Premessa al legame chimico La tendenza di due o più atomi a legarsi spontaneamente fra loro formando legami chimici è un aspetto della tendenza di ogni sistema a diminuire il proprio contenuto di energia. Se due atomi A e B reagiscono fra loro spontaneamente la reazione è: A + B  AB + energia Il legame può essere ELETTROSTATICO, ATOMICO (intramolecolare o intermolecolare) o METALLICO.

Forme degli orbitali e Proprietà Chimiche Quando gli atomi si combinano per formare molecole: Il legame tra ciascuna coppia di atomi è il risultato della sovrapposizione di orbitali. Solo gli elettroni negli orbitali esterni sono coinvolti nel legame. La maggior parte degli orbitali nella molecola è molto simile agli orbitali degli atomi. La forma e l’orientazione dei vari orbitali su una molecola determina il tipo di reazione che una molecola può subire.

CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI LEGAME IONICO LEGAME COVALENTE LEGAME METALLICO LEGAMI DEBOLI: LEGAME A IDROGENO E INTERAZIONI DI VAN DER WAALS

I tre modelli del legame chimico

LEGAME CHIMICO Solo raramente si trovano in natura sostanze costituite da atomi isolati. In genere gli atomi si trovano combinati fra loro in composti molecolari, ionici o metallici. Fra le poche eccezioni notiamo i gas nobili che sono particolarmente stabili e non reattivi. Ad esempio l’idrogeno in natura esiste come molecole biatomiche in cui due atomi sono legati fra di loro: H + H  H2 cioè H-H Con il termine legame chimico si intende la forza attrattiva che tiene uniti due o più atomi o ioni in una molecola o un solido. Es: 2Na + Cl2  2NaCl

Si possono distinguere tre tipi di legame con caratteristiche notevolmente diverse: legame ionico: nasce dalle forze elettrostatiche attrattive che si esercitano fra ioni di carica opposta in un solido ionico quale NaCl che è costituito da un reticolo di ioni Na+ e Cl- legame covalente: è basato sulla condivisione degli elettroni di valenza da parte di due atomi. La forza di attrazione fra i due atomi deriva dalla attrazione di entrambi i nuclei degli elettroni condivisi. Un esempio è la molecola di H2 (o Cl2) in cui due atomi di H (o Cl) condividono i loro due elettroni. legame metallico: è basato sulla forza di coesione esercitata dagli elettroni di valenza liberi di muoversi attraverso un reticolo di cationi. Ad esempio in un solido metallico quale Na gli elettroni di valenza (uno per atomo) si muovono attraverso l'intero solido nel campo elettrostatico dei cationi Na+

Legame ionico Sono i legami tipici dei sali: solidi cristallini, fondono ad alte temperature, dopo la fusione conducono corrente elettrica, si sciolgono in acqua e le soluzioni conducono la corrente. Il legame ionico è dovuto all'attrazione elettrostatica fra ioni positivi e ioni negativi. La sua formazione da due atomi richiede preliminarmente il trasferimento di uno o più elettroni da un atomo all'altro con formazione di un catione e un anione. Ad esempio nella formazione di NaCl si deve avere: Na([Ne]3s1) + Cl([Ne]3s23p5)  Na+ ([Ne]) + Cl-([Ne]3s23p6) Cl- ([Ar]) Si noti che in seguito al trasferimento elettronico si ha la formazione di due ioni con configurazione elettronica di un gas nobile

Una volta formatisi il catione e l'anione si attraggono elettrostaticamente. Nel solido tali ioni si dispongono secondo un reticolo cristallino ordinato che permette di rendere massima l'attrazione tra le particelle di carica opposta e minima la repulsione tra quelle della stassa carica. Ad esempio nel reticolo cubico del NaCl ogni catione Na+ è circondato da sei anioni Cl- e viceversa.

Energia del legame ionico La formazione di un legame ionico fra due atomi può essere scomposta in due stadi successivi: (1) Il trasferimento di un elettrone fra i due atomi (2) L'attrazione fra i due ioni Riferendoci al NaCl il primo stadio comporta: la rimozione di un elettrone dall'atomo di Na che richiede l'energia di ionizzazione del sodio pari a E.I.= 496 kJ/mol Na  Na+ + 1e- l'acquisto di un elettrone da parte del cloro che comporta il guadagno di un'energia pari all'affinità elettronica del cloro A.E.= -349 kJ/mol Cl + 1e-  Cl- Complessivamente la formazione dei due ioni richiede 496-349=147 kJ/mol

NaCl(s)  Na+(g) + Cl- (g) U Un solido ionico non è però costituito da coppie ioniche isolate bensì da un reticolo ordinato che rende massima l'attrazione fra gli ioni di carica opposta permettendo un guadagno di energia maggiore. Si definisce energia reticolare la variazione di energia che si ha quando un solido ionico è separato negli ioni costituenti in fase gassosa: NaCl(s)  Na+(g) + Cl- (g) U Nel caso di NaCl si ha U=786 kJ/mol valore calcolato teoricamente dalla legge di Coulomb o ottenibile a partire da dati sperimentali termochimici. Nella formazione di una mole di NaCl solido a partire dagli ioni isolati si guadagnano quindi -786 kJ. L'energia complessiva che porta da atomi di Na e Cl ad NaCl solido è: +147-786=-639 kJ/mol. L'analisi termochimica completa del processo che porta alla formazione di NaCl(s) a partire da Na(s) e Cl2(g) è nota come ciclo di Born-Haber e permette fra l'altro il calcolo dell'energia reticolare.

In un diagramma di energia si ha: -639 -786

Legame chimico – Legame ionico Energia Reticolare: energia che si acquista nella formazione del reticolo cristallino.

Quali elementi formano legami ionici? L’entalpia di formazione di un composto ionico a partire dagli elementi è negativa – e quindi il processo è termochimicamente favorito – quando il processo di trasferimento di uno o più elettroni (il primo stadio del processo da noi considerato) è poco sfavorito. Questo accade quando l’elemento che forma il catione ha energia di ionizzazione EI piccola e quello che forma l’anione ha affinità elettronica AE grande e negativa. I composti ionici si formano pertanto fra elementi a sinistra /in basso nella tavola periodica (metalli, gruppi IA, IIA) e elementi dei gruppi VIA e VIIA (i non-metalli più reattivi: F, Cl, O,..) Come già visto si formano gli ioni corrispondenti al raggiungimen to dell’ottetto: LiF, NaCl, Na2O, MgCl2.. Non: NaCl2 o Na2Cl

Effetto della carica e dei raggi ionici Dalla relazione per l’energia Coulombiana: L’energia reticolare Eret benchè ottenuta da una sommatoria di questi contributi per coppie ioniche è proporzionale a tale energia. Poichè q1 e q2 sono le cariche dei due ioni e r la distanza fra di essi, con r=rcatione+ranione, è evidente che: 1) l’energia reticolare aumenta all’aumentare delle cariche ioniche 2) l’energia reticolare diminuisce all’aumentare dei raggi ionici Di conseguenza, le energie reticolari saranno maggiori per solidi ionici costituiti da ioni con cariche elevate e dimensioni piccole. NaF -> -926 kJ/mol LiF -> -1037 kJ/mol MgO -> -4050 kJ/mol NaCl -> -786 kJ/mol KBr -> -649 kJ/mol

Legame ionico Si realizza quando atomi di un elemento fortemente elettropositivo (bassa energia di ionizzazione) si combinano con atomi di un elemento fortemente elettronegativo (elevata affinità elettronica)

Legame chimico – Legame ionico Requisiti per la formazione di un legame ionico:

“nube” elettronica con carica negativa intorno al nucleo Legame covalente Si riscontra in composti molecolari i cui atomi costituenti sono uguali o per i quali non si può avere trasferimento elettronico . H2 N2 Cl2 HCl CO in un legame covalente due atomi condividono gli elettroni di valenza o alcuni di essi. I due atomi risultano legati perchè i due nuclei attraggono simultaneamente gli elettroni condivisi. “nube” elettronica con carica negativa intorno al nucleo nucleo con carica positiva centrale

Questo abbassamento corrisponde alla formazione del legame L'approccio corretto per descrivere il legame covalente è basato sulla meccanica quantistica (Heitler-London 1926) ma è troppo complesso per cui vedremo solo alcuni aspetti qualitativi. E' interessante considerare come varia l'energia potenziale di una molecola biatomica in funzione della distanza fra gli atomi. L'energia potenziale è nulla quando gli atomi sono ben separati cioè all'estrema destra del diagramma, e si abbassa progressivamente quando gli atomi sono avvicinati. Questo abbassamento corrisponde alla formazione del legame

Diminuendo ancora la distanza inizia a farsi sentire la repulsione elettrostatica fra i due nuclei positivi e l'energia potenziale presenta un minimo (bilanciamento tra repulsione ed attrazione). La distanza di legame è la distanza fra gli atomi nel minimo L'energia di legame è la differenza di energia potenziale fra il minimo e r   In pratica è l'energia che deve essere fornita per separare completamente gli atomi.

Formule di Lewis Prima di discutere qualitativamente il legame covalente può essere utile introdurre la rappresentazione semplificata di Lewis per atomi e molecole. Secondo la simbologia di Lewis gli elettroni di valenza di un atomo sono rappresentati da punti collocati attorno al simbolo dell'elemento. I punti sono collocati uno alla volta sui quattro lati del simbolo e solo successivamente accoppiati fino ad esaurire tutti gli elettroni di valenza. Ad esempio Li• •Be• •B• • •C• •N: •O: : •F: : Ne: N.B. nella simbologia di Lewis la collocazione esatta di ogni singolo punto non ha importanza, esso può essere collocato indifferentemente su uno qualsiasi dei quattro lati. Si noti che non c'è sempre corrispondenza fra la disposizione dei punti nei simboli di Lewis e la configurazione elettronica degli elementi.

La formazione del legame ionico visto prima può essere rappresentata tramite le formule di Lewis con la seguente equazione Na• + •Cl:  Na+ + :Cl: : - Tale scrittura rende evidente come gli atomi assumano la configurazione elettronica di un gas nobile nella formazione degli ioni. Analogamente: •Mg• + •O•  Mg2+ + :O: : 2-

In realtà l'approccio di Lewis venne introdotto per la descrizione del legame covalente prima dello sviluppo della meccanica quantistica. Tale approccio è basato sull'ipotesi, poi rivelatasi fondata, che un legame covalente è formato dalla condivisione di coppie di elettroni fra due atomi. Ad esempio la formazione del legame covalente in H2 può essere rappresentata: H• + •H  H:H Quindi in una molecola il legame covalente viene rappresentato da una coppia di punti fra due atomi o , in alternativa, da una linea. H:H oppure H-H

I due elettroni si trovano con elevata probabilità nella regione fra i due atomi per cui si può affermare che ciascun atomo di idrogeno di H2 presenta la configurazione elettronica dell'elio, 1s2 H : Analogamente la formazione di molecole quali HCl o Cl2 può essere schematizzata come H• + •Cl:  H:Cl: : o H-Cl :Cl• + •Cl:  :Cl:Cl: : o Cl-Cl ovvero il legame covalente si forma in seguito all'accoppiamento di due elettroni disaccoppiati su ogni atomo. Ciascun atomo acquista così una configurazione elettronica di gas nobile, 1s2 oppure 1s22s22p63s23p6, stabile.

Una formula che fa uso di punti o linee per rappresentare gli elettroni di valenza è chiamata formula di Lewis. Una coppia di elettroni in questo tipo di formule è detta coppia di legame se la coppia di elettroni è condivisa tra due atomi, coppia non legante o coppia solitaria se la coppia di elettroni rimane su uno degli atomi. H:Cl: : coppie solitarie coppia di legame Secondo tale schema il numero di legami covalenti formati da un atomo è uguale al numero di elettroni disaccoppiati nel suo simbolo di Lewis.

Ad esempio nella formazione dell'ammoniaca: • :N• +3 H•  :N:H H : Per la maggior parte dei non metalli dei gruppi VA-VIIA il numero di legami formati è effettivamente uguale al numero degli elettroni disaccoppiati nel simbolo di Lewis che è uguale a 8 – numero del gruppo. Ad esempio per l'azoto tale numero è uguale proprio a: 8-5=3 In questi casi ognuno dei due atomi che formano il legame mette a disposizione un elettrone.

Nella formazione del legame covalente entrambi gli elettroni possono provenire dallo stesso atomo: A + :B  A:B Un tale tipo di legame è noto come legame di coordinazione o legame dativo. Ad esempio :N:H H : H+ +  H-N-H - +

Nella formazione di uno o più legami covalenti ognuno degli atomi raggiunge la configurazione elettronica di un gas nobile. A parte l'idrogeno, che ne ha due, tutti gli altri atomi possono contenere otto elettroni nel loro guscio di valenza. La tendenza di un atomo in una molecola ad avere otto elettroni nel proprio guscio di valenza è detta regola dell'ottetto. Questa regola è seguita dalla maggior parte delle molecole ma non da tutte.

Legami multipli Finora abbiamo visto solo il caso di un legame singolo in cui una sola coppia di elettroni è condivisa fra i due atomi. E' tuttavia possibile che due atomi condividano due o tre coppie di elettroni. In questo caso si parla di legame doppio o di legame triplo rispettivamente. Esempi: etilene C::C : H C=C - H oppure Esempi: acetilene H:C:::C:H H-C  C-H oppure

H-Cl Legame covalente polare - + Nel caso di un legame covalente fra due atomi uguali come in H2 o Cl2 gli elettroni di legame sono equamente condivisi. Vale a dire gli elettroni hanno la stessa probabilità di trovarsi su ciascuno dei due atomi. Quando invece i due atomi sono diversi, come in HCl, gli elettroni di legame hanno maggiore probabilità di trovarsi in prossimità di un atomo piuttosto che dell'altro, e si parla di legame covalente polare. Infatti la tendenza di attirare o donare elettroni è diversa per i vari atomi. Ad esempio per HCl gli elettroni sono maggiormente distribuiti attorno al Cl che acquista una parziale carica negativa (-) - + H-Cl

Il legame covalente polare può essere visto come una situazione intermedia fra legame covalente non polare, come in Cl2, e legame ionico come in NaCl Na+ :Cl: : - : :Cl:Cl: : H:Cl: + -

L'elettronegatività è una misura (teorica e convenzionale) della tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre su di sé gli elettroni condivisi di un legame covalente. Sono proposte diverse scale quantitative di elettronegatività. Nella scala di Mulliken l'elettronegatività  di un atomo è espressa come: In questa scala un atomo è tanto più elettronegativo ( maggiore) quanto: maggiore è l'energia di ionizzazione (cioè tanto più difficilmente tende a perdere i suoi elettroni) - più grande e negativa è l'affinità elettronica (tanto più facilmente tende a acquistare elettroni)

Fino a poco tempo fa erano note solo poche affinità elettroniche, quindi si usava di più un'altra scala, quella di Pauling che è qualitativamente simile a quella di Mulliken. In tale scala l'elemento più elettronegativo è il fluoro. In generale l'elettronegatività aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo.

Elementi alla sinistra della tavola periodica (metalli) che hanno bassa E.I. e bassa A.E. sono poco elettronegativi. Al contrario elementi alla destra nella tavola periodica (non metalli) che hanno elevate E.I. ed A.E. grandi e negative sono molto elettronegativi.

=0,0 covalente non polare La differenza di elettronegatività fra due atomi legati dà una stima della polarità del legame. Se la differenza di elettronegatività è grande il legame è ionico altrimenti è covalente polare. H-H =0,0 covalente non polare H-Cl =0,9 covalente polare Na+ Cl- =2,1 ionico La carica negativa sarà spostata verso l’atomo più elettronegativo

Una molecola diatomica con legame covalente polare è caratterizzata da un momento dipolare non nullo. Ricordiamo che un dipolo elettrico è costituito da due cariche elettriche -q e +q poste a distanza d. Per una tale disposizione di cariche il momento dipolare è definto come un vettore M diretto dalla carica positiva alla negativa e con modulo M=q·d - + -q +q d M=q·d Molecole dotate di momento dipolare sono dette polari. Una molecola quale H-Cl è polare ed ha momento dipolare: H-Cl - + d M=·d

L'unità di misura del momento dipolare è il Debye (D) che è di tipo c L'unità di misura del momento dipolare è il Debye (D) che è di tipo c.g.s. Nel sistema SI 1 D=3,34 x 10-30 C·m Un sistema costituito da due cariche +e e -e ad 1 Å ha M:

“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:

uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo 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 Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: + - si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono LEGAME IONICO

I due atomi hanno elettronegatività paragonabile: se si verificano le condizioni adatte, gli elettroni possano localizzarsi in mezzo ai due atomi

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

I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo:

I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo: gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi, ma un po’ spostati verso quello più elettronegativo I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo: LEGAME COVALENTE-POLARE

Teoria di Lewis Lewis propose la teoria dell'ottetto, per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni. Così ogni atomo assume la configurazione (s2p6) del gas nobile che lo segue. In effetti questa regola non è vera in assoluto, anche se è stata molto utile per comprendere alcune formule elettroniche altrimenti di difficile descrizione. In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3° periodo, la regola può non essere valida, come succede, per esempio per PF5, ClF3, SF6,...

SIMBOLI DI LEWIS Caso particolare: espansione di valenza Essi sono espressi dal simbolo dell’elemento considerato, con intorno tanti puntini quanti sono gli elettroni di valenza dell’atomo e l’indicazione della carica ionica se diversa da zero.

Simboli di Lewis 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.

Alcune regole 1. Nelle strutture di Lewis l'atomo di H è sempre terminale (legato ad un solo atomo). 2. Nei composti poliatomici, in genere, l'atomo centrale è quello a più bassa elettronegatività. 3. Tenendo presenti queste due regole si scrive lo scheletro della molecola. 4. Si contano gli elettroni di valenza degli atomi nella molecola. 5. Si sistemano per primi (a coppie) gli elettroni di legame. 6. Si completano gli ottetti degli atomi legati a quello centrale. 7. Se avanzano elettroni si collocano sull'atomo centrale. 8. Se l'atomo centrale non ha 8 elettroni attorno a se si formano doppi o tripli legami in modo da annullare quante più cariche formali è possibile.

Costruzione delle formule di Lewis Le formule di Lewis sono rappresentazioni bidimensionali delle formule di struttura che mostrano esplicitamente sia le coppie leganti che quelle non leganti.Esse non danno informazioni sulla forma tridimensionale della molecola. Per poter scrivere la formula di Lewis di una molecola è necessario conoscere il suo scheletro cioè come sono connessi fra loro gli atomi. A rigore lo scheletro va dedotto da dati sperimentali. Per molecole semplici esso può essere previsto in base al criterio che molecole di piccole dimensioni o ioni poliatomici sono costituiti da un atomo centrale (meno elettronegativo) attorno al quale sono legati atomi a più alta elettronegatività, come O, Cl, F. Ad esempio: Cl-P-O Cl - POCl3 H e F sono sempre terminali (non sono mai l'atomo centrale)

Nel caso di ossiacidi gli idrogeni sono legati all'ossigeno O-S-O-H O Cl - HSO3Cl Molecole con formule simmetriche hanno in genere uno scheletro simmetrico: S2Cl2 Cl-S-S-Cl

Una volta noto lo scheletro della molecola la sua formula di Lewis può essere disegnata sulla base della seguente procedura 1) Contare il numero totale di elettroni di valenza sommando gli elettroni di valenza di ogni atomo e tenendo conto della carica per uno ione poliatomico 2) Disegnare lo scheletro della molecola rappresentando un legame con una coppia di punti o con un trattino 3) Assegnare gli elettroni agli atomi che circondano l'atomo centrale (o gli atomi centrali) in modo da soddisfare la regola dell'ottetto 4) Assegnare gli elettroni rimanenti all'atomo centrale (o gli atomi centrali) sottoforma di coppie solitarie. La presenza di meno di otto elettroni sull'atomo centrale suggerisce la formazione di legami multipli secondo il criterio: 2 elettroni in meno un doppio legame 3 elettroni in meno un triplo o due doppi legami Gli elettroni di legame dei legami multipli sono dati da coppie di elettroni degli atomi laterali. Atomi che formano spesso legami multipli sono C N O S

Esempi di formule di Lewis SCl2 Cl-S-Cl scheletro elettroni di valenza 6+72=20 : :Cl-S-Cl: assegnazione elettroni su atomi esterni computo elettroni su atomo centrale 20-82=4 : :Cl-S-Cl: attribuzione coppie su atomo centrale 2 coppie

NH3 H-N-H H scheletro elettroni di valenza 5+13=8 H-N-H H assegnazione elettroni su atomi esterni su H doppietto non ottetto computo elettroni su atomo centrale 8-23=2 H-N-H H : attribuzione coppie su atomo centrale 1 coppia La coppia solitaria sull’azoto dell’ammoniaca è responsabile delle sue proprietà basiche

: SF4 F-S-F scheletro F elettroni di valenza 6+74=34 :F-S-F: assegnazione elettroni su atomi esterni computo elettroni su atomo centrale attribuzione coppie su atomo centrale 6+74=34 34-84=2 F :F-S-F: :F: 1 coppia

: XeF4 F-Xe-F scheletro F elettroni di valenza 8+74=36 :F-Xe-F: assegnazione elettroni su atomi esterni computo elettroni su atomo centrale attribuzione coppie su atomo centrale 8+74=36 36-84=4 F :F-Xe-F: :F: 2 coppie

COCl2 Cl-C-Cl scheletro elettroni di valenza O 4+6+72=24 : :O-C-Cl: :Cl: assegnazione elettroni su atomi esterni : computo elettroni su atomo centrale 24-83=0 : : :O-C-Cl: attribuzione coppie su atomo centrale: 0 : : :Cl: su C ci sono solo sei elettroni: una coppia solitaria di O diventa legante : : : O=C-Cl: : : formazione legame doppio :Cl: :

CO2 O-C-O scheletro elettroni di valenza 4+62=16 : : :O-C-O: assegnazione elettroni su atomi esterni : : computo elettroni su atomo centrale 16-82=0 : : :O-C-O: attribuzione coppie su atomo centrale : : su C ci sono solo quattro elettroni: 2 coppie solitarie di O diventa leganti : : O=C=O : : formazione di due legami doppi

[ ]+ [ ]- [:CN:]- [:NO:]+ Molecole isoelettroniche – Specie con lo stesso numero di elettroni (e con lo stesso scheletro) sono dette isoelettroniche ed hanno la stessa formula di Lewis. Esempi: : : O=C=O CO2 16 elettroni : : : : [ ]+ O=N=O NO2+ : : : : [ ]- O=C=N OCN- : : :CO: 10 elettroni CO [:CN:]- CN- [:NO:]+ NO+

Strutture di ossiacidi e loro anioni Anione clorato : :O-Cl-O: :O: - elettroni di valenza 7+36+1=26 una coppia su atomo centrale 26-24=2 : : : :O-Cl-O-H Acido clorico : : Un O forma un legame dativo con H+: una coppia di legame O-H sostituisce la coppia solitaria dell’O :O: : Un ossiacido e il suo anione hanno formule di Lewis analoghe

Cariche formali In una formula di Lewis ad ogni atomo può essere associata una carica formale (ipotetica) secondo le seguenti regole: 1) Gli elettroni di legame sono equamente condivisi fra i due atomi legati 2) Le coppie solitarie sono assegnate all'atomo di appartenenza La carica formale è poi ottenuta sottraendo il numero di elettroni così calcolato al numero di elettroni di valenza dell'atomo libero. Esempio: CO - + :C  O: C 4 (IV gruppo) –5 =-1 O 6 (VI gruppo)-5 =+1

- = Esempio: COCl2 Sono in teoria possibili tre formule di Lewis :Cl-C=O :Cl: - : - + :Cl-C-O: :Cl: = : : - + Cl=C-O: :Cl: La scelta della migliore formula di Lewis è poi effettuata sulla base delle due regole seguenti: a) E' più stabile la formula di Lewis con le cariche formali più basse b) E' più stabile la formula di Lewis con la carica negativa sull'elemento più elettronegativo

Risonanza Abbiamo finora assunto che gli elettroni di legame siano localizzati tra due atomi. In alcuni casi ciò non è però possibile. Ad esempio per l'ozono si possono scrivere due formule di Lewis del tutto equivalenti. O = - : + A O - = : + B Sperimentalmente si trova che i due legami O-O sono identici per cui né la formula A né la B sono corrette.

Risonanza Quando per un dato composto è possibile scrivere più strutture di Lewis tutte ugualmente valide, si ammette che la struttura reale sia costituita dall’insieme di esse → ibrido di risonanza Ognuna delle singole strutture possibili si chiama formula limite L’ibrido di risonanza è una media ponderata delle possibili forme di risonanza

Una riflessione Considerato che gli elettroni tendono a disporsi in configurazioni con la più bassa energia possibile, non sorprende che l’ibrido di risonanza rappresenti una molecola più stabile di tutte quelle di partenza. Se ricordate il principio di Heisenberg, l’energia di un elettrone sarà più incerta tanto più la sua posizione sarà determinata precisamente. Dal momento che l’energia non può essere negativa, la maggiore “incertezza” corrisponde a maggiore energia. Se un elettrone è delocalizzato, invece che confinato tra due atomi, la sua esatta posizione è meno nota, quindi la sua energia è meno incerta, perciò più bassa.

Delocalizzazione elettronica La delocalizzazione di elettroni è la formazione di un insieme di orbitali molecolari che si estendono su più di due atomi La forma di tali orbitali (molecolari) per le specie nelle quali si ha delocalizazione degli elettroni può essere ottenuta combinando tutti gli orbitali atomici coinvolti

Lo ione carbonato: CO32-

La molecola di benzene: C6H6

Secondo la teoria quantistica una delle coppie di legame dell’ozono è uniformemente distribuita fra i due atomi di ossigeno invece di rimanere localizzata su uno dei due legami O-O. O - Quando, come in questo caso, una singola struttura di Lewis non riesce a descrivere adeguatamente il legame si fa uso di una descrizione di risonanza in cui sono rappresentate tutte le possibili formule di Lewis. O = - : + O - = : + Queste formule vengono chiamate formule di risonanza o ibridi di risonanza e separate da doppie frecce. Nessuna di esse ha però significato fisico reale da sola

= - - = - = Ione nitrito NO2- O N : O N : Ione carbonato CO32- O C :

Eccezioni alla regola dell’ottetto Non tutte le molecole composte da atomi dei gruppi principali soddisfano la regola dell’ottetto. Abbiamo tre tipi di eccezioni: 1. Molecole con un numero dispari di elettroni di valenza. Es: NO 5+6=11 elettroni di valenza N=O: : • Molecole di questo tipo, con un elettrone spaiato, sono note come radicali e sono particolarmente reattive

2. Atomi con più di otto elettroni di valenza. Sono comuni per elementi del terzo periodo che possiedono orbitali d vuoti capaci di accettare coppie elettroniche P [Ne] 3s2 3p3 3d0 Es: PF5 P :F :F: F: : 5 coppie su P Ciò non è possibile per N che può formare solo NF3

- = - 2. Atomi con meno di otto elettroni di valenza. Sono essenzialmente atomi dei gruppi IIA (Be) e IIIA. Es: BF3 : B-F: :F: - A In teoria è possibile un doppio legame con risonanza + : B-F: :F: - = B=F In pratica il comportamento sperimentale è descritto bene dalla formula A: il boro sta bene con sei elettroni

- - BF3 si comporta infatti come acido di Lewis accettando una coppia solitaria per formare un legame covalente dativo come ad esempio in: : B-F: :F: - -N: + H : B-F: :F: - -N: H

Distanza di legame E’ la distanza tra i nuclei di due atomi legati. Si possono determinare sperimentalmente Raggi covalenti Valori assegnati ad ogni atomo in modo tale che in una molecola A-B la distanza tra A e B sia data dalla somma dei raggi covalenti di A e di B. Tali valori sono stimati in genere come metà della distanza di molecole omonucleari. R(H-H)= 0,74 Å R(Cl-Cl)= 1,98 Å R(C-C)= 1,54 Å RcovH=0,74/2=0,37 Å RcovCl=1,98/2=0,99 Å RcovC=0,77 Å Applicazione R(C-Cl)= RcovC + RcovCl =0,77+0,99= 1,76 Å 1,78 Å R(H-Cl)= RcovH + RcovCl =0,37+0,99= 1,36 Å 1,29 Å

Ordine di legame E’ uguale al numero di coppie di elettroni di legame condivise fra due atomi. C - C Legame singolo 1,54 Å C=C Legame doppio 1,34 Å C  C Legame triplo 1,20 Å La distanza di legame in genere diminuisce all’aumentare dell’ordine di legame

Energia di legame L’energia di dissociazione di un legame è una misura della forza di un particolare legame e, riferito ad una mole, è essenzialmente il H della reazione in fase gassosa di rottura del legame. Per H2 H2  2H H =436 kJ/mol

Un altro importante impiego delle energie di legame consiste nel permettere di prevedere se una reazione sarà esotermica o endotermica. In generale, se Legami deboli  Legami forti H<0 (reagenti) (prodotti) esotermica Legami forti  Legami deboli H>0 (reagenti) (prodotti) endotermica

Legame chimico – Legame metallico

LEGAME METALLICO Un metallo può essere descritto come un reticolo di ioni positivi (nucleo più elettroni di core) circondati dagli elettroni di valenza delocalizzati attorno a tutti i cationi. Gli elettroni sono liberi di muoversi attraverso l'intero reticolo: - Conduzione elettrica - Conduzione di calore

Teoria delle bande Un metallo come Na può essere costruito avvicinando N atomi di sodio. Il sodio ha configurazione [Ne] 3s1 con un elettrone di valenza. Quando gli atomi di sodio si avvicinano, gli N orbitali atomici 3s si combinano fra loro per dare N orbitali molecolari delocalizzati sull'intero solido. Ciascuno di questi orbitali molecolari corrisponde ad un livello di energia e descrive la probabilità di trovare un elettrone in un punto dello spazio all'interno del reticolo di ioni Na+.

Poiché N è molto grande si ha un numero enorme di livelli molto vicini che formano quella che è nota come banda 3s e che può contenere 2N elettroni. Gli N elettroni occupano doppiamente la metà degli N orbitali molecolari. Gli elettroni diventano liberi di muoversi nel cristallo solo quando sono eccitati negli orbitali non occupati di una banda.

conduttori isolanti semiconduttori Di conseguenza un solido sara conduttore solo se la banda è parzialmente occupata. Se invece la banda è completamente occupata si possono avere due casi: se la banda successiva è molto alta in energia il solido è un isolante mentre se è vicina in energia è un semiconduttore. conduttori isolanti semiconduttori

La banda doppiamente occupata è chiamata banda di valenza mentre quella vuota più alta in energia è chiamata banda di conduzione. Solo se degli elettroni sono eccitati dalla banda di valenza a quella di conduzione si ha mobilità di elettroni e possibilità di conduzione. Se il gap fra le due bande è elevato (E>200 kJ) l’energia termica non è sufficiente ad eccitare elettroni ed il solido è isolante. Se invece il gap fra le due bande è inferiore (E<200 kJ) l’energia termica è sufficiente ad eccitare elettroni ed il solido è semiconduttore. La conducibilità dei semi conduttori a differenza dei metalli è bassa e aumenta con la tempe ratura banda di conduzione E E banda di valenza semiconduttori isolanti

Il sodio solido è chiaramente conduttore perché la banda 3s è semioccupata e lo stesso vale per tutti i metalli alcalini. Nei metalli alcalino-terrosi ad esempio nel Magnesio la banda 3s è piena e ci si aspetterebbe un isolante o un semiconduttore. Il carattere metallico dei metalli alcalino terrosi deriva dalla sovrapposizione delle bande derivanti dagli orbitali s e p:

Riassumendo, I casi possibili sono quattro:

conduttori isolanti semiconduttori Di conseguenza un solido sarà conduttore solo se la banda è parzialmente occupata. Se invece la banda è completamente occupata si possono avere due casi: se la banda successiva è molto alta in energia il solido è un isolante mentre se è vicina in energia è un semiconduttore. conduttori isolanti semiconduttori

Legami Chimici

Sommario delle forze di interazione + - Carica ionica- Carica ionica Ione dipolo + - + Carica ionica-dipolo Aumento forza di interazione dipolo dipolo (incluso H) Dipolo-dipolo - + - + dipolo indotto dipolo indotto Dipolo indotto-dipolo indotto - + - +

Energia potenziale tra le particelle interagenti Energia potenziale totale Distanza internucleare più stabile E = ENERGIA DI ATTRAZIONE+ ENERGIA DI REPULSIONE

Interazioni intermolecolari Distanza di separazione 1 d 1 d2 Energia potenziale per l’interazione tra ioni energia 1 d3 Energia potenziale per l’interazione dipolo-dipolo 1 d6 Energia potenziale per l’interazione dipolo indotto – dipolo indotto (interazione di Van der Waals

Interazioni di van der Waals Interazioni ione-dipolo (ione Na+ e ione Cl- solvatati in acqua)

Polarità e proprietà chimiche Forti interazioni dipolo – dipolo fra molecole della stessa specie comportano temperature di ebollizione alte => es. fase condensata a pressione atmosferica (H2O) Deboli interazioni dipolo – dipolo o nulle (molecole apolari) comportano temperature di ebollizione basse => fase gassosa a pressione atmosferica (CO2)

Forze di London Le forze di dispersione di London possono essere indotte in molecole non polari, come idrogeno gassoso (H2), diossido di carbonio (CO2), azoto (N2), ed in gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, etc).    Es. Gli elettroni del Neon si muovono casualmente e in un dato momento si trovano tutti da un lato del nucleo. Ciò crea un dipolo istantaneo nell’atomo #1 , il quale induce un dipolo istantaneo anche sull’ atomo di Neon #2, poiché i suoi elettroni vengono respinti dal primo atomo. Questa polarità temporanea indotta consente ai due atomi di attrarsi l’un l’altro debolmente quando la parte negativa dell’atomo #1 è attratta dalla zona positiva dell’atomo #2

Legame a Idrogeno Il legame di idrogeno è dovuto a interazione di atomi H legati ad atomi elettronegativi, con atomi analoghi di altre molecole

Legame a Idrogeno Link a un tutorial in inglese L'acqua liquida è tale perché esistono infiniti legami a idrogeno tra gli atomi H e O; il fenomeno è dovuto al fatto che, essendo O molto elettronegativo, gli H ad esso legati hanno una parziale carica positiva, che tendono a compensare interagendo con i doppietti liberi degli O di altre molecole: ogni O è praticamente legato parzialmente a 4 H, in una struttura pressoché tetraedrica. Per NH3 il fenomeno incide poco; per CH4 non conta nulla (infatti C è poco elettronegativo rispetto ad H).

Il legame a idrogeno nell’acqua determina la formazione di un reticolo cristallino tetraedrico ordinato. Ecco perché l’acqua allo stato solido è meno densa dell’acqua allo stato liquido Struttura del ghiaccio L’acqua liquida mantiene solo in parte la struttura del ghiaccio, dato che al crescere della temperatura si rompe un certo numero di legami ad idrogeno A quattro gradi la densità dell’acqua è massima.

Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! COF2 PF4- HClO CLF3 NO2- PO4- S22- SO3

Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! N2H4 PF3 NO2+ IF4- NO2- NO2Cl ClO2- CS2

Alcune strutture molecolari Fate molta attenzione alle coppie solitarie! NH2- CHBr3 COCl2 SF6