Capitolo 13 I legami chimici 1 © Zanichelli editore, 2014 1

Sommario (I) L’energia di legame I gas nobili e la regola dell’ottetto Il legame covalente Il legame covalente dativo Il legame covalente polare © Zanichelli editore, 2014 2 2

Sommario (II) Il legame ionico Il legame metallico La tavola periodica e i legami tra gli elementi La forma delle molecole La teoria VSEPR © Zanichelli editore, 2014 3 3

L’energia di legame (I) Nonostante l’enorme numero di combinazioni possibili fra gli atomi, non tutte sono realizzabili: un composto si forma solo se la sua energia potenziale è minore dei singoli atomi che lo costituiscono. Soltanto se due atomi liberano energia durante il processo di formazione del composto si forma il legame chimico. © Zanichelli editore, 2014 4 4 4

L’energia di legame (II) L’energia di legame (kJ/mol) è la quantità di energia che è necessario fornire a una mole di sostanza per rompere il legame fra i suoi atomi. Tanto maggiore è l’energia di legame, tanto più stabile è il composto, tanto più è forte il legame che si è instaurato tra gli atomi. © Zanichelli editore, 2014 5 5 5

I gas nobili e la regola dell’ottetto (I) Il motivo della stabilità dei gas nobili risiede nel fatto che la loro configurazione elettronica presenta otto elettroni (due nel caso dell’elio) nello strato di valenza, che quindi è completo. © Zanichelli editore, 2014 6 6 6

I gas nobili e la regola dell’ottetto (II) 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 esterna, simile a quella del gas nobile nella posizione più vicina nella tavola periodica. © Zanichelli editore, 2014 7 7 7

Il legame covalente (I) Il legame covalente si forma quando due atomi mettono in comune una coppia di elettroni. Se i due atomi sono identici il legame è covalente puro. © Zanichelli editore, 2014 8 8 8

Il legame covalente (II) Gli elettroni sono messi in compartecipazione per raggiungere l’ottetto e appartengono in contemporanea a entrambi gli atomi che li condividono. © Zanichelli editore, 2014 9 9 9

Il legame covalente (III) Il legame covalente è caratteristico delle molecole diatomiche, ma la tendenza a mettere in comune elettroni si manifesta anche tra atomi di natura diversa (HF, H2O, NH3, CH4 ecc.). © Zanichelli editore, 2014 10 10 10

Il legame covalente (IV) La lunghezza di legame è la distanza che intercorre tra i nuclei di due atomi uniti da un legame covalente; aumenta all’aumentare delle dimensioni atomiche e al diminuire della forza di legame. © Zanichelli editore, 2014 11 11 11

Il legame covalente (V) Il legame covalente può essere • singolo: se è condivisa una sola coppia di elettroni; • doppio: se sono condivise due coppie di elettroni; • triplo: se sono condivise tre coppie di elettroni. © Zanichelli editore, 2014 12 12 12

Il legame covalente dativo (I) 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. L’atomo che dona gli elettroni si dice donatore, quello che li riceve prende il nome di accettore. © Zanichelli editore, 2014 13 13 13

Il legame covalente dativo (II) I composti di coordinazione si formano quando un metallo, o uno ione metallico, viene circondato da atomi donatori di elettroni. © Zanichelli editore, 2014 14 14 14

Il legame covalente polare (I) Atomi di natura diversa possono mettere in compartecipazione i loro elettroni di valenza, ma esercitano sugli elettroni di legame una diversa forza attrattiva (elettronegatività) e si forma così un legame covalente polare. © Zanichelli editore, 2014 15 15 15

Il legame covalente polare (II) Gli elettroni non si trovano più al centro fra i due atomi, ma sono spostati più verso l’atomo a maggiore elettronegatività su cui si forma una parziale carica negativa (δ–). L’altro atomo acquisisce una parziale carica positiva (δ+). La molecola prende il nome di dipolo. © Zanichelli editore, 2014 16 16 16

Il legame covalente polare (III) Tanto maggiore è la differenza di elettronegatività fra due atomi, tanto più è polarizzato il legame che li unisce. © Zanichelli editore, 2014 17 17 17

Il legame ionico (I) Se la differenza di elettronegatività fra gli atomi diventa molto grande (superiore al 60%), l’atomo più elettronegativo strappa l’elettrone all’altro atomo, assumendo su di sé l’intera carica negativa, mentre l’atomo che ha perso l’elettrone acquisisce una carica positiva. Il legame ionico si ottiene quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è molto alta, in genere superiore a 1,9. © Zanichelli editore, 2014 18 18 18

Il legame ionico (II) Una volta formatosi, lo ione negativo assume la configurazione del gas nobile successivo, mentre lo ione positivo assume quella del gas nobile che lo precede nella tavola periodica. © Zanichelli editore, 2014 19 19 19

Il legame ionico (III) Dalla posizione sulla tavola periodica si può dedurre che: • gli elementi metallici tendono a cedere elettroni diventando ioni positivi; • i non metalli tendono ad acquistare elettroni trasformandosi in ioni negativi. © Zanichelli editore, 2014 20 20 20

Il legame ionico (IV) Gli ioni in un composto ionico sono disposti secondo uno schema ben preciso e possono dar luogo a un reticolo cristallino. La formula dei composti ionici indica il rapporto di combinazione tra ioni positivi e negativi ma non rappresenta la molecola di un composto. © Zanichelli editore, 2014 21 21 21

Il legame ionico (V) I composti ionici hanno alti punti di fusione, sono solidi a temperatura ambiente, sono buoni conduttori di elettricità sia allo stato fuso che in soluzione. © Zanichelli editore, 2014 22 22 22

Il legame metallico (I) Gli atomi metallici possono mettere in comune gli elettroni di valenza, che vengono condivisi tra più nuclei. Il legame metallico è dovuto all’attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano. © Zanichelli editore, 2014 23 23 23

Il legame metallico (II) Tanto più forte è il legame metallico, tanto più sono numerosi gli elettroni mobili. La mobilità degli elettroni più esterni conferisce le caratteristiche proprietà metalliche: lucentezza conducibilità termica ed elettrica malleabilità duttilità © Zanichelli editore, 2014 24 24 24

La tavola periodica e i legami tra gli elementi (I) Osservando la tavola periodica si può affermare che: I metalli formano tra loro legami metallici. I non metalli formano tra loro legami covalenti puri. Se gli atomi di non metallo sono uguali il legame è covalente puro; se sono diversi il legame è covalente polare. © Zanichelli editore, 2014 25 25 25

La tavola periodica e i legami tra gli elementi (II) I metalli e i non metalli formano fra loro legami ionici. Il carattere ionico del legame cresce all’aumentare della differenza di elettronegatività fra gli atomi del composto. © Zanichelli editore, 2014 26 26 26

La forma delle molecole (I) I moderni mezzi di indagine hanno messo in evidenza che in una molecola gli atomi sono disposti in rapporti geometrici particolari che conferiscono alle sostanze le loro proprietà peculiari. © Zanichelli editore, 2014 27 27 27

La forma delle molecole (II) Ciò che definisce la geometria di una molecola è l’angolo di legame, ovvero l’angolo formato dagli assi congiungenti i nuclei degli atomi che si legano. © Zanichelli editore, 2014 28 28 28

La teoria VSEPR (I) La teoria VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) è detta teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza. I principi fondamentali della teoria VSEPR sono: • la disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche di valenza che circondano l’atomo centrale; • le coppie elettroniche, avendo uguale segno, si respingono e si collocano alla maggiore distanza possibile le une dalle altre. © Zanichelli editore, 2014 29 29 29

La teoria VSEPR (II) In base al numero di coppie elettroniche intorno all’atomo centrale si ha che: • due coppie individuano una geometria lineare con angoli di 180°; • tre coppie determinano un assetto triangolare equilatero con angoli di 120°; • quattro coppie individuano una geometria tetraedrica con angoli di 109,5°. © Zanichelli editore, 2014 30 30 30

La teoria VSEPR (III) © Zanichelli editore, 2014 31 31 31

La teoria VSEPR (IV) Le coppie di elettroni liberi hanno un comportamento simile a quello delle coppie condivise, ma la repulsione tra coppie elettroniche libere è maggiore di quella tra coppie elettroniche condivise. Nel caso di coppie elettroniche libere, la forma della molecola tiene conto anche del doppietto elettronico. I legami covalenti doppi e tripli valgono come un legame singolo ai fini della geometria molecolare. © Zanichelli editore, 2014 32 32 32

La teoria VSEPR (V) © Zanichelli editore, 2014 33 33 33

Sommario Le forze intermolecolari Molecole polari e apolari Le forze dipolo-dipolo e le forze di London Il legame a idrogeno Legami a confronto La classificazione dei solidi La struttura dei solidi Le proprietà intensive dello stato liquido © Zanichelli editore, 2014 34 34

Le forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro. Fra le molecole c’è spazio vuoto. Si conoscono tre tipi di legami intermolecolari: forze dipolo-dipolo; forze di London; legame a idrogeno. © Zanichelli editore, 2014 35 35 35

Molecole polari e apolari (I) La polarità di una molecola dipende anche dalla sua geometria, grazie alla quale le polarità dei legami possono annullarsi a vicenda oppure sommarsi. © Zanichelli editore, 2014 36 36 36

Molecole polari e apolari (II) Un dipolo è un sistema che ha due poli elettrici con carica q uguale ma di segno opposto, separati da una certa distanza d. Un dipolo elettrico ha un momento dipolare (µ) definito da µ = q  d dove q è la carica dei due poli d è la distanza © Zanichelli editore, 2014 37 37 37

Molecole polari e apolari (III) Una molecola è polare se la somma dei momenti dipolari di tutti i suoi legami è diversa da zero. © Zanichelli editore, 2014 38 38 38

Molecole polari e apolari (IV) La polarità delle molecole determina la solubilità della sostanza nei diversi solventi. I solventi sciolgono le sostanze che hanno polarità simile: solventi polari sciolgono sostanze polari, solventi apolari solubilizzano sostanze apolari. © Zanichelli editore, 2014 39 39 39

Le forze dipolo-dipolo e le forze di London (I) Le molecole polari che hanno momento dipolare complessivo diverso da zero, si dicono dipoli permanenti. I legami elettrostatici tra dipoli permanenti sono chiamati forze dipolo-dipolo. © Zanichelli editore, 2014 40 40 40

Le forze dipolo-dipolo e le forze di London (II) Le forze di London sono interazioni elettrostatiche dovute all’attrazione fra molecole apolari che formano dipoli temporanei a causa dello sbilanciamento della distribuzione degli elettroni. © Zanichelli editore, 2014 41 41 41

Il legame a idrogeno (I) Il legame a idrogeno è una forza attrattiva che si instaura tra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia elettronica libera (N, O, F). Il legame a idrogeno è circa 10 volte più debole di un legame covalente. © Zanichelli editore, 2014 42 42 42

Il legame a idrogeno (II) Le proprietà dell’acqua dipendono dal legame a idrogeno. Il legame a idrogeno influisce sulle proprietà fisiche delle sostanze che lo contengono. © Zanichelli editore, 2014 43 43 43

Il legame a idrogeno (III) Nelle proteine, i legami a idrogeno che si stabiliscono fra gli atomi di idrogeno legati all’azoto e gli atomi di ossigeno legati al carbonio, sono responsabili della struttura elicoidale. © Zanichelli editore, 2014 44 44 44

Legami a confronto (I) La forza di legame è legata all’energia necessaria per allontanare particelle legate tra loro. (a) e (b) indicano rispettivamente i legami interatomici e i legami intermolecolari. © Zanichelli editore, 2014 45 45 45

Legami a confronto (II) La scala di energia dei legami atomici è assai diversa da quella delle forze intermolecolari. © Zanichelli editore, 2014 46 46 46

La classificazione dei solidi (I) Le proprietà macroscopiche della materia dipendono dalle interazioni fra particelle microscopiche che la costituiscono. Sulla base del tipo di legame che aggrega le unità costitutive, i solidi vengono classificati in: • cristallini in cui le particelle sono disposte in modo ordinato e regolare; • amorfi in cui le particelle sono disposte disordinatamente. © Zanichelli editore, 2014 47 47 47

La classificazione dei solidi (II) I cristalli ionici si formano in virtù dell’attrazione fra ioni con carica opposta. Sono fragili, presentano elevata temperatura di fusione, conducono elettricità allo stato fuso e in soluzione acquosa. © Zanichelli editore, 2014 48 48 48

La classificazione dei solidi (III) I cristalli covalenti o solidi reticolari si formano grazie a una rete tridimensionale di legami covalenti fra gli atomi. Sono duri, hanno temperatura di fusione elevata, non conducono elettricità e non sono solubili in acqua. © Zanichelli editore, 2014 49 49 49

La classificazione dei solidi (IV) I cristalli molecolari apolari sono costituiti da molecole apolari tenute insieme da forze di Van der Waals. Sono solidi a bassissime temperature, quasi mai a temperatura ambiente, sono solubili in solventi apolari e non in acqua. © Zanichelli editore, 2014 50 50 50

La classificazione dei solidi (V) I cristalli molecolari polari sono costituiti da molecole polari che si attraggono con legami dipolo-dipolo o legami a idrogeno. Hanno basse temperature di fusione, non conducono elettricità nonostante siano solubili in acqua. © Zanichelli editore, 2014 51 51 51

La classificazione dei solidi (VI) I cristalli metallici sono costituiti da atomi legati con legame metallico. Sono duttili, malleabili, conducono elettricità e calore. Le leghe sono soluzioni di più metalli allo stato solido. © Zanichelli editore, 2014 52 52 52

La classificazione dei solidi (VII) Classificazione dei differenti tipi di cristallo © Zanichelli editore, 2014 53 53 53

La struttura dei solidi (I) I solidi cristallini sono caratterizzati da una disposizione interna regolare di atomi, molecole o ioni. La cella elementare è l’unità più piccola che, ripetuta nelle tre dimensioni dello spazio, genera l’intero cristallo. © Zanichelli editore, 2014 54 54 54

La struttura dei solidi (II) Tutti i reticoli cristallini si possono ricondurre a 14 tipi di celle elementari: i reticoli di Bravais. I reticoli di Bravais a loro volta si possono raggruppare, in base alla caratteristiche comuni, nei sistemi cristallografici. © Zanichelli editore, 2014 55 55 55

La struttura dei solidi (III) I sistemi cristallografici sono sette: 1. cubico (diamante, oro, salgemma); 2. esagonale (grafite, smeraldo); 3. tetragonale (zircone); 4. trigonale (rubini, zaffiri, calcite); 5. rombico (topazio); 6. monoclino (crocoite); 7. triclino. © Zanichelli editore, 2014 56 56 56

Il polimorfismo e l’isomorfismo (I) Cristalli che hanno la stessa composizione chimica, possono presentarsi con strutture cristalline diverse. Forme alternative di uno stesso elemento che si diversificano per il modo in cui gli atomi sono legati sono dette allotropi. Un esempio è il carbonio che presenta due forme allotropiche: • la grafite, con reticolo esagonale; • il diamante, con reticolo cubico. © Zanichelli editore, 2014 57 57 57

Il polimorfismo e l’isomorfismo (II) © Zanichelli editore, 2014 58 58 58

Il polimorfismo e l’isomorfismo (III) L’isomorfismo è il fenomeno per cui sostanze diverse formano cristalli aventi lo stesso reticolo. © Zanichelli editore, 2014 59 59 59

Il polimorfismo e l’isomorfismo (IV) La durezza è la resistenza che un cristallo oppone alla scalfittura, stimata in base alla scala di Mohs. © Zanichelli editore, 2014 60 60 60

Le proprietà intensive dello stato liquido (I) Le molecole dei liquidi sono molto mobili e incomprimibili. Molte proprietà dei liquidi dipendono dalla natura delle forze intermolecolari che agiscono nella sostanza. © Zanichelli editore, 2014 61 61 61

Le proprietà intensive dello stato liquido (II) La tensione superficiale di un liquido è l’energia necessaria per far aumentare di un’unità la sua area superficiale. © Zanichelli editore, 2014 62 62 62

Le proprietà intensive dello stato liquido (III) La tensione superficiale diminuisce all’aumentare della temperatura perché l’agitazione termica delle molecole attenua i legami intermolecolari. La presenza di tensioattivi diminuisce la tensione superficiale. © Zanichelli editore, 2014 63 63 63

Le proprietà intensive dello stato liquido (IV) La capillarità è un fenomeno che provoca l’innalzamento o l’abbassamento del livello di un liquido all’interno di un capillare. © Zanichelli editore, 2014 64 64 64

Le proprietà intensive dello stato liquido (V) La tensione di vapore è la pressione esercitata dalle molecole che evaporano da un liquido in un recipiente chiuso quando velocità di evaporazione e di condensazione si uguagliano. La tensione di vapore è tanto più alta quanto più è elevata la temperatura. A parità di temperatura, la facilità con cui le molecole sfuggono dal proprio liquido dipende dall’intensità delle loro forze attrattive. © Zanichelli editore, 2014 65 65 65

Le proprietà intensive dello stato liquido (VI) I liquidi che hanno un’elevata tensione di vapore si dicono volatili. La viscosità è la resistenza dovuta alla forza di attrazione intermolecolare tra le lamine che i fluidi oppongono allo scorrimento. © Zanichelli editore, 2014 66 66 66