IL LEGAME CHIMICO Fra due atomi A e B si stabilisce un legame chimico quando tra essi esiste un’interazione così forte da poter considerare l’insieme AB un qualcosa di unitario, capace cioè di manifestare una esistenza individuale entro un certo intervallo di valori di pressione e temperatura. Legame covalente Legame di coordinazione Legame ionico Legame metallico Legame di idrogeno Interazioni di Van der Waals

Il legame chimico dipende dalla configurazione elettronica esterna degli atomi. Affinché due atomi siano legati, forze attrazione > forze repulsione. Si ha cioè formazione di un legame quando l’energia complessiva di AB è minore di quella dei due atomi separati.

In accordo con il principio di esclusione di Pauli, due elettroni possono occupare una stessa regione di spazio (orbitale) quando hanno numero di spin opposti. Se due atomi che si avvicinano hanno almeno un orbitale ciascuno con un solo elettrone, si può pensare che i due elettroni possano occupare a spin antiparallelo la stessa regione di spazio. In queste condizioni aumenta la densità elettronica e le forze attrattive.

orbitali di valenza riempiti , > forze repulsive b aumento forze repulsive aumento forze attrattive a Variazione dell’energia (potenziale) di un sistema biatomico in funzione della distanza r fra gli atomi. Nel caso (a) si forma il legame chimico, nel caso (b) non si forma (repulsione > attrazione). El, energia di legame r0, distanza di legame

A-B(g) → A(g) + B(g) A-Bn(g) → A(g) + nB(g) Elegame<0 Per convenzione si definisce energia di legame (kJ mol-1) l’energia che si deve fornire al sistema A-B per rompere il (i) legame(i) (essa quindi assume una grandezza positiva). A-B(g) → A(g) + B(g) A-Bn(g) → A(g) + nB(g) E Emedia legame A-B = Etot/n Es. CH4, Emedia 1,66  106 J mol-1/4= 415 kJ mol-1

IL LEGAME COVALENTE - MOLECOLE BIATOMICHE La teoria VB (valence bond) prevede un processo di “fusione” degli orbitali degli atomi che compongono una molecola. Un legame covalente è formato da una coppia di elettroni appartenenti al guscio più esterno (elettroni di valenza). Tali elettroni sono a spin antiparallelo. Un legame covalente deriva dalla sovrapposizione di due orbitali atomici di due atomi, contenenti ognuno un elettrone (oppure uno vuoto e l’altro con 2 elettroni), per dare un unico orbitale di legame. L’area in comune ai due orbitali è detta area di sovrapposizione.

Il legame covalente dativo si forma quando la coppia di elettroni di legame è fornita da uno solo dei due atomi che partecipano al legame.

indica il segno della funzione  in quella regione Maggiore la sovrapposizione e maggiore è l’energia del legame (< in valore assoluto). Perché il legame si formi occorre che la sovrapposizione avvenga fra zone degli orbitali in cui le funzioni  hanno lo stesso segno. indica il segno della funzione  in quella regione

orbitale di legame

Legame covalente di tipo σ: sovrapposizione lungo l’asse internucleare Legame covalente di tipo σ: sovrapposizione lungo l’asse internucleare. La zona di sovrapposizione e l’energia del legame non variano al ruotare di un atomo attorno all’asse di legame. La direzione di legame fra due atomi è generalmente indicata con z.

E legame=0 Legame di tipo : sovrapposizione tra orbitali con assi paralleli (piani nodali coincidenti). La zona di sovrapposizione e l’energia di legame variano ruotando un atomo intorno all’asse z congiungente i due nuclei.

Legame semplice: legame σ Il legame σ presenta maggiore sovrapposizione di un legame  (è quindi più stabile). Legame semplice: legame σ Legame doppio: legame σ + legame  (più corto) Legame triplo: legame σ + due legami  (ancora più corto) Non può esistere un unico legame che sia di tipo  z rotazione intorno all’asse z

La forma degli orbitali di legame è condizionata dalla presenza di due nuclei (non è la semplice sovrapposizione di due orbitali atomici la cui forma è dovuta alla presenza di un campo di potenziale sferico). Anche gli orbitali che non partecipano al legame risultano cambiati nella forma. Orbitali di legame σ: > densità elettronica nella regione tra i nuclei.

Orbitali di legame : densità elettronica ai lati del piano nodale Orbitali di legame : densità elettronica ai lati del piano nodale. La densità elettronica nel piano nodale è nulla.

Cl = 3s2 3p5 (7 elettroni esterni o di valenza) formalismo di Lewis H = 1s1 H2, H-H legame σ(1s-1s) Cl = 3s2 3p5 (7 elettroni esterni o di valenza) Cl2, Cl-Cl legame σ(3pz-3pz) 3s2, 3px2, 3py2

HCl, H-Cl legame σ(1s-3pz) O = 2s2 2p4 (6 elettroni di valenza, 2 spaiati) O2, O=O legame σ(2pz-2pz) + legame (2px-2px) pz px coppie solitarie: 2s2, 2py2

N = 2s2 2p3 (5 e- di valenza, 3 spaiati) elettrone spaiato N = 2s2 2p3 (5 e- di valenza, 3 spaiati) O = 2s2 2p4 (6 e- di valenza, 2 spaiati) N=O legame σ(2pz-2pz) + legame (2px-2px) C = 2s2 2p2 (4 e- di valenza, 2 spaiati) C≡O legame σ(2pz-2pz) + legame (2px-2px) + legame (2py-2py) C: orbitale 2p vuoto O: orbitale 2p con 2 elettroni z x y

NaCN = Na+ + CN- (cianuro di sodio) e- valenza ione = 4 (C) + 5 (N) + 1 (elettrone Na) = 10 controione Na C: orbitale 2py vuoto N: orbitale 2py con 2 elettroni (1 N + 1 Na)

Formalismo di Lewis Un legame, sia esso σ o , è indicato con un trattino tra i due atomi. Ogni trattino indica la compartecipazione di una coppia di elettroni. I trattini intorno a ciascun atomo indicano anche coppie di elettroni non condivise (coppie solitarie, doppietti). Un elettrone spaiato viene indicato con un punto.

molecole isoelettroniche (stesso n. di elettroni di valenza e stesso n molecole isoelettroniche (stesso n. di elettroni di valenza e stesso n. di orbitali a disposizione per formare legami

GEOMETRIA MOLECOLARE – MOLECOLE POLIATOMICHE La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), cioè repulsione delle coppie elettroniche nel guscio di valenza, è usata come metodo per valutare la disposizione geometrica degli atomi di una molecola e quindi per scrivere la formula di struttura. Essa si basa sul fatto che i domini elettronici di segno negativo tendono a disporsi il più lontano possibile fra loro. Le coppie di elettroni cioè si dispongono nello spazio in modo da minimizzare le forze di repulsione reciproca.

Un atomo è circondato da elettroni di valenza che possono formare legami covalenti o restare non condivisi (coppie solitarie). In ciascuna di tali situazioni si creano attorno al nucleo delle regioni di densità elettronica dello stesso segno che si tengono il più distante possibili per minimizzare le repulsioni e che determinano la geometria della molecola. Le coppie di elettroni di legame  e le coppie solitarie si respingono come si respingono delle cariche elettriche dello stesso segno sulla superficie di un conduttore sferico.

Una coppia di legame  deve forzatamente essere orientata nella stessa direzione di un legame σ e pertanto non deve essere considerata nel meccanismo delle repulsioni. I doppietti solitari tendono ad occupare un volume maggiore rispetto alle coppie condivise ed esercitano quindi una forza repulsiva di maggiore intensità. Le coppie di elettroni (orbitali) si dispongono intorno a ogni atomo secondo direzioni tali da minimizzare la repulsione elettronica.

(angolare) (angolare) «a sella»

Per determinare la geometria molecolare è necessario calcolare il valore del numero sterico NS sommando il numero di atomi (X) legati all'atomo centrale (A) e il numero di coppie solitarie (E) presenti sull'atomo centrale. In base a questo valore è possibile prevedere la geometria della molecola.

NS=2 AX2 geometria lineare X-A-X NS=3 AX3 geometria trigonale planare AX2E1 geometria angolare (planare) NS=4 AX4 geometria tetraedrica AX3E1 geometria piramidale AX2E2 geometria angolare

L’angolo H-O-H teorico (tetraedro) è 109,5°. 2s2 2s2 2px2 NH3 (AX3E1) 2s2 2p3 H2O (AX2E2) 2s2 2p4 geometria piramidale geometria angolare L’angolo H-O-H teorico (tetraedro) è 109,5°. Gli angoli tra i due orbitali di legame p atomici dell’ossigeno è di 90°.

geometria tetraedrica NH4+ (AX4) geometria tetraedrica Le quattro coppie che si respingono sono identiche. L’angolo H-N-H è di 109,5°.

REGOLA DELL’OTTETTO Gli atomi del 2° periodo hanno 4 orbitali di valenza, uno di tipo s e tre di tipo p. Quattro è quindi il numero massimo di coppie elettroniche, sia di legame che solitarie, da cui questi atomi possono essere circondati. Ogni atomo del 2° periodo, in una data molecola, tende a formare il massimo numero di legami, cioè quattro meno il numero di coppie solitarie (es. ossigeno 2 legami). ossigeno

Ogni atomo che coinvolge nel legame i soli orbitali s e p (2° periodo) tende ad assumere in un composto una configurazione elettronica esterna con otto elettroni (quattro coppie, di legame o solitarie). Un atomo raggiunge il massimo della stabilità acquistando, cedendo o condividendo elettroni con un altro atomo in modo da raggiungere l’ottetto nella sua configurazione elettronica più esterna. Significato: tutti e quattro gli orbitali di ciascun atomo sono impegnati nel legame o sono occupati da elettroni non di legame. 7 elettroni

La formazione di più legami stabilizza la molecola al punto che, in alcuni casi, un atomo può assumere configurazioni elettroniche meno stabili che, tuttavia, gli consentono di formare un maggior numero di legami (promozione elettronica) e di essere più stabile. Il carbonio (2s22p2) può raggiungere una configurazione eccitata otteziale 2s12p3 (a maggiore energia) e capace quindi di formare 4 legami (es. metano, CH4).

Il fosforo (3s23p3) può raggiungere la configurazione otteziale come nel caso di PH3 e PCl3 (geometria piramidale). Avendo però a disposizione anche orbitali 3d può formare cinque legami (3s13p33d1) partecipando a ciascuno con un elettrone (es. PCl5). In questo caso intorno al P ci sono 10 elettroni. geometria piramidale geometria bipiramidale trigonale

S = 3s23p4 H2S (configurazione a ottetto) Tutte le volte che nel legame sono coinvolti orbitali d la regola dell’ottetto non è più valida. S = 3s23p4 H2S (configurazione a ottetto) Potendo utilizzare orbitali 3d (3s13p33d2) lo zolfo può formare sei legami partecipando a ciascuno con un elettrone (es. SF6). In questo caso intorno allo zolfo ci sono 12 elettroni. Nel caso di SF4 (3s23p33d1) si hanno cinque coppie di valenza (10 elettroni) geometria ottaedrica geometria a ‘sella’

Atomi con configurazione elettronica esterna ns2 np5 (con un elettrone spaiato) come gli alogeni possono formare tra loro composti del tipo elementi con Z più elevato → utilizzo di orbitali vuoti di sottostrati a energia di poco superiore (anche gas nobili a ‘strato completo’ ns2np6). I (Z=53) 5s25p5 ICl3 5s15p55d1 ICl5 5s15p45d2 ICl3 ICl5

ELETTRONEGATIVITA’ La distribuzione di densità elettronica tra due nuclei può essere simmetrica (atomi uguali) oppure non simmetrica (atomi differenti). L’elettronegatività  è la misura della tendenza di un atomo legato in una molecola ad attrarre le coppie di elettroni di legame (sia esso σ o ). L’elettronegatività è proporzionale alla somma dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica dell’atomo. = k (Ei + Ae) L’elettronegatività è una proprietà periodica: cresce lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo (Cs valore minimo, F valore massimo).

I valori di elettronegatività esprimono solo una stima qualitativa, poiché la tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre una coppia di legame varia a seconda di quali atomi sono ad esso legati (> o < elettronegatività).

Quanto più un atomo è elettronegativo rispetto ad un altro, tanto più attira a sé gli elettroni di legame. Quindi la densità elettronica è maggiore nelle vicinanze dell’atomo più elettronegativo e lo è tanto più quanto maggiore è la differenza di elettronegatività tra i due atomi (legame covalente polare). La dizione legame covalente omopolare (apolare) è invece riferita al legame tra atomi uguali.

polarità legame omopolare Gli elettroni di legame sono spostati verso l’atomo più elettronegativo, che ha quindi più carica negativa di quella che possiede nell’atomo libero. Il contrario accade per l’atomo meno elettronegativo.

Quando la differenza di elettronegatività è molto grande, tutti e due gli elettroni di legame possono essere considerati localizzati solo sull’atomo più elettronegativo. Gli atomi diventano ioni (catione + anione) e la forza che tiene uniti gli atomi è l’attrazione elettrostatica fra cariche di segno opposto (legame ionico).

formule di struttura equivalenti e legami N-O identici RISONANZA NO2- = O (6 x 2e-) + N (5e-) + e- = 18 elettroni esterni   Regola dell’ottetto. NS = 3. Struttura angolare (AX2E1): repulsione di due coppie di legame  e di una coppia solitaria e- formule di struttura equivalenti e legami N-O identici Il legame  è diviso fra N e i due atomi di O (la coppia di legame  è delocalizzata su tutti e tre gli atomi). Il legame N-O è formato da un legame  e da mezzo legame .

La vera formula di NO2- è intermedia fra le due formule limite energeticamente equivalenti. La formula di NO2- è un ibrido di risonanza fra le due formule limite (è cioè possibile distribuire gli elettroni in modo diverso fra una formula e l’altra).

Ione nitrato NO3- (AX3) ha NS = 3 e geometria trigonale planare Ione nitrato NO3- (AX3) ha NS = 3 e geometria trigonale planare. L’atomo centrale di N è legato a ogni atomo di O con un legame  e 1/3 di legame . 1/3- 1/3- 1/3- Ibrido di risonanza Ione carbonato CO32-

Le due formule limite non sono energeticamente equivalenti perché il legame  N-N non ha la stessa energia del legame  N-O. Il legame N-N è formato da un legame  , da un legame  e da una frazione di un altro legame  , mentre il legame N-O è costituito da un legame  e dalla restante frazione di legame  (se i due legami  fossero uguali la frazione sarebbe ½).

Le singole formule limite hanno un’energia superiore (minore stabilità) dell’energia della molecola reale (ibrido di risonanza). Quella a più bassa energia contribuisce in misura maggiore alla descrizione della formula vera (tanto < energia e tanto > il contributo), mentre le altre contribuiscono in misura minore. Per conoscere le energie delle formule limite si ricorre al concetto di carica formale. La carica formale su un atomo in una formula di struttura è data dalla differenza fra il numero di elettroni dell’atomo libero e quello attribuito formalmente in una data formula di struttura. Carica formale = numero di legami + numero di elettroni non di legame. La somma delle cariche formali è zero (molecola neutra) o uguale alla carica (ione poliatomico).

N = 2s22p3 5 elettroni di valenza O = 2s22p4 6 elettroni di valenza carica formale separazione di carica: 5 - 4 <1> <2> <3> Formula limite con < separazione di carica → < energia (> stabilità) A parità di separazione di carica, si ha < energia quando la carica formale negativa è sull’atomo più elettronegativo. O più elettronegativo di N → formula limite <1> più vicina molecola reale. Formula limite <3> più distante (> separazione di carica).

FORMULE LIMITE CON DIVERSO NUMERO DI LEGAMI un orbitale vuoto B = 2s22p1  2s12p2 per raggiungere l’ottetto   tre legami  tre legami  e uno  Il legame  B-F non è molto forte (gli orbitali p si sovrappongono poco data la notevole differenza di elettronegatività tra B e F; il F ha poca tendenza a mettere in compartecipazione una coppia di elettroni). Ogni legame B-F può essere considerato formato da un legame  e da una piccola frazione di legame . L’ibrido di risonanza è il risultato fra le tre formule limite con un doppio legame e la formula con soli legami semplici (> contributo).

legame  + frazione di legame  Per molecole contenenti atomi del 3° periodo possono entrare in gioco anche gli orbitali d vuoti dell’atomo che contribuiscono alla formazione di un maggior numero di legami. P = 3s23p3 + 3d0 (possono essere occupati da coppie solitarie su orbitali p dell’ossigeno) ione fosfato 3-  3- formula otteziale < carica formale più stabile legame  + frazione di legame 

Regole per la scrittura delle formule di struttura legare all’atomo centrale tutti gli altri atomi con un legame semplice; sommare gli elettroni di valenza, addizionati di eventuali cariche negative o diminuiti di eventuali cariche positive; disporre tutti gli elettroni sugli atomi periferici in modo da soddisfare la regola dell’ottetto; disporre altri eventuali elettroni sull’atomo centrale dopo aver sistemato gli elettroni di legame e quelli delle coppie solitarie degli atomi periferici; determinare la disposizione degli atomi intorno all’atomo centrale attraverso il metodo VSEPR; distribuire gli elettroni in modo da scrivere formule o formule limite accettabili.

Elettroni di valenza = 24  O 2s22p4, S 3s23p4 3 Es. SO3 Elettroni di valenza = 24  O 2s22p4, S 3s23p4 3 AX3 = geometria trigonale planare (2) (4) (1) (3) 6-4 +2 22 6-7 (5)

Elettroni di valenza = 26  O 2s22p4, S 3s23p4 3 + 2e- Es. SO32- Elettroni di valenza = 26  O 2s22p4, S 3s23p4 3 + 2e- AX3E1 = geometria piramidale trigonale (2) (4) 2- (1) (3) (5)

Ordine di legame = numero di legami fra due atomi Legame  = 1 unità (rispettivamente frazione di legame , un legame , due legami ) Cl2 ordine 1 Cl-Cl O2 ordine 2 O=O N2 ordine 3 N≡N NO2- ordine 1,5 NO3- ordine 1,33 In generale, i doppi legami sono più corti e più energetici di quelli semplici e i tripli legami lo sono ancora di più. (-) (-) (-)

ORBITALI IBRIDI Le direzioni dei legami covalenti non coincidono con quelli degli orbitali atomici. Gli orbitali atomici, infatti, si modificano quando l’atomo entra a far parte di una molecola. E’ possibile combinare matematicamente le funzioni d’onda  degli orbitali atomici per ottenere nuove funzioni e quindi nuovi orbitali ibridi (di legame) i cui assi formano fra loro angoli diversi da quelli degli orbitali atomici puri.

Gli orbitali ibridi più importanti sono quelli che si formano dalla combinazione di un orbitale s con uno o più orbitali p prima di formare un legame. La superficie di contorno di tali orbitali ibridi è costituita da due lobi contrapposti di diversa dimensione in cui la funzione d’onda  assume segno opposto. Il lobo di dimensione maggiore è quello che viene utilizzato nei legami. Quando anche gli orbitali d entrano nella formazione del legame, il modello degli orbitali ibridi non permette più una definizione univoca della direzione di legame.

Ibridazione sp Nella visione d’insieme spesso si omette di rappresentare il lobo minore di ciascun orbitale ibrido. Sono identici nella forma e hanno uguale energia (media delle energie dei due orbitali) . La geometria è lineare. superficie nodale curva

Ibridazione sp2 Geometria trigonale planare. La loro energia è la media pesata di quelle dell’orbitale s e dei due orbitali p.

Ibridazione sp3 Geometria tetraedrica. La loro energia è la media pesata di quelle dell’orbitale s e dei tre orbitali p.

E p sp p sp2 p sp3 s

prima di formare il legame CH4 stato eccitato carbonio NH3 azoto Dal modello VSEPR (conoscenza della geometria assunta dalla molecola) è possibile risalire al tipo di ibridazione di un atomo in una molecola.

Ciascun atomo di C forma due legami σ (NS = 2) Acetilene, H-CC-H Ciascun atomo di C forma due legami σ (NS = 2) Modello VSEPR: molecola lineare  ibridazione sp Legami σ: 2 orbitali sp; legami : 2 orbitali p sp p σ (sp-s) σ (sp-sp)

Modello VSEPR: molecola trigonale planare  ibridazione sp2 Etene, CH2=CH2 Ciascun atomo di C forma tre legami σ e un legame  (NS = 3) Modello VSEPR: molecola trigonale planare  ibridazione sp2 Legami σ: 3 orbitali sp; legame : orbitale p sp p

Modello VSEPR: molecola tetraedrica  ibridazione sp3 Metano, CH4 L’atomo di C forma quattro legami σ (NS = 4) Modello VSEPR: molecola tetraedrica  ibridazione sp3 Legami σ: 4 orbitali sp sp

TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE Per ogni molecola esistono orbitali molecolari delocalizzati su tutta la molecola. Il loro numero è pari al numero complessivo di orbitali atomici di valenza degli atomi facenti parte della molecola. Gli orbitali molecolari si ricavano sovrapponendo (sommando) gli orbitali atomici dei diversi atomi. Il riempimento degli orbitali molecolari segue le regole di quelli atomici, vale a dire un doppietto per orbitale con la stessa procedura dell’Aufbau.

elettroni concentrati all’esterno dei nuclei elettroni concentrati Orbitale molecolare di antilegame Orbitale molecolare di legame (E minore) elettroni concentrati tra i nuclei n. elettroni H2: configurazione elettronica 2, più stabile dei due atomi presi singolarmente (< energia).

Nelle molecole biatomiche del 2° periodo gli orbitali atomici da considerare sono, oltre a s, anche i tre orbitali p. Totale otto orbitali molecolari [2s+2p(x,y,z)  2]. La separazione -* è minore di quella -* a causa della minore sovrapposizione degli orbitali atomici  rispetto a  (minore energia) . sovrapposizione di due orbitali px e py: legame pxe py sovrapposizione lungo l’asse internucleare di due orbitali pz: legame pz

energia Nel caso di sovrapposizione dell’orbitale 2s di un atomo con un orbitale 2p di un altro aumenta la separazione energetica tra i quattro orbitali di tipo  (2 può avere maggiore energia di ).

N2 12 1*2 22 4 O2 12 1*2 22 4 *2 elettroni spaiati 1 1 L’ordine di legame è dato dal numero di orbitali di legame diminuito del numero di orbitali di antilegame (contributo pari a 1 se occupati da una coppia di elettroni, contributo pari a 0,5 se occupati da 1 elettrone). N2 ordine = 3 (4 - 1*), O2 ordine = 2 [4 – (1*+ 0,5*+ 0,5*)]

COMPOSTI DI COORDINAZIONE Negli elementi di transizione (riempimento parziale orbitali d di uno strato n e riempimento completo orbitale s strato successivo n+1) i cationi si formano per perdita di elettroni dagli orbitali atomici (n+1)s. Essi hanno quindi a disposizione orbitali vuoti dello strato n+1 (orbitali s, p, d) e gli orbitali nd per accogliere una coppia di elettroni donati da un altro atomo.

M = es. ioni bivalenti 1a serie transizione [M(NH3)6]2+ M = es. ioni bivalenti 1a serie transizione (Cr2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+) Ni = [Ar] 4s2 3d8 4p0 4d0 Il numero di legami è limitato dalla repulsione sterica fra gli atomi più che dal numero di orbitali vuoti. Ciascun NH3 mette a disposizione un doppietto e un orbitale, mentre M mette a disposizione orbitali vuoti (4s , 4p e 4d). I legami M-N sono legami covalenti dativi polari (legami di coordinazione), con polarità diretta verso l’atomo (N) che dona il doppietto elettronico. L’atomo di N si chiama donatore e la molecola (o ione) cui appartiene si chiama legante o chelante (NH3). Il numero di atomi donatori a cui è legato l’atomo centrale si chiama numero di coordinazione. ione complesso

Il numero di ossidazione di un atomo di una molecola o uno ione poliatomico si ottiene assegnando gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo e poi contando quanti elettroni in meno (numero di ossidazione positivo) o in più (numero di ossidazione negativo) sono assegnati a quell’atomo rispetto all’atomo neutro. [M(NH3)6]2+ Composto di coordinazione è un composto in cui l’atomo centrale forma un numero di legami σ maggiore del suo numero di ossidazione (se positivo).

(tetradentato, 4 atomi N) [Ni(NH3)6]2+ (Ni n.o. +2, 6 legami) ione complesso BF4- (B n.o. +3, 4 legami) ione complesso SO42- (S n.o. +6, 4 legami) no ione complesso Leganti - monodentati (un atomo donatore): NH3, H2O, Cl-, F-, CN- - polidentati (più atomi donatori) etilendiammina (bidentato, 2 atomi N) metalloporfirina (tetradentato, 4 atomi N)

ISOMERIA STRUTTURALE Gli isomeri sono composti chimici che hanno stessa composizione o formula molecolare ma diversa formula di struttura. Le proprietà chimiche e fisiche dipendono dalla struttura: gli isomeri strutturali sono quindi individui chimici diversi fra loro. C4H10

DIASTEREOISOMERIA (isomeria geometrica) I diastereoisomeri di una molecola possiedono la stessa formula molecolare e connettività fra gli atomi, ma hanno un orientamento nello spazio diverso. 180° 90° Pt(NH3)2Cl2 planare Pt(NH3)2Cl4 ottaedro cis trans NH3 cis trans

Cl 1,2-dicloroetene la presenza del doppio legame impedisce la rotazione dei gruppi CHCl intorno all’asse C-C. 1,2-dicloroetano possibilità di rotazione intorno al legame semplice C-C: no diastereoisomeria. Si hanno conformazioni diverse della stessa molecola. trans cis

ISOMERIA OTTICA Le due immagini, pur essendo l’una l’immagine speculare dell’altra, non possono essere sovrapposte. Si parla quindi di isomeria ottica e le due molecole o ioni poliatomici sono isomeri ottici o enantiomeri. Le molecole di ciascuna coppia non possono sovrapporsi a seguito di nessuna rotazione.

La mancanza di simmetria (piano o centro di simmetria) in una molecola è una condizione sufficiente per avere isomeria ottica (es. atomo centrale legato ad atomi diversi). Un atomo legato a gruppi tutti diversi tra loro si dice asimmetrico o chirale. quindi non forma isomeri ottici atomo di C chirale

Gli isomeri ottici sono energeticamente simili e hanno le stesse proprietà chimico-fisiche. La distinzione tra due isomeri ottici avviene in quanto ciascuno di essi presenta una diversa rotazione del piano della luce polarizzata. Una miscela racemica o racemo contiene quantità uguali dei due isomeri ottici e non devia il piano di rotazione. enantiomero 1 enantiomero 2

1-2/3-4 coppie di enantiomeri (isomeri ottici) Molecole che contengono più atomi chirali esistono sotto forma di diversi isomeri fino al numero massimo di 2n, dove n indica il numero di atomi chirali. 1-2/3-4 coppie di enantiomeri (isomeri ottici) 1-3/1-4/2-3/2-4: coppie di diastereoisomeri (isomeri geometrici) in quanto non sono l’immagine speculare dell’altro e non sono sovrapponibili. * *