Chimica 2
- 1. Si ha un legame chimico quando una forza di natura elettrostatica tiene uniti pi湛 atomi in una molecola o in un composto chimico (legami forti, o intramolecolari) o pi湛 molecole in una sostanza allo stato condensato (legami deboli, o intermolecolari ). LEGAMI INTRAMOLECOLARI Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica pi湛 stabile, generalmente la configurazione elettronica del gas nobile pi湛 vicino, quindi lottetto. I gas nobili, che gi hanno raggiunto lottetto, non formano legami chimici. Quando due atomi si legano la molecola risultante 竪 un sistema ad energia minore e quindi pi湛 stabile rispetto ai due atomi isolati, questo 竪 il motivo per cui in natura si trovano pochissimi atomi isolati. Nei legami chimici vengono interessati solo elettroni di valenza, cio竪 quelli degli orbitali pi湛 esterni. Lenergia di legame 竪 la quantit di energia che bisogna fornire per rompere un legame e che 竪 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.
- 2. LEGAME IONICO Metallo con Non metallo. Il legame ionico 竪 un legame tra ioni di segno opposto. Tali ioni derivano da atomi aventi differenza di elettronegativit superiore al limite convenzionale di 1,9: in queste condizioni, quando i due atomi si avvicinano, gli elettroni del livello pi湛 esterno dellatomo meno elettronegativo passano allatomo pi湛 elettronegativo. Questultimo diviene quindi uno ione negativo, mentre laltro atomo diviene uno ione positivo. Questo legame 竪 di natura prettamente elettrostatica Solido ionico Un solido ionico 竪 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 竪 direzionale, e ogni anione non 竪 specificamente legato ad un certo catione, ma a tutti i cationi che lo circondano. Questa struttura ordinata 竪 difficile da distruggere, e questo spiega lelevato punto di fusione dei solidi ionici. Anche se spesso molto duri, i solidi ionici sono anche molto fragili, e si sfaldano facilmente (cio竪 si rompono producendo superfici perfettamente lisce). Questo pu嘆 essere spiegato dal fatto che un colpo localizzato pu嘆 far scorrere leggermente due piani di ioni, e allora le interazioni diventano repulsive ed il cristallo si spezza .
- 4. LEGAME COVALENTE Non metallo con Non metallo Il legame 竪 realizzato attraverso la condivisione di coppie di elettroni (al massimo tre). Se viene condivisa una sola coppia di elettroni il legame sar definito semplice, se le coppie sono due si dir doppio, se tre triplo. Legame covalente puro Un legame covalente 竪 detto puro quando si forma fra atomi con lo stesso valore di elettronegativit, 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, perci嘆, vengono ad essere condivisi in maniera uguale fra i due atomi (c竪 una distribuzione simmetrica della nube elettronica).
- 5. Legame singolo Altri esempi utilizzando la simbologia di Lewis: Legame doppio Legame triplo
- 6. Legame covalente polare Un legame covalente polare si forma tra atomi che hanno elettronegativit diversa, ma non tanto diversa da rendere possibile la formazione di un legame ionico (la differenza dei valori di elettronegativit 竪 sempre minore di 1,9). In questo caso, i due atomi mettono in comune i loro elettroni spaiati che per嘆 saranno maggiormente attratti dallatomo pi湛 elettronegativo. Il legame risulter quindi polarizzato elettricamente, cio竪 ognuno degli atomi coinvolti nel legame presenter una carica elettrica parziale, o negativa o positiva. Poich辿 si ha un parziale trasferimento di elettroni da un atomo ad un altro, questo tipo di legame 竪 intermedio tra il legame covalente e il legame ionico. Per esempio in HCl il cloro attrae la coppia di elettroni pi湛 fortemente, e questa quindi si trova pi湛 vicina al cloro che allidrogeno. Si ha quindi una piccola carica negativa sul cloro, e una piccola carica positiva sullidrogeno (indicate con i simboli 隆+ e 隆). Nel suo complesso, la molecola 竪 un dipolo elettrico.
- 8. Legame di coordinazione (o dativo) 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 pi湛 comune 竪 quello in cui l'ammoniaca, che possiede un doppietto elettronico non condiviso, lega un protone H+ dando cos狸 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. Lesempio tipico 竪 quello del diamante, in cui ogni atomo di carbonio ha una in comune una coppia di elettroni con altri atomi di carbonio. Altro esempio 竪 il quarzo (SiO2). Tali solidi hanno punti di fusione e durezza elevati, sono in genere cattivi conduttori di elettricit e insolubili. * Reticolo cristallino: schema che riproduce la disposizione spaziale delle particelle (atomi/molecole/ioni) in un solido cristallino.
- 9. Legame metallico Metallo con metallo Nel pi湛 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 pu嘆 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, cio竪 non sono legati a nessun atomo particolare e quindi risultano essere estremamente . Tale mobilit 竪 responsabile delle propriet dei metalli come lelevata conducibilit elettrica. Solidi metallici Il legame metallico, che tiene insieme il reticolo dei solidi metallici, 竪 determinato dallattrazione tra ioni positivi e gli elettroni delocalizzati. Esso non 竪 direzionale e i reticoli cristallini sono caratterizzati da un impacchettamento compatto di ioni. La non direzionalit dei legami spiega alcune propriet dei metalli, quali la tenacit, la plasticit, la duttilit (si riducono facilmente in fili sottili) e la malleabilit (si riducono facilmente in fogli sottili) .
- 10. 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 lesistenza di orbitali che si estendono sullintera molecola. Le due teorie si integrano luna con laltra e sono indispensabili per la comprensione del legame covalente.
- 11. 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 竪 necessario che venga realizzato lottetto elettronico 2. un legame chimico 竪 dato dalla sovrapposizione degli orbitali degli atomi che partecipano al legame. 3. La sovrapposizione pu嘆 avvenire in due modi diversi e generare due tipi di legami covalente: e 4. gli elettroni di legame sono, con molta probabilit, 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 (cio竪 derivanti direttamente dalla soluzione dellequazione di Schroedinger), ma di carattere diverso. Viene introdotto il concetto di ibridazione.
- 12. ORBITALI DI SOVRAPPOSIZIONE I legami sono quelli che derivano dalla I legami si formano invece quando due orbitali sovrapposizione di due orbitali atomici, non si sovrappongono lungo lasse di legame contenenti ognuno un elettrone spaiato, lungo (sovrapposizione laterale). la direzione dellasse (sovrapposizione frontale) I segni + e - indicano il segno della funzione d'onda e non cariche elettriche.
- 13. 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 densit di carica elettronica pi湛 simmetrica possibile => pi湛 la densit elettronica 竪 distribuita simmetricamente all'interno del composto, pi湛 questo 竪 stabile! Ibridazione sp Be orbitali sp 180属 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
- 14. TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO) Una molecola 竪 visualizzata come un insieme di nuclei aventi orbitali elettronici delocalizzati sullintera molecola. Come un atomo ha orbitali atomici che hanno una data energia, una forma definita e sono occupati da elettroni, cos狸 una molecola ha orbitali molecolari che hanno una data energia ed una forma definita e sono occupati dagli elettroni della molecola. Funzioni donda di orbitali atomici di energia simile possono essere addizionati o sottratti per ottenere, rispettivamente, orbitali molecolari leganti ed orbitali molecolari antileganti. L'orbitale legante 竪 a minor energia rispetto a quella degli orbitali atomici e per questo motivo si forma prima. Ha la maggior densit elettronica tra i nuclei. L'orbitale antilegante ha una maggiore energia e per questo motivo, in sequenza, 竪 il secondo a formarsi. La maggior densit elettronica non si trova tra i nuclei ed 竪 quindi ad energia maggiore. Il numero di orbitali molecolari 竪 uguale al numero di orbitali atomici che sono stati combinati. Lordine di legame 竪 un numero ottenuto dalla seguente formula: ordine di legame = (n属 elettroni leganti n属 elettroni antileganti) / 2 Visto che il numero di elettroni antileganti (a maggior energia) 竪, secondo la teoria, minore o uguale al numero di elettroni leganti il valore pu嘆 essere soltanto positivo o pari a zero. In quest'ultimo caso per嘆 la molecola non esiste (vedi il caso dei gas nobili).
- 15. Teoria degli orbitali molecolari : molecola di idrogeno I due singoletti, rispettivamente uno di ogni atomo, tendono a occupare il livello energetico pi湛 basso ovvero l'orbitale legante in 1s riempiendolo. Visto che non ci sono altri elettroni l'orbitale molecolare antilegante non viene riempito. Poich辿 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 perch辿 竪 pari a 1.
- 16. 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 *2p. I due elettroni singoletti producono un campo magnetico e, per questo motivo, la molecola dell'ossigeno (O2) pu嘆 essere influenzata da campi magnetici rendendosi paramagnetica. Il paramagnetismo 竪 la peculiarit che non tutte le molecole possiedono di essere attratte da campi magnetici
- 17. 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
- 18. 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'竪 una forza di attrazione piuttosto elevata, nota come "forza di London". Questa attrazione 竪 dovuta allo spostamento casuale - e per tempi brevissimi - degli elettroni di una molecola verso una zona della molecola stessa. Poich辿 gli elettroni hanno carica negativa, questa zona diventa negativa; l'altra parte della molecola - pi湛 povera di elettroni - diventa positiva perch辿 la carica dei protoni (positiva) non 竪 neutralizzata del tutto dagli elettroni. Ci嘆 d luogo alla formazione di un dipolo istantaneo. Questa molecola che si 竪 polarizzata induce la polarizzazione di una molecola vicina (la parte positiva della prima molecola attrae gli elettroni della molecola vicina). La molecola che si 竪 appena polarizzata induce la polarizzazione di un'altra molecola vicina. E cos狸 via. La "catena" di molecole che si 竪 formata ha una vita brevissima, perch辿 rapidamente le molecole tornano allo stato normale di non-polarizzazione. Ma ci sar qualche altra molecola che si polarizzer casualmente, e provocher la polarizzazione di una molecola vicina, ... Lintensit di tali forze cresce all'aumentare della superficie della molecola. Si spiega cos狸 l'aumento della temperatura di ebollizione degli alogeni F2 < Cl2 < Br2 < I2.
- 19. 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 竪 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 solubilit dipende dalla capacit di stabilire legami con le molecole con il solvente.