Dalla struttura atomica alla nomenclatura

Capitolo 3 Legame chimico Unità 9 Stabilità degli atomi e regola dell’ottetto 3.1 I legami chimici 3.2 La configurazione stabile a bassa energia e la regola dell’ottetto Unità 10 I legami intramolecolari 3.3 Legame chimico e posizione degli elementi nel Sistema periodico 3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) 3.5 Gli orbitali molecolari: un primo sguardo 3.6 Il legame covalente eteropolare (0,5≤ΔE<1,7) 3.7 Il legame covalente dativo

Capitolo 3 Legame chimico 3.8 Il legame ionico (ΔE≥1,7) 3.9 Il legame metallico 3.10 Legami e orbitali molecolari Unità 11 I legami intermolecolari 3.11 I legami chimici secondari 3.12 Le interazione di Van der Waals 3.13 Il legame idrogeno 3.14 Il legame ione-dipolo 3.15 Energia e lunghezza di legame

Gli atomi si uniscono attraverso la formazione di legami chimici. La maggior parte delle sostanze chimiche sono costituite da atomi combinati tra loro. Gli atomi si uniscono attraverso la formazione di legami chimici. I legami chimici sono forze attrattive che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei composti ionici. Solo i gas nobili si trovano allo stato elementare.

3.1 I legami chimici Un legame chimico si forma se l’energia degli atomi uniti insieme è inferiore all’energia degli atomi isolati. Gli elettroni di legame tendono ad avvicinare i nuclei, mentre i nuclei tendono a respingersi. A grandi distanze gli atomi non possono interagire, se sono troppo vicini la repulsione causata dai nuclei positivi causa un aumento di energia.

3.1 I legami chimici A una certa distanza si instaura un equilibrio tra la forza di attrazione nucleo-elettrone e quella di repulsione nucleo-nucleo.

La distanza tra due nuclei legati è chiamata lunghezza di legame. 3.1 I legami chimici La distanza tra due nuclei legati è chiamata lunghezza di legame. L’energia di legame è l’energia che bisogna fornire a una mole di sostanza per rompere il legame che unisce gli atomi. L’energia di legame si misura in kJ/mol.

3.1 I legami chimici La configurazione elettronica di valenza di un elemento può essere rappresentata attraverso i simboli di Lewis. Gli elettroni accoppiati sono detti doppietti e quelli singoli sono chiamati singoletti.

3.2 La configurazione stabile a bassa energia e la regola dell’ottetto L’inerzia chimica dei gas nobili è dovuta allo loro particolare configurazione elettronica esterna (s2p6) che li rende stabili. La configurazione con otto elettroni nel guscio di valenza è chiamata configurazione a ottetto. L’elio ha due elettroni nel livello più esterno, ma è comunque completo, in quanto il primo guscio può contenere al massimo due elettroni.

3.2 La configurazione stabile a bassa energia e la regola dell’ottetto Gli atomi che non hanno otto elettroni nel guscio più esterno si trovano in una situazione di instabilità. Secondo la regola dell’ottetto gli atomi si legano con altri atomi per raggiungere la configurazione elettronica esterna uguale a quella del gas nobile a loro più vicini. Un atomo raggiunge la configurazione a ottetto del gas nobile più vicino cedendo, acquistando o condividendo elettroni.

3.3 Legame chimico e posizione degli elementi nel Sistema periodico Un legame chimico si determina con la messa in compartecipazione di elettroni di valenza tra due atomi. Gli atomi pur mettendo in compartecipazione i propri elettroni, hanno anche la naturale tendenza ad acquisire gli elettroni degli altri atomi.

3.3 Legame chimico e posizione degli elementi nel Sistema periodico La differenza di elettronegatività (ΔE) tra i due atomi impegnati in un legame diventa quindi un parametro-guida per classificare i legami chimici: ΔE < 0,5 legame covalente omopolare, 0,5 ≤ ΔE < 1,7 legame covalente eteropolare, ΔE ≥ 1,7 legame ionico.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Il trasferimento di elettroni da un atomo a un altro non può avvenire se gli atomi hanno elettronegatività simile. Il raggiungimento dell’ottetto può avvenire attraverso la condivisione di coppie di elettroni.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Il legame covalente unisce due atomi che condividono una coppia di elettroni. Quando gli atomi che condividono elettroni hanno elettronegatività simile attraggono gli elettroni con la stessa forza e il legame è chiamato covalente omopolare. Il legame covalente omopolare o puro si stabilisce tra due atomi uguali, o con uguale elettronegatività, che condividono coppie di elettroni.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Secondo la teoria del legame di valenza: i legami chimici si possono formare attraverso la sovrapposizione di orbitali esterni semioccupati; non è la stabilità dell’ottetto a spingere gli atomi a legarsi, ma la necessità di saturare gli orbitali esterni incompleti

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Affinché possa stabilirsi un legame covalente: negli orbitali deve essere presente un singoletto; gli orbitali devono sovrapporsi; gli elettroni devono avere spin opposto.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Se gli atomi condividono una sola coppia di elettroni il legame è singolo e viene chiamato legame σ. Un legame covalente viene definito legame σ se la sovrapposizione degli orbitali avviene frontalmente.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Un legame σ si può formare dalla sovrapposizione di due orbitali s, due orbitali p, un orbitale s e un orbitale p.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Se gli atomi condividono due coppie di elettroni il legame è doppio: uno σ e uno π. Un legame covalente viene definito legame π se la sovrapposizione degli orbitali avviene lateralmente.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Se gli atomi condividono tre coppie di elettroni il legame è triplo: uno σ e due π.

3.4 Il legame covalente omopolare (ΔE<0,5) Quando gli atomi che condividono elettroni hanno elettronegatività simile attraggono gli elettroni con la stessa forza e il legame è chiamato covalente omopolare. Il legame covalente omopolare o puro si stabilisce tra due atomi uguali, o con uguale elettronegatività, che condividono coppie di elettroni.

3.5 Gli orbitali molecolari: un primo sguardo Secondo la moderna teoria degli orbitali molecolari, alla costruzione del legame partecipano tutti gli elettroni, e quindi tutti gli orbitali di un atomo, non solo quelli di valenza.

3.5 Gli orbitali molecolari: un primo sguardo La redistribuzione dell’energia coinvolge l’intera molecola: gli elettroni si ridistribuiscono su nuovi livelli energetici detti orbitali molecolari. Gli orbitali molecolari, corrispondono alla combinazione matematica delle funzioni d’onda degli orbitali atomici che concorrono alla formazione del legame.

3.6 Il legame covalente eteropolare (0,5≤ΔE<1,7) Quando gli atomi che condividono elettroni hanno elettronegatività diversa si forma un legame covalente eteropolare. Il legame covalente eteropolare o polarizzato si stabilisce tra atomi con differente elettronegatività che condividono coppie di elettroni.

3.6 Il legame covalente eteropolare (0,5≤ΔE<1,7) Gli elettroni di legame si trovano più vicini all’atomo più elettronegativo, che assume una parziale carica negativa (∂–), mentre l’altro atomo assume una parziale carica positiva (∂+).

3.6 Il legame covalente eteropolare (0,5≤ΔE<1,7) Le molecole in cui è presente un legame covalente eteropolare sono elettricamente neutre, ma è presente una separazione tra le cariche e si forma un dipolo. Un dipolo è un sistema costituito da due cariche elettriche uguali, ma di segno opposto, situate a una certa distanza.

3.7 Il legame covalente dativo Nel legame covalente dativo un atomo che ha già raggiunto l’ottetto, può condividere un suo doppietto elettronico non impegnato in legami con un altro atomo che necessita di due elettroni per raggiungere l’ottetto.

3.7 Il legame covalente dativo Un atomo può formare tanti legami covalenti dativi quanti sono i doppietti elettronici liberi.

3.8 Il legame ionico (ΔE≥1,7) Gli atomi possono raggiungere la configurazione a ottetto trasferendo elettroni dall’elemento meno elettronegativo a quello più elettronegativo. L’atomo che acquista elettroni diventa un anione, mentre quello che cede elettroni si trasforma in un catione.

3.8 Il legame ionico (ΔE≥1,7)

3.8 Il legame ionico (ΔE≥1,7) Il legame ionico è la forza di attrazione elettrostatica che si instaura tra ioni di carica opposta e determina la loro unione. Nei composti ionici non si hanno molecole, ma ioni di carica opposta che si attraggono reciprocamente.

In un composto ionico gli ioni formano un reticolo cristallino. 3.8 Il legame ionico (ΔE≥1,7) In un composto ionico gli ioni formano un reticolo cristallino. La forma dei cristalli dipende dalla carica e dalla dimensione degli ioni. La formula di un composto ionico non indica la formula della molecola, ma il rapporto tra gli ioni nel reticolo cristallino.

3.9 Il legame metallico Le proprietà dei metalli quali la conducibilità, la duttilità e la malleabilità, vengono interpretate tramite il legame metallico. Un corpo metallico è costituito da un aggregato geometricamente ordinato di cationi immersi in una nube di elettroni che si distribuisce in tutto il corpo.

Gli elettroni si spostano facilmente da un atomo a un altro. 3.9 Il legame metallico Gli atomi dei metalli cedono i loro elettroni di valenza, formano cationi e raggiungono l’ottetto. Gli elettroni si spostano facilmente da un atomo a un altro. La mobilità degli elettroni rende i metalli ottimi conduttori di calore e di elettricità.

3.9 Il legame metallico La malleabilità dei metalli è dovuta alla possibilità dei cationi di scorrere gli uni sugli altri. Nei composti ionici, lo slittamento degli ioni determina situazioni di repulsione tra particelle della stesso segno.

3.9 Il legame metallico Il tipo di legame che si forma tra due atomi, dipende dalla loro differenza di elettronegatività. Dalla posizione degli elementi nel Sistema periodico è possibile prevedere il legame che si instaura.

Atomi di metalli e di non metalli formano tra loro legami ionici. 3.9 Il legame metallico Atomi di metalli e di non metalli formano tra loro legami ionici. Atomi di non metalli con differenza di elettronegatività elevata, formano legami covalenti eteropolari. Atomi di non-metalli con valori di elettronegatività simili, formano legami covalenti omopolari. Atomi di metalli formano tra loro legami metallici.

3.9 Il legame metallico

3.10 Legami e orbitali molecolari Gli orbitali molecolari sono dello stesso numero degli orbitali atomici che partecipano alla formazione della molecola. La combinazione delle funzioni d’onda degli orbitali atomici determina la formazione di orbitali di legame e di orbitali di antilegame.

3.10 Legami e orbitali molecolari L’orbitale di legame ha energia minore, con massima densità di elettroni nello spazio tra i nuclei.

3.10 Legami e orbitali molecolari L’orbitale di anti legame ha energia maggiore, con massima densità di elettroni nello spazio esterno ai nuclei.

3.10 Legami e orbitali molecolari Gli orbitali molecolari di legame e antilegame hanno entrambi simmetria di tipo σ perché derivano dalla sovrapposizione frontale degli orbitali atomici. La presenza di elettroni negli orbitali di antilegame, a maggiore energia, fa diminuire la stabilità complessiva della molecola.

3.10 Legami e orbitali molecolari Il riempimento degli orbitali molecolari segue le regole di riempimento degli orbitali atomici. Per stimare la stabilità di una molecola si calcola l’ordine di legame, secondo la formula Maggiore è il valore dell’ordine di legame e più elevata è la stabilità della molecola.

3.11 I legami chimici secondari Il legame ionico, covalente e metallico sono chiamati legami primari, mentre le interazioni che si instaurano tra le molecole sono chiamate legami secondari. I legami primari uniscono tra loro atomi per formare molecole o composti ionici. I legami secondari sono anche chiamati legami intermolecolari e sono responsabili delle interazione tra le molecole necessarie per l’esistenza degli stati condensati della materia. I legami secondari si stabiliscono tra molecole e tra molecole e ioni.

3.12 Le interazioni di Van der Waals I legami secondari che si formano tra molecole sono interazioni di natura elettrostatica che prendono il nome di interazioni di Van der Waals. Le interazioni di Van der Waals sono: interazione dipolo-dipolo; interazione dipolo-dipolo indotto; interazione dipolo indotto-dipolo indotto.

3.12 Le interazioni di Van der Waals Le interazioni elettrostatiche tra dipoli sono chiamate interazioni dipolo-dipolo. La parte positiva di una molecola dipolare può attirare la parte negativa di un altro dipolo.

3.12 Le interazioni di Van der Waals Una molecola dipolare può indurre la formazione di un dipolo su una molecola vicina. Le interazioni elettrostatiche tra le parti di segno opposto delle due molecole sono chiamate interazioni dipolo-dipolo indotto.

3.12 Le interazioni di Van der Waals Nelle molecole non polari si possono formare dipoli istantanei a causa dello sbilanciamento temporaneo delle cariche dovuto al movimento degli elettroni. Le interazioni elettrostatiche tra le parti di segno opposto di due dipoli istantanei sono chiamate interazioni dipolo indotto-dipolo indotto.

3.13 Il legame idrogeno Le molecole che l’ossigeno, l’azoto e il fluoro formano con l’idrogeno danno luogo a un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo, il legame idrogeno. Il legame idrogeno è la forza elettrostatica che unisce un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo molto elettronegativo, e un altro atomo molto elettronegativo.

Il legame idrogeno influenza notevolmente le proprietà delle sostanze. I punti di ebollizione dei composti che formano legame idrogeno sono superiori dei composti con formula chimica simile.

3.14 Il legame ione-dipolo La forza elettrostatica che si stabilisce tra uno ione e una molecola dipolare si chiama legame ione-dipolo. I composti ionici si solubilizzano in acqua grazie all’instaurarsi di legami ione-dipolo tra gli ioni e i poli di carica opposta delle molecole d’acqua.

3.15 Energia e lunghezza di legame L’energia di legame dipende da: le dimensioni degli atomi; il tipo di legame; il numero di legami. L’energia di legame diminuisce all’aumentare del raggio degli atomi legati, cresce con il numero dei legami ed è molto più grande nei legami primari rispetto a quelli secondari.

3.15 Energia e lunghezza di legame Il legame ionico è più forte del legame covalente ed entrambi sono molto più forti del legame ione-dipolo, del legame idrogeno e delle interazioni di Van der Waals. Il legame s è più forte del legame p.

3.15 Energia e lunghezza di legame La lunghezza di legame dipende da: le dimensioni degli atomi; l’energia di legame; il numero di legami. La lunghezza di legame aumenta all’aumentare del raggio degli atomi legati, e diminuisce all’aumentare dell’energia di legame e del numero dei legami.

3.15 Energia e lunghezza di legame Le lunghezze di legame sono espresse in pm.