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).

X(g) + e-(g)  X-(g) + Eea Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione): l’energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo l’elettrone legato ad esso più debolmente. X(g) + Ei  X+(g) + e-(g) Affinità elettronica di un atomo: la quantità di energia rilasciata quando un atomo neutro isolato in fase gassosa acquista un elettrone per formare uno ione gassoso con una carica −1. 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])

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

Complessivamente la formazione dei due ioni richiede 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- 2. 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

Nel secondo stadio si ha un guadagno di energia corrispondente all'attrazione Coulombiana fra i due ioni In cui q1 e q2 sono le cariche dei due ioni e r la distanza fra essi (nel cristallo 2,82 Å per NaCl). Tenendo conto che q1=+e, q2=-e con e=1,602x10-19 C=carica dell'elettrone, si ha:

Questa è l'energia relativa ad una coppia di ioni Questa è l'energia relativa ad una coppia di ioni. Per ottenere il valore relativo ad una mole di coppie ioniche dobbiamo moltiplicare per il numero di Avogadro: -8,18x10-19 J x 6,02x1023 mol-1= -493 kJ/mol

Pertanto l’energia complessiva sarà data da: - 493 Kj/mol + 147kJ/mol= - 346 kJ/mol Il processo pertanto è favorito in quanto l’energia complessiva del sistema è più bassa di quella dei due atomi isolati

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

Distanza di legame ed Energia di legame Distanza di legame: la distanza internucleare alla quale le forze attrattive e repulsive si bilanciano ed il legame è più stabile Energia di legame: la differenza di energia tra lo stato legato e quello non legato Distanza di legame 1,54 Å 1,34 Å 1,21 Å (Å) Legame singolo Legame doppio Legame triplo Energia di legame 346 602 835 (kJ/mol)

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!!!