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APPUNTI DI CHIMICA modelli atomici Prof. Salvatore Leccese

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Presentazione sul tema: "APPUNTI DI CHIMICA modelli atomici Prof. Salvatore Leccese"— Transcript della presentazione:

1 APPUNTI DI CHIMICA modelli atomici Prof. Salvatore Leccese
legami chimici Presentazione a cura del Prof. Salvatore Leccese Istituto Tecnico “ G. Caboto” - Gaeta

2 L’evoluzione storica del modello atomico
~ 500 AC Democrito (concetto filosofico di atomo) 1800 Dalton (la teoria atomica) 1900 Thomson (modello a panettone) 1910 Rutherford (modello planetario) 1913 Bohr (modello a orbite quantizzate) 1926 Schrodinger (Meccanica Quantistica (Teoria dualistica)

3 L’atomo nell’antichità
Già dal IV secolo a.C. alcuni filosofi greci (Leucippo, Democrito ed Epicuro) e romani (Lucrezio), i cosiddetti atomisti, ipotizzarono che la materia non fosse continua, ma costituita da particelle minuscole e indivisibili. DEMOCRITO Queste considerazioni derivavano però da semplici intuizioni filosofiche. I diversi atomi erano supposti differire per forma e dimensioni. L'idea atomistica fu poi avversata da Aristotele il cui pensiero, successivamente, fu adottato dalla Chiesa cattolica: per questo motivo bisogna aspettare fino al XIX secolo perché gli scienziati riprendessero in considerazione l'ipotesi atomica.

4 Modello atomico di Dalton
Per Dalton la materia è formata da queste piccole particelle chiamate atomi, che interagiscono tra loro legandosi per formare le molecole

5 Modello atomico di Thomson
Durante tutto il 1800 la chimica e la fisica fanno grandi progressi nella conoscenza delle proprietà della materia Le tappe più importanti sono state: La scoperta delle cariche elettriche e delle loro caratteristiche La scoperta di nuovi elementi chimici La determinazione della struttura molecolare di numerosi composti Nonostante tutti questi progressi non si aveva però ancora una idea precisa di che cosa fossero costituiti gli atomi. Solamente verso la fine del secolo (1897) un fisico inglese J. J. Thomson esegue una serie di esperimenti relativa alla scarica elettrica in un tubo sottovuoto, e scopre che dal polo negativo (CATODO) partono dei raggi invisibili che si rivelano formati di piccolissime particelle di carica negativa, queste particelle vennero chiamate ELETTRONI

6 Questo modello per la sua particolare struttura venne detto
Modello atomico di Thomson Anche modificando il materiale che formava il catodo, si ottenevano sempre le stesse particelle, ciò indusse Thomson ad immaginare che gli elettroni dovevano essere almeno uno dei componenti che formavano l’atomo Ma se la materia era normalmente priva di carica (NEUTRA) allora all’interno dell’atomo doveva trovarsi qualcosa di carica opposta che neutralizzava gli elettroni Questo tipo di deduzioni portò Thomson agli inizi del 1900 a formulare un primo modello di atomo, secondo questo modello gli elettroni (-) dovevano trovarsi immersi in una densa sfera di carica positiva, in modo che complessivamente tutto risultava neutro Questo modello per la sua particolare struttura venne detto MODELLO A PANETTONE

7 Modello atomico di Thomson (panettone)

8 Il modello atomico di Rutherford (esperienza con particelle 
Nel 1911 E. Rutherford fece un esperimento fondamentale per verificare il modello di Thomson. Bombardò un sottilissimo foglio di oro, posto fra una sorgente di particelle due cariche positive) e uno schermo al solfuro di zinco. lamina d’oro Schermo di Pb sorgente raggi  schermo al ZnS

9 Il modello atomico di Rutherford (esperienza con particelle 
Le particelle  passavano quasi tutte senza modificare la loro traiettoria, solamente alcune (1:8000 circa) venivano deviate di un certo angolo che poteva essere anche maggiore di 90° particella  deviata traccia particella 

10 Il modello atomico di Rutherford (interpretazione atomica
Secondo Rutherford il motivo per cui la maggior parte delle le particelle  passa attraverso la lamina d’oro senza alcuna deviazione, è dovuto al fatto che gli atomi sono praticamente vuoti La massa e la carica positiva devono essere concentrate in uno spazio molto piccolo al centro dell’atomo Solo quando le particelle si avvicinano al nucleo (+) vengono deviate Gli elettroni in movimento attorno al nucleo non influenzano la traiettoria delle particelle essendo la loro massa trascurabile

11 Il modello atomico di Rutherford (modello planetario)
Le conclusioni di Rutherford furono che l’atomo doveva essere formato da: 1) Un nucleo centrale estremamente piccolo contenente tutta la carica positiva e la massa 2) Attorno al nucleo si muovevano gli elettroni caricati negativamente di massa trascurabile rispetto al nucleo In pratica si trattava di un modello che assomigliava al sistema solare, al centro una massa molto grande (sole) e all’esterno dei piccoli corpi in movimento (pianeti). Per tale motivo il modello prese il nome di modello atomico PLANETARIO nucleo

12 Il modello atomico di Rutherford (critiche)
Il modello di Rutherford aveva incontrato una evidente contraddizione con le leggi della fisica classica: secondo la teoria elettromagnetica era noto che una carica quando subisce una accelerazione emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica Essendo gli elettroni in movimento rotatorio (quindi accelerato), avrebbero dovuto emettere onde elettromagnetiche e perdere energia fino a cadere sul nucleo in un tempo che venne calcolato essere dell’ordine di secondi Ma ciò evidentemente non accade; a questo punto si richiedeva una ulteriore modifica al modello atomico proposto da Rutherford

13 Il neutrone Nel 1932 si scopre che nei nuclei atomici è presente una particella priva di carica con massa simile a quella del protone si trattava del NEUTRONE Questa particella subatomica era presente in tutti i nuclei (escluso l’idrogeno) e contribuiva a determinare la massa atomica degli elementi Si comprese che un nucleo di un certo elemento era caratterizzato da un numero di protoni (p+) e da un numero variabile di neutroni (n°) ciò significava che un elemento poteva in realtà essere formato da una miscela di atomi con masse atomiche differenti Questi elementi aventi stesso numero di protoni ma differente numero di neutroni vennero chiamati ISOTOPI (iso topos in greco significa stesso posto, infatti occupavano lo stesso posto nella tavola periodica)

14 Gli isotopi L’idrogeno in realtà è una miscela di due isotopi, uno con un solo protone nel nucleo (99.984%), l’altro chiamato DEUTERIO (D) (0.0156%) con massa doppia, ha nel nucleo un protone ed un neutrone 1H 2H (D) 3H (T) Esiste un terzo tipo di idrogeno con massa 3 chiamato anche TRIZIO (T) formato da un protone e due neutroni, si tratta però di un isotopo instabile.

15 Gli isotopi L’elemento ferro in natura esiste come una miscela di diversi isotopi stabili: 54Fe 5.82% 56Fe 91.66% 57Fe 2.19% 58Fe 0.33% Conoscendo la massa atomica di un certo elemento è possibile risalire alla sua composizione in termini di particelle sub-atomiche (elettroni, protoni, neutroni) Consideriamo ad esempio l’isotopo dell’uranio U235 la sua composizione si può dedurre partendo dal numero atomico (tavola periodica) che è 92 ciò significa che questo particolare atomo di uranio contiene 92 elettroni (-) e 92 protoni(+), ma essendo la massa atomica 235, nel suo nucleo saranno presenti neutroni in numero: = 143 (neutroni)

16 La materia e la luce: teoria corpuscolare
Lo studio e la comprensione della natura della luce ha avuto una importanza fondamentale per lo sviluppo delle conoscenze sulla struttura atomica della materia I primi esperimenti sulla luce furono fatti da Newton, mediante l’uso del PRISMA si rese conto che in realtà la luce bianca era composta di luce di differenti colori Egli interpretò il fenomeno immaginando che la luce fosse costituita di minuscole particelle colorate che venivano deviate, nel loro percorso all’interno del prisma, secondo differenti angoli in modo da uscirne separate (teoria corpuscolare)

17 La materia e la luce: teoria Ondulatoria
Altri esperimenti mostravano però che la luce aveva le proprietà caratteristiche delle onde Teoria ondulatoria: è formulata da Christiaan Huygens nel 1678 ma pubblicata solo nel nel Traité de la Lumière. La luce viene vista come un'onda che si propaga (in maniera del tutto simile alle onde del mare o a quelle acustiche) in un mezzo, chiamato etere, che si supponeva pervadere tutto l'universo ed essere formato da microscopiche particelle elastiche. La teoria ondulatoria della luce permetteva di spiegare un gran numero di fenomeni: oltre alla riflessione ed alla rifrazione. Teoria elettromagnetica: Proposta da James Maxwell alla fine del XIX secolo, sostiene che le onde luminose sono oscillazioni del campo elettrico e magnetico e non necessitano di un mezzo per la trasmissione. Con la formulazione delle equazioni di Maxwell vennero completamente unificati i fenomeni elettrici, magnetici ed ottici. Per la grandissima maggioranza delle applicazioni questa teoria è ancora utilizzata al giorno d'oggi.

18 ONDA ELETTROMAGNETICA
La materia e la luce: onde elettromagnetiche Secondo la teoria di Maxell la luce è una oscillazione del campo elettrico associato ad un campo magnetico, che si propaga nello spazio alla velocità di circa Km/s E Vettore campo elettrico M Vettore campo magnetico Direzione propagazione ONDA ELETTROMAGNETICA

19 La materia e la luce: spettro delle onde elettromagnetiche
La luce percepita dall’occhio umano è in realtà formata da un insieme continuo di colori che vanno dal rosso fino al violetto. Questo insieme colori prende il nome di spettro visibile ed è formato da radiazioni di lunghezza d’onda comprese tra circa 750 nm (ROSSO) fino a 400 nm (VIOLETTO) Spettro visibile 750nm 400nm Ulteriori studi sulle radiazioni elettromagnetiche dimostrarono che agli estremi dello spettro visibile, esistevano delle radiazioni elettromagnetiche non percepite dall’occhio umano Lo spettro oltre il violetto, venne indicato come ultravioletto (UV), mentre le radiazioni che precedevano il rosso, vennero denominate infrarosso (IR)

20 Alcuni campi sono ulteriormente suddivisi
La materia e la luce: spettro delle onde elettromagnetiche In seguito si trovarono numerosi altri tipi di radiazioni elettromagnetiche e lo spettro si ampliò ulteriormente Attualmente lo spettro conosciuto è suddiviso in vari campi a seconda delle applicazioni che hanno trovato i diversi tipi di radiazioni elettromagnetiche, nelle moderne tecnologie Onde radio Onde IR UV Raggi X Raggi  Onde Lunghe (OL) VISIBILE Onde Medie (OM) UVA Onde corte (OC) UVB UVC Alcuni campi sono ulteriormente suddivisi

21 E’-E° = h La rivoluzione quantistica: Niels Bohr
Nel 1913 Bohr (fisico danese) propose una modifica concettuale al modello atomico di Rutherford. Pur accettandone l'idea di modello planetario, postulò che gli elettroni avessero a disposizione orbite fisse nelle quali non emettevano né assorbivano energia; un elettrone emetteva od assorbiva energia sottoforma di onde elettromagnetiche solo se effettuava una transizione da un'orbita all'altra Se E° è l’energia dello stato fondamentale e E’ è l’energia di uno stato eccitato, allora quando un elettrone passa dallo stato eccitato a quello fondamentale emette un quanto ( chiamato anche fotone) di energia pari a: E’-E° = h

22 La rivoluzione quantistica: L’atomo di H secondo Bohr
elettrone Gli stati eccitati hanno una vita media molto breve, dopo di che l’elettrone ritorna allo stato fondamentale riemettendo l’energia assorbita sottoforma di onde luminose nucleo Quando viene somministrata energia agli atomi di H è l’elettrone che assorbe l’energia E e passa a uno degli stati eccitati

23 Meccanica Quantistica: La nascita della nuova meccanica
Tra il in modo del tutto indipendente, e seguendo linee di pensiero completamente diverse, due fisici Heisenberg (tedesco) e Schrödinger (austriaco) arrivano a formulare le basi della MECCANICA QUANTISTICA Tra il in modo del tutto indipendente, e seguendo linee di pensiero completamente diverse, due fisici Heisenberg (tedesco) e Schrödinger (austriaco) arrivano a formulare le basi della MECCANICA QUANTISTICA Heisenberg, si rende conto che è impossibile cercare di comprendere gli atomi come se fossero dei sistemi planetari in miniatura. Schrödinger invece segue un approccio completamente diverso, riprendendo l’idea delle onde di de Broglie, arriva a formulare una teoria (MECCANICA ONDULATORIA) in cui ad ogni particella in movimento viene associata una “equazione d’onda”; è questa l’equazione di Schrödinger, la più famosa delle equazioni nella storia della fisica

24 Meccanica Quantistica: L’equazione di Schrödinger
L’equazione proposta da Schrödinger per descrivere il comportamento di un elettrone può essere indicata come: H  = E  La semplicità di questa espressione non deve trarre in inganno, in realtà la sua risoluzione è una operazione abbastanza complessa che implica la conoscenza di quella parte della matematica nota come “analisi matematica” Senza voler entrare nel dettaglio, diremo che si tratta di una equazione differenziale e la sua soluzione non è un valore numerico (come nelle comuni equazioni algebriche) ma una funzione () che dipende dalle variabili indipendenti x, y, z che rappresentano le coordinate dello spazio in cui si muove l’elettrone Quello che è importante è il significato che assume la funzione (); tale funzione elevata al quadrato risulta essere proporzionale alla probabilità di trovare l’elettrone in uno dei punti dello spazio attorno al nucleo dell’atomo P (x,y,z)= K 2

25 Meccanica Quantistica: L’orbitale
Queste soluzioni che, ricordiamolo sono delle funzioni matematiche, prendono il nome di ORBITALI e permettono di calcolare come varia la distribuzione di probabilità di trovare l’elettrone nello spazio attorno al nucleo Quindi in Meccanica Quantistica non si parlerà più di orbite percorse dagli elettroni, ma di probabilità di trovare l’elettrone in un certo punto. Spesso queste probabilità sono rappresentate con delle figure grafiche che vogliono solo essere delle semplificazioni utili per visualizzare l’andamento della probabilità

26 Meccanica Quantistica: Forme degli orbitali
La prima soluzione dell’equazione di Schrödinger per l’atomo di idrogeno, graficamente può essere rappresentata come una sfera con una diversa densità a seconda della probabilità di trovare l’elettrone in un certo punto y x orbitale 1s z

27 Meccanica Quantistica: Numeri quantici
Le varie soluzioni dell’equazione di Schrödinger (orbitali) contengono al loro interno dei numeri interi che prendono il nome di numeri quantici Ciascuno di questi numeri definisce una proprietà caratteristica dell’orbitale Numero quantico principale (n): Può assumere valori interi a partire da n = 1, 2, 3, 4 ………… Definisce l’energia dell’orbitale Numero quantico secondario (l): Per ogni valore del numero n può assumere i seguenti valori: l = 0, 1, ….. n-1 Definisce la forma dell’orbitale Numero quantico magnetico (m): Per ogni valore di l può assumere i seguenti valori: m = 0, ±1, ±2 ….. ±l Definisce le possibili orientazioni nello spazio dell’orbitale

28 Meccanica Quantistica: Dimensioni e forme degli orbitali
La forma degli orbitali è definita dal numero quantico “l” che come detto può assumere tutti i valori interi a partire da 0 ……. fino a n-1 Al primo livello energetico (n=1) il numero quantico secondario può assumere solo il valore l=0 ciò significa che esiste un solo tipo di orbitale che ha la forma di una sfera e viene indicato con il simbolo “s”, in particolare essendo n=1 si indicherà come “1s” orbitale 1s Al secondo livello (n=2) sono possibili 2 valori di l cioè l = 0 e l = 1 il che significa che possono esistere due forme differenti di orbitali, il primo (l = 0) ha come nel caso precedente forma sferica, solo che dimensionalmente è più grande, il secondo invece è formato da due lobi allungati lungo un asse. Viene indicato come orbitale di tipo “p” orbitale 2s orbitale 2p

29 Meccanica Quantistica: Dimensioni e forme degli orbitali
Al livello energetico con n = 3 sono possibili tre differenti valori di numero quantico secondario l = 0 ; l = 1 ; l = 2 questo significa che potranno esistere tre diversi tipi di orbitali (in pratica salendo nei livelli energetici, si trova ogni volta un nuovo tipo di orbitale) i primi due sono, come nei livelli precedenti di tipo s e p mentre il nuovo orbitale è di tipo “d” ed ha una struttura formata da quattro lobi collegati al centro dell’atomo orbitale 3d Nei livelli successivi sono possibili altre forme di orbitali sempre più complesse; nel livello n = 4 ci sono oltre alle solite forme (s, p, d) dei nuovi orbitali di tipo “f” (con otto lobi). Oltre non è necessario andare perché vedremo che con questi orbitali si riuscirà a descrivere la configurazione di tutti gli elementi della tavola periodica

30 Meccanica Quantistica: Orientamento degli orbitali
L’orientamento di un orbitale è indicato dal valore del numero quantico magnetico (m) che per un certa forma di orbitale definita dal numero “l”, può assumere tutti i valori da m = 0, ±1……. ±l Se l’orbitale ha forma sferica (l = 0) è possibile un solo orientamento perché si ha solo il valore: m = 0 (la sfera per la sua forma anche se ruotata non cambia la posizione nello spazio) quindi esiste una sola orientazione per gli orbitali di tipo “s” Invece per gli orbitali di tipo p (l = 1) sono possibili tre differenti valori di m: m = -1 m = 0 m = 1 Significa che sono possibili 3 diverse orientazioni nello spazio lungo gli assi x, y, z Orbitale px Orbitale py Orbitale pz

31 E Meccanica Quantistica: Diagramma energetico degli orbitali n = 4
Risulta utile poter conoscere la disposizione dal punto di vista energetico dei vari orbitali presenti in ogni livello energetico. Si costruiscono quindi dei diagrammi unidimensionali in cui l’unica funzione rappresentata è l’energia (E) e ciascun orbitale viene indicato con un segmento orizzontale E n = 4 4s 4p 4d 4f n = 3 3s 3p 3d n = 2 2s 2p n = 1 1s

32 E Meccanica Quantistica: Diagramma dell’idrogeno n = 4 n = 3 n = 2
Vediamo come si presenta l’idrogeno, il più semplice degli elementi, secondo la meccanica quantistica utilizzando il diagramma energetico degli orbitali L’idrogeno ha un solo elettrone esso va ad occupare l’orbitale a più bassa energia (più stabile) Questo fatto lo indicheremo con una piccola freccia posizionata sull’orbitale 1s E n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p 4s 4d 4f Questa sarà una regola generale valida per tutti gli elementi Quello che abbiamo ottenuto è la configurazione elettronica dell’idrogeno che verrà indicata come: 1s1 Lo stato stabile 1s1 (fondamentale) ha la più bassa energia. Se l’atomo assorbe energia (formazione di uno spettro), l’elettrone passa ad un orbitale superiore e poi ritorna emettendo un fotone

33 E Meccanica Quantistica: configurazioni elettroniche H (1) = 1s1
Costruiamo le configurazioni elettroniche dei primi 10 elementi della tavola periodica applicando il principio di Pauli e di Hund E 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p 4s 4d H (1) = 1s1 He (2) = 1s2 Li (3) = 1s2 – 2s1 Be (4) = 1s2 – 2s2 B (5) = 1s2 – 2s2 2p1 C (6) = 1s2 – 2s2 2p2 N (7) = 1s2 – 2s2 2p3 O (8) = 1s2 – 2s2 2p4 F(9) = 1s2 – 2s2 2p5 Ne(10) = 1s2 – 2s2 2 p6

34 LEGAMI CHIMICI

35 Legami: introduzione La descrizione fatta fino ad ora è stata relativa a singoli atomi isolati, in realtà esistono delle condizioni in cui questo può avvenire come negli stati ad alte temperature o di estrema rarefazione (spazio cosmico) Ma nella parte di universo in cui vive l’uomo (terra), gli atomi si trovano a temperature relativamente basse e in fasi non rarefatte Quando si realizzano queste condizioni è estremamente difficile trovare singoli atomi isolati (tranne l’eccezione dei gas nobili) perché essi tendono a formare tra loro dei legami, ciò comporta la liberazione di energia e la formazione di aggregati atomici (molecole o reticoli cristallini) Gli atomi quindi tendono ad esercitare tra loro delle forze dette LEGAMI CHIMICI che vedremo essere essenzialmente di natura elettrica, cioè forze esercitate tra cariche

36 Legami: classificazione dei legami
Per una razionale comprensione dei legami, in chimica si tende a fare una classificazione che porta alla seguente suddivisione: LEGAME IONICO LEGAME COVALENTE LEGAME METALLICO

37 Legami: LEGAME IONICO Il legame ionico si forma quando ad interagire sono atomi che si trovano agli estremi della tavola periodica, quindi come regola generale, si forma un legame ionico quando si legano metalli alcalini e alcalino-terrosi (1°/2° gruppo) con elementi del 6°/7° gruppo Questa regola generale ammette numerose eccezioni, osserviamo che tra gli elementi del 1° gruppo non deve essere considerato l’idrogeno (che in effetti non è un metallo), inoltre ci possono essere delle situazioni particolari tra elementi di transizione e non metalli in cui si formano dei legami ionici (o con forte carattere ionico)

38 A A+ + e- -EI Legami: ENERGIA DI IONIZZAZIONE
Per comprendere come si formi un legame ionico è opportuno prendere in considerazione definire due grandezze caratteristiche di ogni elemento della tavola periodica: ENERGIA DI IONIZZAZIONE È l’energia che occorre fornire ad un atomo per allontanare uno dei suoi elettroni, il processo può essere schematizzato come: A A+ + e- -EI Si definisce l’energia di 1°, 2°, 3° … a seconda di quale elettrone viene allontanato, è evidente che gli elettroni più esterni trovandosi ad una maggiore distanza dal nucleo, risentono di una forza attrattiva minore, pertanto l’energia di ionizzazione va aumentando con il numero di elettroni interessati nel processo

39 Legami: ENERGIE DI IONIZZAZIONE
É opportuno osservare che per elementi differenti ad esempio lungo un periodo della tavola periodica, le energie di 1° ionizzazione, aumentano da sxdx questo perché diminuiscono le dimensioni degli atomi (nonostante aumentino gli elettroni, l’aumento del numero di protoni nel nucleo, provoca una contrazione complessiva del raggio atomico)

40 A + e-  A- +AE Legami: AFFINITÁ ELETTRONICA
Un’altra grandezza che occorre prendere in considerazione, nel processo che porta alla formazione di un legame ionico è l’ AFFINITÁ ELETTRONICA L’ affinità elettronica è l’energia liberata da un atomo quando acquista uno o più elettroni, il processo può essere così schematizzato: A + e-  A- +AE Elementi con alta affinità elettronica si trovano nella parte destra della tavola periodica (6°/7° gruppo) e sono caratterizzati da una configurazione incompleta rispetto a quella del gas nobile che termina il periodo

41 K  K+ + e- Cl + e-  Cl- K+ + Cl-  K+Cl-
Legami: Formazione del legame ionico Quando interagiscono elementi a bassa energia di ionizzazione (EI) con elementi ad alta affinità elettronica, allora si realizzano le condizioni per cui può intervenire un trasferimento di elettroni da un elemento all’altro con la formazione di ioni L’intero processo di formazione del legame ionico può essere schematizzato in tre stadi, ( esempio della formazione del composto KCl): K  K+ + e- Cl + e-  Cl- K+ + Cl-  K+Cl- L’ultimo passaggio è quello che descrive la formazione del legame ionico, uno ione positivo (K+) attrae lo ione negativo (Cl-) e si forma una molecola di KCl

42 Legami: Reticoli cristallini
È da notare che per questi composti di tipo ionico non esiste una molecola, per cui il significato delle formule, è quello di indicare solamente il rapporto tra ioni positivi e negativi Se il reticolo ha forma cubica, ogni ione positivo è circondato da otto ioni negativi e viceversa

43 A + B  A-B Legami: Legame covalente
Il legame covalente si forma quando tra due atomi c’è la possibilità i condividere una coppia di elettroni, in modo schematico: A + B  A-B La condizione necessaria perché si formi un legame covalente è che ciascuno dei due atomi presenti nella sua configurazione elettronica, un orbitale con un elettrone spaiato. Come regola generale, diremo che gli elementi che formano legami covalenti, sono quelli la cui differenza di elettronegatività non supera 1,7 (HCl, NO2 PCl3)

44 Legami: Legame covalente – molecola di H2
Che cosa succede a livello atomico: possiamo pensare che le nuvole elettroniche degli orbitali 1s1 ciascuno con un elettrone, si sovrappongano creando un nuovo orbitale contenente i due elettroni con spin opposti; si è formato un orbitale molecolare: H H H

45 Legami: Legame covalente
La formazione di legami covalenti tra atomi può avvenire anche per sovrapposizione di orbitali di forma differente, i casi più semplici sono le combinazioni s-s (caso dell’idrogeno), s-p e p-p La formazione della molecola di HCl è un esempio di legame tra orbitali s-p infatti il cloro ha un orbitale 3p1 non completo e l’idrogeno è 1s1 Cl H Mentre la formazione della molecola del fluoro (F2) a partire da due atomi isolati, è un esempio di formazione di legami tra orbitali p-p F F

46 Legami: Elettronegatività
La formazione di un legame covalente per messa in comune di una coppia di elettroni da parte di due atomi, molto spesso porta ad una condizione di non perfetta simmetria nella distribuzione della densità elettronica, cioè esistono atomi che esercitano una differente forza attrattiva nei confronti degli elettroni che formano il legame

47 H—Cl Legami: Legame covalente polare (+) (-)
Tranne alcuni casi particolari di due elementi con la stessa elettronegatività, di solito i legami covalenti sono polarizzati, cio avviene a causa della differente elettronegatività. Si avrà un accumulo di carica negativa sull’elemento più elettronegativo e di carica positiva sull’elemento meno elettronegativo; in questo caso si parlerà quindi di legame covalente polare per distinguerlo da quello covalente apolare Naturalmente l’elettrone non potrà essere trasferito completamente sull’atomo più elettronegativo, altrimenti si formerebbero due ioni (+) e (-) e quindi avremo un legame ionico. La carica negativa accumulata sarà comunque sempre inferiore a 1 (intesa come unità di carica dell’elettrone), questo fatto viene indicato usando il simbolo (parziale carica) Ad esempio consideriamo il legame nella molecola di HCl, dai valori di elettronegatività si deduce che deve trattarsi di un legame covalente polare, con accumulo di carica negativa sul cloro e di carica positiva sull’idrogeno: (+) (-) H—Cl

48 O H Legami: Polarità delle molecole (-) (+) (+)
Nelle molecole formate da due soli atomi, la polarità del legame coincide con la polarità della molecola, ma in molecole con più legami, per poter dedurre la polarità complessiva è necessario effettuare una operazione di somma delle polarità di tutti i legami La polarità di un legame è una grandezza vettoriale, pertanto la polarità complessiva di una molecola, sarà la somma vettoriale delle polarità dei singoli legami. Naturalmente per poter fare questa operazione, è necessario conoscere come sono disposti nello spazio gli atomi, cioè conoscere la geometria della molecola L’acqua contiene due legami covalenti polari O-H disposti secondo un angolo di ~105°, quindi per avere una indicazione della sua polarità complessiva, dovremo trasformare i legami in vettori di polarità e poi sommarli: (-) O H (+) (+)

49 Legami: Ibridizzazione
La possibilità che un certo elemento ha di formare legami e la loro disposizione spaziale, non è sempre deducibile dalla configurazione elettronica. Consideriamo il caso del carbonio (C) la sua struttura elettronica è: Questo è possibile se l’atomo assorbe una piccola quantità di energia; in questa nuova configurazione si spiegherebbe la formazione dei quattro legami ma non la loro equivalenza e l’angolo di legame ibridizzazione Per spiegare l’equivalenza dei legami si pensa a un processo di riorganizzazione degli orbitali, l’orbitale 2s si mescola con i tre orbitali 2p e si ottengono quattro nuovi orbitali uguali tra loro (sp3) 2p 2s sp3 1s Il processo descritto prende il nome di IBRIDIZZAZIONE e gli orbitali ottenuti sono indicati come orbitali ibridi sp3

50 3 4 Legami: Ibridizzazione sp3
L’ibridizzazione è un processo matematico della Meccanica Quantistica, mediante il quale si combinano più funzioni (orbitali) con proprietà differenti in modo da ottenere delle nuove funzioni (orbitali ibridi) Graficamente questi orbitali mostrano avere le caratteristiche sia degli orbitali s che degli orbitali p; vediamo il caso degli orbitali ibridi sp3 3 4 La disposizione nello spazio di questi quattro orbitali è dovuta alle forze di repulsione delle cariche elettriche, infatti in ogni orbitale si muove un elettrone e quindi tenderà ad allontanarsi il più possibile da tutti gli altri, questo porta a una disposizione spaziale in cui i legami si dispongono secondo i vertici di un solido detto tetraedro

51 P = 0 Legami: La molecola del metano (CH4)
L’atomo di C è ibridizzato sp3 e ogni orbitale contiene un elettrone Pertanto la struttura della molecola del metano è tetraedrica H Si formano quindi 4 legami covalenti con 4 atomi di H (1s1) H La molecola è perfettamente simmetrica, nonostante i singoli legami abbiano una piccola polarità, la somma vettoriale si annulla, quindi polarità complessiva zero H H P = 0

52 Legami: Legame covalente dativo
Il legame covalente può formarsi, oltre che nel modo visto precedentemente, cioè quando sono disponibili nei due atomi degli orbitali non completi, anche in una situazione diversa Può succedere che un atomo dopo aver formato dei legami covalenti per messa in comune di un elettrone, con un altro atomo, risulti avere nel livello elettronico esterno, degli orbitali completi Ad esempio questo accade per l’azoto in NH3 e per l’ossigeno in H2O Orbitali completi N H H O Se questi atomi incontrano degli altri atomi, che al contrario, hanno un orbitale vuoto, allora è possibile anche in questo caso la formazione di un legame covalente, denominato covalente dativo perché un atomo “dona” entrambi gli elettroni necessari per formare il legame

53 H+ + NH3 NH4 H+ + H2O H3O Legami: Legame covalente dativo + +
Un caso molto comune è quello dello ione H+ che si ottiene dalla perdita dell’unico elettrone dell’idrogeno (1s1), si viene quindi ad avere l’orbitale 1s vuoto e quindi disponibile ad accettare elettroni Lo ione H+ infatti si lega all’azoto e all’ossigeno nelle reazioni: H+ + NH3 NH4 + H+ + H2O H3O +

54 Istituto Tecnico “G. Caboto” - Gaeta Prof. Salvatore Leccese
FINE PRESENTAZIONE Istituto Tecnico “G. Caboto” - Gaeta Prof. Salvatore Leccese


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