I vari legami chimici
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I vari legami chimici I vari legami chimici Presentation Transcript

  • Il legame dativo o coordinativo: lo stesso atomo fornisce i due elettroni di legame. Non necessariamente i due elettroni che concorrono alla formazione del legame devono provenire da entrambi gli atomi coinvolti. Se uno dei due atomi ha un orbitale completamente vuoto a disposizione e l’altro un doppietto di elettroni non impegnati in un legame si instaura un legame nel quale gli elettroni condivisi sono quelli del doppietto. Si ha dunque la sovrapposizione di un orbitale vuoto ad un orbitale pieno. In questo caso si ha un legame dativo o coordinativo. F H H H N : F F H B H F H N B F F
  • I legami deboli Le forze intermolecolari Sono forze di attrazione che dipendono dalle caratteristiche delle molecole. Sono essenzialmente legami deboli 0.04-70 kJ/mol dovuti a forze di natura elettrostatica. Ione-dipolo Dipolo-dipolo (legame H) Dipolo-dipolo indotto Forze di Van der Waals Dipolo indotto-dipolo indotto Forze di London
  • Forze di Van der Waals Forze di attrazione ione-dipolo Spiegano la solubilità delle sostanze saline in acqua e nei liquidi polari. NaCl + H2O Na+ + Cl-
  • Forze di Van der Waals Forze di attrazione dipolo-dipolo: si osservano con molecole polari. In questo caso si formano dei dipoli permanenti. Maggiore è la polarità della molecola, maggiore è la forza di attrazione.
  • δ- Forze di Van der Waals + δ Le attrazioni dipolo-dipolo Le cariche parziali di segno opposto (simbolizzate dalle frecce) tendono ad avvicinarsi. Entrambe le orientazioni rappresentate sono energeticamente favorevoli.
  • Legame a idrogeno Si stabilisce tra un atomo di idrogeno legato ad un elemento molto elettronegativo e un elemento elettronegativo di un’altra molecola che abbia almeno un doppietto libero di elettroni (F, O, N).
  • Il legame a idrogeno fra due molecole di acqua Il legame a idrogeno consiste in una interazione di tipo prevalentemente elettrostatico fra un atomo di idrogeno con parziale carica positiva di una molecola e un doppietto elettronico libero di un atomo sufficientemente elettronegativo di un'altra molecola. È un legame che ha spesso caratteristiche direzionali (i legami a idrogeno più forti si formano quando l'idrogeno è allineato con i due atomi più elettronegativi). Esso è possibile grazie alle piccolissime dimensioni dell'atomo di idrogeno, che rendono particolarmente concentrata su una superficie molto ridotta la sua parziale carica positiva.
  • Il legame idrogeno determina la struttura di alcuni solidi molecolari e innalza l’energia di coesione del cristallo e la direzionalità dell’interazione. La scarsa densità della struttura del ghiaccio è dimostrata dal fatto che è meno denso del suo liquido.
  • Il legame a idrogeno La struttura cristallina del ghiaccio, in cui ogni molecola è coinvolta in quattro legami a idrogeno. In queste condizioni l’acqua ha una struttura tetraedrica perfetta, con angoli di 109°.
  • O H O H 104.5° H 109° H
  • Esempi di legame idrogeno
  • Forze di Van der Waals Forze di attrazione dipolo-dipolo indotto Si manifestano tra una molecola polari (con dipolo permanente) e una molecola non polare (apolare). La molecola polare induce nella seconda una separazione di cariche cioè genera un dipolo indotto. La forza di questa interazioni dipende dal momento dipolare µ della molecola con dipolo permanente, e anche dalla polarizzabilità α della molecola apolare.
  • Forze di London o di dispersione Forze dipolo istantaneo-dipolo istantaneo: si manifestano tra molecole che non hanno carattere di dipolo permanente, cioè apolari. Sono dovute alle continue fluttuazioni delle posizioni degli elettroni in una molecola. Si creano dei dipoli istantanei e indotti. Aumentano all’aumentare del peso molecolare perché molecole più grandi hanno un numero maggiore di elettroni. Per tutte questa interazioni deboli l’energia di attrazione E = -C/r6.
  • Le forze di dispersione scaturiscono dall’attrazione tra due dipoli istantanei I dipoli sono dovuti alla fluttuazione della posizione degli elettroni nella molecola. Anche se mutano continuamente direzione, i dipoli istantanei delle due molecole rimangono coordinati abbastanza a lungo da generare una forza attrattiva.
  • Queste forze di debole intensità sono responsabili di alcune fondamentali proprietà delle molecole. E’ infatti in base all’intensità di queste interazioni che tutte le sostanze molecolari, in determinate condizioni di temperatura e di pressione, possono presentarsi allo stato solido (forti interazioni), liquido (medie interazioni) e gassoso (deboli interazioni). Le temperature di ebollizione e di fusione delle varie sostanze sono determinate dall’entità di queste forze.
  • La temperatura di ebollizione