Lezioni del prof. Benedetto Raspanti

Presentazione sul tema: "Lezioni del prof. Benedetto Raspanti"— Transcript della presentazione:

1 Lezioni del prof. Benedetto Raspanti
Il legame chimico Lezioni del prof. Benedetto Raspanti

2 Legami deboli secondari
Diamo, innanzi tutto, una definizione di legame chimico: Per legame chimico si intende l’interazione che tiene un atomo unito a un altro. I legami vengono divisi in due modi diversi: Legami forti primari o interatomici Legami deboli secondari o intermolecolari Sono detti così i legami che tengono insieme gli atomi appartenenti ad una stessa molecola o ad un unico reticolo cristallino (H2O HCl NaCl). Hanno un contenuto energetico maggiore e sono più difficili da rompere. Ne fanno parte: il legame covalente, il legame ionico e il legame metallico. Sono detti così i legami che tengono insieme atomi appartenenti a molecole differenti. Impediscono che le molecole di una sostanza siano indipendenti tra loro, permettendo, così, la formazione di sostanze solide come lo zucchero, liquide come l’acqua. Ne fanno parte: il legame dipolo-dipolo, il legame a idrogeno e il legame tra molecole non polari.

3 L’energia di legame L’energia di legame tra due atomi è misurata dall’energia necessaria a rompere il legame stesso. Viene espressa in kilojoule per mole (kJ mol-1). La possiamo trovare espressa frequentemente in kilocalorie per mole (1 kcal = 4,184 kJ), oppure in elettronvolt per mole (1 eV mol-1 = 23,06 kcal = 96,5 kJ). L’ordine di grandezze delle energie dei legami chimici va da pochi kJ a molte centinaia di kJ per mole di legami. L’energia di legame può essere intesa come l’energia necessaria per portare due atomi dalla distanza di legame ad una distanza infinita, quindi l’energia necessaria per separare due atomi legati. Per capire il significato di distanza di legame, occorre ricordare che quando due atomi sono uniti da un legame chimico, le nuvole elettroniche e i nuclei dei due atomi, interagiscono tra di loro. Il legame chimico che si instaura tra i due atomi è il risultato delle forze attrattive (elettroni – nuclei) e repulsive (nuclei – nuclei ed elettroni – elettroni) tra i due atomi. Esiste una distanza critica in corrispondenza della quale le forze attrattive e quelle repulsive sono perfettamente bilanciate. Per distanza di legame si intende, quindi, la distanza tra i nuclei dei due atomi legati tramite legame chimico. Possiamo, inoltre, affermare che quando si forma un legame viene liberata una quantità di energia uguale a quella necessaria per rompere il legame stesso.

4 Configurazioni stabili e regola dell’ottetto
Un atomo è considerato particolarmente stabile quando possiede otto elettroni nel livello esterno. Per poter raggiungere la massima stabilità, gli atomi degli elementi tendono a scambiare o a condividere elettroni del livello più esterno (detto anche livello di valenza) per assumere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino della tavola periodica. Ogni livello elettronico di un atomo può contenere, sul primo, massimo 2 elettroni mentre negli altri massimo 8. Ogni livello è composto da due sottolivelli chiamati s (max 2 elettroni) e p (max. 6 elettroni). Il sottolivello p non è presente nell’idrogeno (H) e nell’elio (He) dato che hanno, rispettivamente, solo 1 elettrone e 2 elettroni. Ma anche altri atomi possono avere il solo sottolivello s, riferendoci, ovviamente, al livello più esterno.

5 Configurazioni stabili e regola dell’ottetto
Per raggiungere questa situazione ideale gli atomi possono seguire due strade: Cedere uno o più elettroni a un altro atomo o acquistare uno o più elettroni da un altro atomo: i due atomi coinvolti nello scambio di elettroni si trasformano in ioni di carica opposta che si attraggono e tra essi si forma un legame ionico. Condividere uno o più elettroni di valenza con un altro atomo, in questo caso si forma un legame covalente tra gli atomi che partecipano alla reazione. Gli elettroni condivisi prendono il nome di elettroni di legame.

6 Legame covalente Si forma quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni di valenza, che si chiamano coppie di legame. In questo modo si forma una configurazione elettronica esterna stabile. Il legame può essere rappresentato con una formula di struttura, in cui il trattino tra i due simboli rappresenta la coppia di elettroni di legame. Considerando gli elettroni come proprietà comune dei due atomi di idrogeno, è come se ogni atomo ne possedesse 2 raggiungendo, così, la configurazione stabile dell’elio, cioè, il gas nobile immediatamente successivo nella tavola periodica degli elementi. Esempi simili:

7 Legame covalente Negli esempi della diapositiva precedente, gli atomi che si legano tra di loro, condividono una sola coppia di elettroni, formano, quindi, un legame covalente semplice. Se definiamo ordine di legame il numero di doppietti elettronici in comune, nell’esempio a seguire, possiamo parlare di ordine di legame 1. Non sempre basta un legame semplice per creare una molecola stabile. Certe volte occorrono legami covalenti multipli. Nell’esempio dell’ossigeno abbiamo un legame covalente doppio (ordine di legame 2). Nell’esempio dell’azoto abbiamo un legame covalente triplo (ordine di legame 3).

8 Legame covalente I legami covalenti non sono presenti solo nelle molecole delle sostanze elementari (esempi della diapositiva precedente). Possono essere presenti anche in quelle di molti composti:

9 Legame covalente puro Il legame covalente puro, detto anche apolare o omopolare, si forma quando si uniscono due atomi che hanno una elettronegatività uguale o, al massimo, con una elettronegatività molto vicina. In chimica, per elettronegatività, si intende la capacità, posseduta da un atomo che fa parte di una molecola, di attrarre gli elettroni dei legami covalenti in cui è coinvolto. Un esempio di legame covalente puro lo si ha quando due atomi dello stesso tipo si uniscono formando una molecola biatomica. Es. H2, Cl2, Br2, ecc. Prendendo ad esempio l’H, guardando nella tavola periodica degli elementi, possiamo leggere la sua elettronegatività: 2.1 Ovviamente, unendosi con un altro atomo di H e, calcolando la loro differenza di elettronegatività, troviamo che questa si annulla (2.1 – 2.1 = 0). La molecola che ne viene fuori è una molecola non polare, cioè in cui la nuvola elettronica si distribuisce uniformemente tra i due nuclei.

10 Legame covalente polare
Il legame covalente polare si forma quando si uniscono due atomi che hanno una elettronegatività diversa e la cui differenza di elettronegatività non superi il valore di 1.9. Prendiamo ad esempio una molecola di HCl. L’elettronegatività dell’H è 2.1, mentre quella del Cl è 3.0. Formando la molecola di HCl troviamo che la differenza di elettronegatività è: 3.0 – 2.1 = 0.9. Quindi un valore inferiore a 1.9. Si forma, quindi, un legame polare. La polarità è data dalla nuvola elettronica spostata verso l’atomo che presenta una maggiore elettronegatività cioè verso l’atomo che attira maggiormente a sé gli elettroni (in questo caso il Cl). In quanto l’H che è poco elettronegativo si carica +, mentre il Cl che è molto elettronegativo, si carica - Nella molecola dell’acqua, notevolmente angolata, la positività si trova nei due atomi di H (poco elettronegativi), me la negatività la troviamo nell’atomo dell’O (molto elettronegativo). La molecola di CO2, pur possedendo due legami polari non è polare a causa della sua forma lineare e simmetrica.

11 Legame covalente dativo
Il legame covalente dativo si forma quando la coppia di elettroni in compartecipazione proviene da un solo atomo, detto donatore, mentre il secondo atomo, accettore, mette a disposizione un orbitale vuoto in cui gli elettroni possano muoversi. Questo tipo di legame può avvenire solo quando il donatore possiede già l’ottetto completo di stabilità, ottenuto mediante normali legami covalenti. Quando il legame dativo si forma tra due atomi non appartenenti alla stessa molecola, chiameremo questo legame di coordinazione. Un esempio è l’ammoniaca, NH3, che unendosi, per coordinazione, con uno ione positivo H+, forma lo ione ammonio.

12 Legame ionico Il legame ionico si stabilisce per attrazione elettrostatica tra uno ione positivo (catione) ed uno ione negativo (anione) e si forma tra atomi che hanno una differenza di elettronegatività elevata, superiore a 1.9. Osservando il Cloruro di Sodio, si può notare che l’elettronegatività del Sodio è pari a 0.9, mentre quella del Cloro è pari a 3.0. Abbiamo, così, una differenza di elettronegatività pari a 2.1, quindi, superiore alla soglia di 1.9. I composti ionici sono tutti solidi cristallini in quanto, ogni ione positivo si circonda di ioni negativi ed ogni ione negativo si circonda di ioni positivi formando, così, una struttura chiamata reticolo cristallino.

13 Legame metallico Il legame metallico è caratterizzato dalla presenza di ioni positivi immersi in un mare di di elettroni liberi di muoversi in tutto il reticolo cristallino. Gli atomi di metallo hanno in genere pochi elettroni di valenza che sono facilmente delocalizzabili in un reticolo di atomi metallici caricati positivamente. Si può visualizzare questo tipo di legame immaginando un metallo come un reticolo di ioni positivi tenuti uniti da una nube di elettroni. Come nel caso del legame ionio non esistono quindi molecole vere e proprie ma aggregati reticolari di atomi metallici tenuti insieme da questa forza di tipo elettrostatico. Questo modello spiega alcune proprietà dei metalli come le loro elevate conducibilità elettrica (infatti, essendo tali elettroni non legati a nessun atomo particolare, risultano essere estremamente mobili) e termica, la loro malleabilità e duttilità. Ricordiamo che la malleabilità è la proprietà che ha un corpo o un materiale di essere facilmente deformato e riducibile in strati laminiformi sottili. Mentre la duttilità è la capacità di un corpo o di un materiale di deformarsi plasticamente sotto carico prima di giungere a rottura.

14 Legame dipolo - dipolo Il legame dipolo-dipolo (o interazione dipolo-dipolo), avviene tra molecole dipolari (molecole con due poli, uno positivo δ+ e l'altro negativo δ- e quindi dotate di un momento di dipolo µ) che creano attorno a sè deboli campi elettrici che fanno sentire la propria attrazione su altre molecole polari vicine. Le molecole tendono ad orientarsi in modo che le parti δ- di un dipolo siano vicine alle parti δ+ del dipolo adiacente: si formano, così, reti di interazione a corto raggio (perché significative solo tra molecole molto ravvicinate), spesso indicate con il termine generico di forze di van der Waals. Queste sostanze possiedono, a causa di queste interazione, punti di fusione e di ebollizione più alti delle sostanze formate da molecole non polari: per questo motivo sono spesso solide o liquide a temperatura ambiente, quando l’agitazione termica non è molto elevata.

15 Legame a idrogeno Il legame a idrogeno o ponte ad idrogeno è un caso particolare di forza intermolecolare in cui è implicato un atomo di idrogeno coinvolto in un legame covalente con elementi molto elettronegativi (come fluoro (F), ossigeno (O), azoto (N)), i quali attraggono a sé gli elettroni di valenza, acquisendo una parziale carica negativa (δ-) lasciando l'idrogeno con una parziale carica positiva (δ+). Contemporaneamente l'idrogeno viene attratto da un atomo elettronegativo di una molecola vicina. Il legame a idrogeno si forma quando la parziale carica positiva dell'idrogeno viene a contatto con un doppietto elettronico di un elemento fortemente elettronegativo (fluoro, ossigeno o azoto), venendosi a creare un'attrazione elettrostatica tra i due atomi. L'elemento a cui l'H è legato covalentemente viene detto "donatore", l'elemento che possiede il doppietto elettronico che va a interagire elettrostaticamente con l'H invece viene detto "accettore".

16 Legame tra molecole non polari
Il legame tra molecole non polari o interazioni tra molecole non polari, sono dovute alla formazione di dipoli istantanei a causa del moto disordinato degli elettroni che può determinare una momentanea distribuzione asimmetrica della carica degli elettroni stessi; il dipolo istantaneo creerà a sua volta per induzione elettrostatica, un dipolo indotto su un atomo vicino e tra i due dipoli si eserciterà quindi una debole forza attrattiva. Furono studiate dal fisico London e da qui il loro nome di forze di London. Sono molto deboli ed hanno durata brevissima. Tuttavia si formano continuamente tra le molecole e quindi permettono a molti gas, come H2, O2, N2, F2, CO2, e i gas nobili, di liquefarsi naturalmente solo a basse temperature, quando l’aggregazione termica è minima, oppure ad elevate pressioni, quando le molecole sono costrette a stare vicinissime tra loro.