IL LEGAME METALLICO Gli elementi del “gruppo” dei metalli si distinguono per la relativa facilità con cui possono rimuovere gli elettroni del guscio esterno.

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1 IL LEGAME METALLICO Gli elementi del “gruppo” dei metalli si distinguono per la relativa facilità con cui possono rimuovere gli elettroni del guscio esterno. Nei metalli, gli elettroni “ceduti” non vengono acquistati da un singolo nucleo bensì risultano delocalizzati struttura del solido. Altrimenti detto, gli elettroni formano una “nuvola” di carica negativa che riempe lo spazio tra i nuclei atomici positivi. La forza di attrazione elettrostatica tra questa nuvola negativa e i nuclei positivi è responsabile del LEGAME METALLICO. Questo tipo di legame spiega perché i metalli sono duttili e malleabili. Gli elettroni di legame non sono obbligati a occupare posizioni fisse tra i nuclei atomici e quindi è possibile muovere gli atomi gli uni rispetto agli altri senza romperne il legame. Ne risulta che la forma di un metallo può essere distorta in maniera relativamente facile.

2 Elettroni mobili I legami sono delocalizzati nell’intero cristallo e gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare atomo ma possono muoversi liberamente da un atomo all’altro LEGAME METALLICO

3 Dipoli e legami deboli Una specie chimica è DIPOLARE quando alle estremità presenta cariche elettriche (o addensamenti di cariche elettriche dovute a differenze di elettronegatività) di segno opposto. Le FORZE DI VAN DER WAALS sono interazioni intermolecolari dipolo-dipolo. Si tratta di legami deboli tra molecole diverse. L’intensità di queste interazioni è fortemente dipendente dalla distanza e dall’orientazione delle specie coinvolte.

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5 LEGAME IDROGENO E’ formato da un atomo di idrogeno che si pone da ponte tra due atomi elettronegativi (O, N, F). Il legame idrogeno pur non avendo la forza di un legame covalente (5%) e’ relativamente forte (2-10 Kcal/mol). La sua forza e’ dovuta alle piccole dimensioni di H. E’ un legame direzionale, ossia i 3 atomi coinvolti devono essere allineati. Un atomo di H forma al massimo un legame.

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7 Legame idrogeno: è il tipo più forte di interazione intermolecolare e si origina tutte le volte che l’idrogeno si trova legato ad un atomo piccolo e fortemente elettronegativo quali, nell’ordine, F, O, N. Gli idruri di questi elementi: HF, H 2 O, NH 3, sono molecole molto polari con una parziale carica positiva (  + ) sull’idrogeno (elettronegatività = 2,1) e una parziale carica negativa (  - ) rispettivamente sul fluoro (elettroneg. = 4), sull’ossigeno (elettroneg. = 3,5), sull’azoto (elettroneg. = 3). L’attrazione elettrostatica tra una carica parziale  + su H di una molecola e una parziale carica  - su F, O o N di un’altra molecola è chiamata legame a idrogeno.

8 Nonostante che i legami a idrogeno siano molto più deboli di quelli covalenti, nel complesso possono essere molto forti. Ad esempio nel ghiacco per ogni molecola d’acqua si formano 4 legami a idrogeno, questo rende ragione del fatto che l’acqua ha un’alta temperatura di ebollizione, infatti, è necessario fornire una grande quantità di calore per rompere gli innumerevoli legami a idrogeno tra le sue molecole.

9 Il legame tra ossigeno ed idrogeno in una molecola d’acqua è: ionico ponte idrogeno covalente polare dativo di coordinazione L’elevato punto di ebollizione dell’acqua, rispetto alle altre sostanze con struttura molecolare simile, è attribuibile alla grande quantità di: legami covalenti legami ionici interazioni idrofobiche legami idrogeno forze di repulsione Esempio di domanda (risposta rossa corretta)

10 Strutture di Lewis Nelle strutture di Lewis vengono mostrati solo gli elettroni di valenza (quelli presenti nel livello energetico principale più esterno), poiché sono quelli che partecipano alla formazione del legame seguendo la regola dell’otteto.

11 Risonanza La risonanza viene anche definita fenomeno della delocalizzazione elettronica. La risonanza comporta un aumento della stabilità conformazionale della specie chimica

12 RISONANZA Alcune molecole si possono rappresentare con più strutture equivalenti. Strutture limiti Le misure sperimentali hanno determinato che la struttura reale è un intermedio delle 3 strutture limiti dove tutti i legami C-O sono identici ed hanno un carattere parziale di doppio e singolo legame. In questi casi si tratta di una delocalizzazione degli elettroni di legame su tutta la molecola, un fenomeno che rappresenta un’alta stabilità della molecola. Tali strutture sono indicate come ibridi (o formule) di risonanza.

13 BENZENE C 6 H 6

14 Geometria delle molecole Le strutture di Lewis non sempre rendono conto della disposizione spaziale degli atomi di una molecola. La geometria delle molecole può essere compresa con l’ausilio della TEORIA DELLA REPULSIONE DELLE COPPIE ELETTRONICHE DELLO STRATO DI VALENZA. Le coppie elettroniche esterni presenti attorno a un atomo, essendo cariche negativamente, si respingono a vicenda, tendendo quindi a disporsi nello spazio in modo da essere il più lontano possibile l’una dall’altra. (n) n.atomi legati all’atomo centrale + n. coppie elettroniche non condivise.

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16 otteto espanso

17 Geometria lineare n = 2: per es. CO 2. Angolo di 180°. Geometria triangolare planare n = 3: per es. NO 2 -. Angoli di 120°. Geometria tetraedrica n = 4: per es. CH 4 o H 2 O. Angoli di ca. 109°.

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20 Teoria degli orbitali molecolari -Quando due atomi mettono in comune due elettroni per formare un legame covalente i due orbitali atomici a cui appartengono si fondono per formare un orbitale molecolare che appartiene a entrambi i nuclei e costituisce il legame. -L’orbitale molecolare e’ quella zona situata attorno ai nuclei dove e’ massima la probabilita’ di trovare l’elettrone.

21 Orbitali ibridi Il numero di orbitali ibridi formati è sempre uguale al numero di orbitali atomici combinati insieme.

22 Le coppie di elettroni “extra” in un legame multiplo (una coppia in un legame doppio, due coppie in un legame triplo) non sono situate negli orbitali ibridi. Quindi dove sono finiti? Mentre nel singolo legame la densità elettronica è concentrata nella regione centrale tra i due atomi (legame sigma σ), le coppie di elettroni non ibridizzati associati ai legami multipli occupano orbitali di forma diversa, detti orbitali di legame pi greco π. Regole generali: -Tutti i legami singoli sono legami σ - Una delle coppie di elettroni nel legame multiplo è un legame σ; le altre sono legami π.

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