuttosto elevata, nota come "forza di London". Questa attrazione è dovuta allo spostamento casuale - e per tempi brevissimi - degli elettroni di una molecola verso una zona della molecola stessa. Poiché gli elettroni hanno carica negativa, questa zona diventa negativa; l'altra parte della molecola - più povera di elettroni - diventa positiva perché la carica dei protoni (positiva) non è neutralizzata del tutto dagli elettroni. Ciò dà luogo alla formazione di un dipolo istantaneo. Questa molecola che si è polarizzata induce la polarizzazione di una molecola vicina (la parte positiva della prima molecola attrae gli elettroni della molecola vicina). La molecola che si è appena polarizzata induce la polarizzazione di un'altra molecola vicina. E così via. La "catena" di molecole che si è formata ha una vita brevissima, perché rapidamente le molecole tornano allo stato normale di non-polarizzazione. Ma ci sarà qualche altra molecola che si polarizzerà casualmente, e provocherà la polarizzazione di una molecola vicina, ... L’intensità di tali forze cresce all'aumentare della superficie della molecola. Si spiega così l'aumento della temperatura di ebollizione degli alogeni F2 < Cl2 < Br2 < I2.
  • 2. Attrazioni dipolo - dipolo Le molecole possono avere un'interazione attrattiva dipolo-dipolo se sono molecole polari: Legame a idrogeno Un legame a idrogeno si forma quando un atomo di idrogeno legato con legame covalente ad un elemento molto elettronegativo (fluoro, ossigeno, cloro, azoto) si lega anche - con un "legame a idrogeno" - ad un elemento ugualmente molto elettronegativo. Il legame a idrogeno è il legame responsabile degli alti punti di ebollizione di alcuni composti, tra cui l'acqua. Solidi molecolari Le molecole, disposte secondo un determinato ordine geometrico (reticolo cristallino) sono tenute insieme da deboli legami quali le forze di van der Waals. Un esempio sono il ghiaccio, lo iodio, la naftalina. Questi solidi hanno un basso punto di fusione e talvolta tendono a sublimare. La loro solubilità dipende dalla capacità di stabilire legami con le molecole con il solvente.