Il legame ionico è il legame che si instaura tra ioni di carica opposta per effetto della forza di attrazione coulombiana. Legame ionico

Il cloruro di sodio Nel piano Nello spazio

Ione-ione (Legame ionico) Interazione elettrostatica Ogni ione è circondato da ioni di carica opposta Onde minimizzare l’energia si realizza una struttura ordinata detta reticolo Forma del reticolo Numero di coordinazione

Legame covalente H 1s un protone e un elettrone

Il legame covalente è formato da una coppia di elettroni condivisa fra due atomi. L’energia richiesta per separare gli atomi legati è detta energia di legame. La localizzazione dei due elettroni tra i due protoni della molecola H 2 abbassa l’energia elettrostatica del sistema.

Strutture di Lewis LiBeBCN::O::F::Ne: Gli elettroni del livello energetico principale più esterno vengono indicati con dei puntini. Secondo periodo

Gli atomi dei non metalli, condividendo elettroni, possono acquistare una struttura stabile da gas nobile H C H H H Intorno ad ogni atomo di H ci sono 2 elettroni, intorno al C 8 elettroni.

F n. atomico 9 1s 2 2s 2 2p 5.. F.: Il guscio completo più interno non viene rappresentato F ::.. F : Nella molecola F 2 ogni atomo di fluoro raggiunge la configurazione elettronica del gas successivo, Ne, 1s 2 2s 2 2p 6. H : F :.. Nella molecola HF ogni atomo raggiunge la configurazione elettronica del gas successivo: F  Ne, 1s 2 2s 2 2p 6 H  He 1s 2.

Una coppia di elettroni condivisa tra due atomi indica la formazione di un legame covalente H : H La coppia di elettroni può anche essere rappresentata da un trattino. H H : F :.. Una coppia non condivisa (o solitaria), appartenente interamente ad un atomo, è indicata con una coppia di puntini sull’atomo. Coppie solitarie

Esempi

Legami doppi Legame triplo

La regola dell’ottetto Ogni atomo tende a circondarsi di otto elettroni con le seguenti eccezioni. –Atomi, in alcune molecole, appartenenti a periodi successivi al secondo –Molecole contenenti atomi elettron deficienti –Molecole con numero dispari di elettroni

Ibridi di risonanza In alcuni casi, la struttura di Lewis non descrive adeguatamente le proprietà dello ione o della molecola che rappresenta. S : O :: O :.. S : O :: O : Sperimentalmente si osserva che i due legami hanno la stessa lunghezza. benzene

1.Le forme di risonanza non implicano tipi di molecole diverse con gli elettroni che oscillano continuamente tra esse. Esiste un solo tipo di molecola e la sua struttura è intermedia tra quelle delle due forme di risonanza. 2.La risonanza si può prevedere quando è possibile scrivere due o più strutture di Lewis che sono tutte egualmente plausibili. 3.Le forme di risonanza differiscono solo nella distribuzione degli elettroni non in quella degli atomi.

Eccezioni alla regola dell’ottetto: molecole deficienti di elettroni Alcune specie non seguono la regola dell’ottetto: N : O :: O :... N : O :: O :. biossido di azoto N=O :... ossido di azoto NO e NO 2 contengono elettroni spaiati e sono chiamati radicali liberi.

Quella dell'ottetto è comunque una regola che può essere "superata". Gli elementi del 3° periodo possono formare un numero di legami superiore a 4 poiché, a differenza degli elementi del 2° periodo, hanno a disposizione gli orbitali d nei quali possono disaccoppiare elettroni. Espansione dell’ottetto

Geometria molecolare Dobbiamo prendere in considerazione gli angoli tra i legami, gli angoli di legame: X Y X lineare angolo XYX = 180° Y X piegata angolo XYX < 180° Le principali caratteristiche della geometria molecolare si possono prevedere sulla base di un principio abbastanza semplice: la repulsione delle coppie elettroniche.

La teoria della repulsione fra coppie elettroniche dello strato di valenza riesce a prevedere la forma delle molecole poliatomiche. La disposizione spaziale attorno all’atomo centrale dei legami in una molecola dipende dal numero totale dei doppietti elettronici nello strato di valenza, inclusi i doppietti solitari. Con n atomi X legati all’atomo centrale A con legami singoli e m doppietti (E) di non legame o solitari abbiamo n + m doppietti nello strato di valenza di A. Attenzione ! La disposizione di un dato numero di coppie elettroniche è quella che massimizza le loro distanze. Non minimizza le repulsioni !! Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion theory)

Se ci sono coppie solitarie : Metano: 4 atomi legati, tetraedrica Ammoniaca, NH 3, 3 atomi legati, 1 coppia solitaria, piramide trigonale Acqua, H 2 O, 2 atomi legati, 2 coppie solitarie, piegata

Gli angoli di legame : Metano: angolo HCH 109,5° Ammoniaca: angolo HNH 107° Acqua: angolo HOH 105°

La repulsione tra le coppie di legame e le coppie solitarie : angolo HCH 109,5° angolo HNH 107° angolo HOH 105° La nube elettronica di una coppa non condivisa è attratta dal nucleo cui appartiene maggiormente rispetto alle coppie di legame. La coppia non condivisa occuperà un volume maggiore di quello di una coppia non legata; le coppie legate tenderanno ad avvicinarsi riducendo l’angolo di legame.

Le coppie solitarie: nella bipiramide trigonale preferiscono le posizioni equatoriali

Le coppie solitarie: nell’ottaedro occupano posizioni trans

Per ciascun numero di coppie di elettroni da 3 a 6 sono possibili due o più geometrie molecolari, a seconda del numero dei coppie solitarie Le specie isoelettroniche hanno la stessa struttura

Consideriamo il composto ClF 3 : 17 Cl [Ne]3s 2 3p 5 9 F [He]2s 2 2p 5 Il cloro espande l’ottetto e diventa: 17 Cl [Ne]3s 2 3p 4 3d Ci sono tre possibili disposizioni delle due coppie solitarie: La a è favorita perché massimizza le distanze tra le coppie solitarie

H C C H C H H H H Il modello VSEPR si applica bene anche alle molecole contenenti più di un atomo centrale: acetilene Ogni atomo di carbonio si comporta come se fosse circondato da due coppie di elettroni ! etilene Ogni atomo di carbonio si comporta come se fosse circondato da tre coppie di elettroni !

Polarità delle molecole Le molecola tenute assieme da legami covalenti possono essere: polari, come risultato di una distribuzione asimmetrica di elettroni. Il legame o la molecola contiene un polo positivo e uno negativo ed è pertanto un dipolo. apolari. Una distribuzione simmetrica di elettroni porta ad un legame o ad una molecola senza poli negativi e positivi.

Una molecola polare contiene cariche parziali positive e negative e si orienta in un campo elettrico.

La tendenza di molecole ad orientarsi in un campo elettrico è una misura del loro momento dipolare.

La freccia è puntata verso la parte negativa del legame polare. La geometria molecolare determina la polarità del legame. apolari polari

Orbitali atomici e ibridizzazione Teoria del legame di valenza Pauling Un legame covalente consiste in una coppia di elettroni con spin opposti in un orbitale atomico. L’atomo di carbonio ha numero atomico 6 e configurazione elettronica 6 C 1s 2 2s 2 2p 2 in realtà forma 4 legami uguali !

Ibridizzazione Dal mescolamento degli orbitali atomici si ottengono gli orbitali ibridi: un orbitale atomico s + un orbitale atomico p  due orbitali ibridi sp un orbitale atomico s + due orbitali atomici p  tre orbitali ibridi sp 2 un orbitale atomico s + tre orbitali atomici p  quattro orbitali ibridi sp 3

Ibridizzazione 1.In un orbitale ibrido si possono trovare sia le coppie di elettroni condivise che quelle solitarie. 2.Il numero di orbitali ibridi che si forma è sempre uguale al numero di orbitali atomici combinati. 3.Le geometrie rispettano la teoria VSEPR.

Legami multipli Le coppie di elettroni extra in un legame multiplo non sono situate negli orbitali ibridi. Tutti i legami singoli sono legami . In un legame multiplo una delle coppie di elettroni forma un legame , le altre formano legami .

Quando la combinazione degli orbitali atomici avviene lungo un asse, si ha simmetria cilindrica lungo l'asse, sia della sovrapposizione sia del legame che ne consegue: è un orbitale . Quando invece avviene lateralmente, si ha la formazione di un orbitale .

I legami  sono molto importanti per quanto riguarda la struttura spaziale delle molecole poiché impediscono la rotazione attorno al legame , rotazione che, in loro assenza, è praticamente libera. Poichè però i  esistono solo se già esiste un , la loro presenza darà luogo a legami totali più forti, e perciò a distanze di legame più corte: tipo di legamedistanza C-Corbitali di legame singolo1,54 Å 1  doppio1,34 Å 1 + 1  triplo1,20 Å 1  + 2  Un classico esempio di impossibilità di rotazione è quello dell'etene (noto anche come etilene) H 2 C=CH 2. Legami 

Benzene, C 6 H 6 Ogni atomo di carbonio forma tre legami  orientati a 120°, gli altri elettroni formano legami .

Il legame a Idrogeno (vedi cap 9) Interazione dipolo-dipolo tra molecole contenenti H legato ad atomi fortemente elettronegativi, F, O, N, Cl. H—X (X=F,Cl,N,O)X—HX —H  +  - È di natura prevalentemente elettrostatica. Sono deboli (20kJ/mol) rispetto ai legami covalenti (400kJ/mol), ma numerosi  proprietà dell’acqua e del legame di catene polipeptidiche nelle proteine.

Ghiaccio e Acqua Esistono 9 modificazioni strutturali del ghiaccio. Quella in equilibrio con l’acqua a 0°C e 1 atm è detta GHIACCIO I:

Normalmente la polarità ha un effetto relativamente piccolo sul punto di ebollizione. Quando sono presenti i legami a idrogeno la polarità ha un effetto di gran lunga maggiore. L’acido fluoridrico HF, pur avendo una massa molare piccola (20g/mol), ha il punto di ebollizione più alto di tutti gli alogeni.

Legame di coordinazione o dativo Nel caso in cui la coppia di elettroni comuni è data per intero da uno solo degli atomi partecipanti al legame, mentre l'altro mette a disposizione un orbitale vuoto si forma un legame covalente dativo, o di coordinazione. Quando l'ammoniaca reagisce con un protone si forma lo ione ammonio a struttura tetraedrica. Il protone presenta un orbitale vuoto, mentre l'ammoniaca dispone di una coppia di elettroni solitaria. Si può pensare che l'ammoniaca metta in conpartecipazione con il protone tale doppietto elettronico con la formazione di un legame covalente dativo. Una volta che si é formato, non sarà più possibile distinguere il legame dativo dagli altri, in quanto la carica positiva risulta equamente delocalizzata nell'intera molecola.