Dal legame ionico al legame covalente Il Legame Chimico Dal legame ionico al legame covalente

I tre modelli del legame chimico A. Nel legame ionico, atomi metallici trasferiscono uno o più elettroni ad atomi non metallici, formando ioni carichi di segno opposto che si attraggono mutuamente per formare un solido. B. Nel legame covalente, due atomi condividono una coppia di elettroni localizzati tra i loro nuclei (rappresentata qui come una linea di legame). La maggior parte delle sostanze covalenti sono costituite da molecole individuali, ciascuna costituita da due o più atomi. C. Nel legame metallico, molti atomi metallici mettono in comune il(i) loro elettrone(i) di valenza per formare un “mare di elettroni” delocalizzato che tiene uniti gli ioni metallici (i nuclei più gli elettroni interni).

Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione): X(g) + Ei  X+(g) + e-(g) Affinità elettronica di un atomo: X(g) + e-(g)  X-(g) + Eea

Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Scala di Pauling per i valori dell’elettronegatività: Energia di ionizzazione  Affinità elettronica + Elettronegatività

A(g) + B(g)  AB(g) I legami chimici sono sempre il frutto di interazioni elettrostatiche. A(g) + B(g)  AB(g) “nube” elettronica con carica negativa intorno al nucleo nucleo con carica positiva centrale

Oppure, si possono verificare due casi limite: Le cariche negative degli elettroni si trovano a contatto Se non avviene niente tra gli elettroni, i due atomi si respingono e non si ha nessun legame. Oppure, si possono verificare due casi limite:

Legame ionico: quando la differenza di elettronegatività tra i due atomi che formano il legame è molto alta Legame covalente: quando la differenza di elettronegatività tra i due atomi che formano il legame è paragonabile o uguale

uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo Caso limite 1- Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo

si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono - + LEGAME IONICO

K(g) + F(g)  K+(g) + F-(g) La formazione di un legame ionico fra due atomi può essere scomposta in due stadi successivi: (Es: KF) Prima si ha il trasferimento di un elettrone dall’atomo K all’atomo F K(g) + F(g)  K+(g) + F-(g) 2. Poi si ha l’attrazione tra i due ioni di segno opposto che si avvicineranno fino alla distanza di legame (2,17×10-10 m) K+(g) + F-(g)  KF (g)

Legame Ionico Nella formazione di NaCl dal punto di vista della configurazione elettronica si ha: Na([Ne]3s1) + Cl2([Ne]3s22p5)  Na+ ([Ne]) + Cl-([Ne]3s22p6) Cl- ([Ar])

Caso limite 2 - I due atomi hanno elettronegatività paragonabile: se si verificano le condizioni adatte, gli elettroni possano localizzarsi in mezzo ai due atomi LEGAME COVALENTE

Legame covalente-puro: quando i due atomi hanno elettronegatività esattamente uguale: La densità elettronica è posizionata esattamente al centro tra i due atomi. Questo vale quindi anche per N2, O2 , I2 , Br2 , Cl2 , etc.

Legame covalente-polare: quando i due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo: + - Atomo meno elettronegativo Atomo più elettronegativo La densità elettronica non è posizionata esattamente al centro tra i due atomi, ma è più spostata verso l’atomo più elettronegativo. Quindi si forma una parziale carica positiva (+) sull’atomo meno elettronegativo ed una parziale carica negativa (-) su quello più elettronegativo.

LEGAME COVALENTE: TEORIE-ASPETTO ELETTRONICO Teoria di LEWIS: Fornisce una interpretazione elettronica del legame covalente Si basa sulla regola dell’ottetto: (attenzione:ottetto incompleto espansione dell’ottetto) Usa le strutture di Lewis come rappresentazione Legami singoli-doppi-tripli esempi

Le formule di struttura di Lewis

FORMULE DI STRUTTURA O DI LEWIS - Elementari - Composte Sostanze Nei composti gli atomi si organizzano in gruppi Discreti chiamati “MOLECOLE” FORMULE MINIME Es: H2O, H2O2, NH3 FORMULE DI STRUTTURA O DI LEWIS H O H N

Valenza La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di legami che tale elemento instaura con atomi di altri elementi, o anche il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall’elemento del composto considerato Elementi: zerovalenti H, Cl, Br…: monovalenti Ca in CaCl2, Mg in MgF2: bivalenti N in NH3, P in PH3: trivalenti C in CH4: tetravalenti La valenza coincide con il numero di atomi di idrogeno, o di altri atomi equivalenti che un elemento può legare o sostituire

Gli elettroni di valenza Gli elettroni più esterni di un atomo sono chiamati di “Valenza”, mentre quelli più interni sono chiamati elettroni del “Nocciolo” Elemento Elettroni del nocciolo Elettroni di valenza Gruppo nel sistema periodico Na 1s22s22p6 3s1 1A, 1 Si 3s23p2 4A, 14 Ti 3s23p6 4s23d2 4B, 4 As 3s23p63d10 4s24p3 5A, 15

Gli elettroni di valenza si possono rappresentare con il simbolo di Lewis nel quale gli elettroni vengono rappresentati con puntini Tutti gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino (s2p6 o s2 per quelli vicino all’elio). Gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica ad ottetto s2p6, condividendo, strappando o cedendo elettroni

Legami covalenti sono formati da 2 elettroni condivisi da due atomi

Simboli di Lewis per gli elementi nei Periodi 2 e 3 Il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni, i puntini attorno a esso gli elettroni di valenza, appaiati o spaiati. Il numero di puntini spaiati indica il numero di elettroni ceduti da un atomo metallico, il numero di elettroni acquistati da un atomo non metallico, o il numero di legami covalenti formati di solito da un atomo non metallico.

Scriviamo la formula di HNO2 N: 1s2 2s2 2p3 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 2s2 2p4 H N O

Le formule di Lewis 1 Determinare gli elettroni necessari per raggiungere la stabilità e determinare gli elettroni di valenza degli atomi 2. Determinare il numero di elettroni condivisi sottraendo al numero di elettroni, necessari a ciascun atomo, che forma la molecola, per raggiungere la configurazione del gas nobile, gli elettroni di valenza 3. Determinare il numero di legami 4. Determinare l’atomo centrale e disporre i legami semplici e successivamente gli altri legami 5. Posizionare le coppie di elettroni non condivise in modo da soddisfare la regola dell’ottetto

Determinare gli elettroni necessari per raggiungere la stabilità e determinare gli elettroni di valenza degli atomi Si determinano gli elettroni per la stabilità (sono sempre 8 (o 2 per H) Si determinano gli elettroni totali di valenza. Formula Ottetto e- Tot Val e- HNO2 Oe Tve H N O 1 x 2 = 2 1 x 1 = 1 1 x 8 = 8 1 x 5 = 5 2 x 8 =16 2 x 6 = 12 26 18

Calcolo del numero di legami e degli elettroni rimanenti Calcolo del numero di legami nelle specie chimiche e il numero di rimanenti. HNO2 Oe Tve # e- cond. # di legami e- Rimanenti 26 - 18 = 8 8/2 = 4 Tve(18) - elettroni di legame (8) = 10

Scriviamo la formula Formula Chimica : HNO2 Sequenza Atomica : Numero di legami= 4 Elettroni Rimanenti = 10 Struttura di Lewis con 4 legami Si completa la struttura di Lewis con 10 elettroni non condivisi H N O H N O O N O H

Determinare gli elettroni necessari per raggiungere la stabilità e determinare gli elettroni di valenza degli atomi B) Oe: Si determinano gli elettroni per la stabilità (sono sempre 8 (o 2 per H) C) Tve: Si determinano gli elettroni totali di valenza. Formula Ottetto e- Tot Val e- NO3- Oe Tve N O 1 x 8 = 8 1 x 5 = 5 3 x 8 = 24 3 x 6 = 18 34 24

Calcolo del numero di legami e degli elettroni rimanenti Calcolo del numero di legami nelle specie chimiche e il numero di rimanenti. NO3- Oe Tve # e- cond. # di legami e- Rimanenti 32 - 24 = 8 8/2 = 4 Tve(24) - elettroni di legame (8) = 16

Scriviamo la formula Formula Chimica : NO3- Sequenza Atomica : Numero di legami= 4 Elettroni Rimanenti = 18 Struttura di Lewis con 4 legami Si completa la struttura di Lewis con 16 elettroni non condivisi N O O N O O N O O O

Formule di risonanza O N O O N O O N O O O O Quale è quella vera? - - - O N O O N O O N O O O O Quale è quella vera? Tutte sono vere!!!

Conseguenze…. Poter scrivere molte forme di risonanza per una molecola permette di essere stabilizzata dalla risonanza. Le formule di risonanza rappresentano le formule limite con cui si può scrivere la molecola. Non è un equilibrio né la molecola risuona tra queste due forme. Per scrivere correttamente le formule di risonanza… Scrivere solo strutture di Lewis valide Muovere solo gli elettroni Il numero di doppietti non condivisi deve essere lo stesso nelle due strutture Per ogni spostamento viene considerata una coppia di elettroni

Cariche formali La carica formale su ciascun atomo si calcola sottraendo agli elettroni posseduti dall’atomo (Ve) gli elettroni non condivisi (NBe) e la metà degli elettroni condivisi (Be) Cariche formali= Ve – NBe – 1/2 Be

Formule di risonanza O N O O N O O N O O O O Quale è la carica? + - + - - - + O N O O N O O N O O O O - - Quale è la carica? La carica su ciascun atomo di O è - 2/3!!!