LEGAME CHIMICO E GEOMETRIA MOLECOLARE-1

Presentazione sul tema: "LEGAME CHIMICO E GEOMETRIA MOLECOLARE-1"— Transcript della presentazione:

1 LEGAME CHIMICO E GEOMETRIA MOLECOLARE-1
Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis. Legame ionico. Legame covalente. Legame covalente di coordinazione. Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Distanza di legame. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Momenti dipolari. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Concetto di strutture di risonanza. Previsione delle geometrie molecolari. La teoria VSEPR.

2 Legami e composti ionici (Cap. 6)
Legami ionici Cariche ioniche e formule chimiche Ioni dei metalli di transizione Nomenclatura degli ioni dei metalli di transizione Configurazione dello stato fondamentale degli ioni dei metalli di transizione Dimensioni degli ioni Energia del legame ionico

3 Legame chimico “Fra due atomi o gruppi di atomi esiste un legame chimico se le forze agenti fra di essi danno luogo alla formazione di un aggregato di atomi sufficientemente stabile da consentire di svelarne l’esistenza” (L. Pauling*). Quando tra due atomi avviene una reazione chimica, i loro elettroni di valenza si organizzano in modo che una forza attrattiva netta ossia un legame chimico, si esercita tra gli atomi. Ci sono due tipi di legame: Legame ionico: si forma quando uno o più elettroni di valenza si trasferiscono da un atomo all’altro, creando ioni positivi o negativi. Il legame ionico è la forza elettrostatica che lega insieme gli ioni di carica opposta. Legame covalente: si forma mediante la messa in condivisione degli elettroni di valenza tra gli atomi. *Linus Pauling “La natura del legame chimico”, 1939)

4 Il legame ionico Dalla posizione sulla tavola periodica si può dedurre che gli elementi metallici (a sinistra nella tavola periodica) tendono a cedere elettroni diventando ioni positivi; i non metalli (a destra nella tavola periodica) tendono ad acquistare elettroni trasformandosi in ioni negativi.

5 Proprietà dei composti ionici e covalenti
Composti covalenti Struttura molecolare Tendenza a formare reticoli cristallini estesi di ioni alternati Tendenza a esistere come molecole individuali con condivisione di elettroni In soluzione o in fase liquida Formano ioni, sono buoni conduttori di elettricità Non formano ioni, sono cattivi conduttori di elettricità Temperatura di fusione Alta (sono tutti solidi alla temperatura di 25 °C) Varie, tipicamente basse

6 I composti ionici I composti ionici hanno alti punti di fusione, sono solidi a temperatura ambiente, sono buoni conduttori di elettricità sia allo stato fuso sia in soluzione. Una soluzione acquosa di NaCl(s) conduce la corrente elettrica. La migrazione degli ioni costituisce la corrente elettrica nella soluzione.

7 Il legame ionico Una volta formatosi, lo ione negativo assume la configurazione del gas nobile successivo, mentre lo ione positivo assume quella del gas nobile che lo precede nella tavola periodica. La forza elettrostatica che lega insieme gli ioni di carica opposta è chiamata legame ionico. La reazione tra sodio e cloro è un tipico esempio di reazione tra un metallo reattivo e un non metallo reattivo, che produce ioni con la configurazione elettronica da gas nobile. I composti ionici sono costituiti da ioni e sono elettricamente neutri.

8 Ioni con configurazione degli elettroni più esterni di tipo gas nobile
ns2np6 (regola dell’ottetto)

9 Tutti gli ioni in figura ad eccezione di Li+ e Be2+ ([He] 1s2) assumono una configurazione da gas nobile ns2np6. La tendenza degli elementi dei gruppi principali a formare ioni con una configurazione stabile di tipo gas nobile è spesso definita come regola dell’ottetto poiché ci sono 8 elettroni (2 + 6) nel guscio più esterno. Possiamo usare la carica degli ioni per prevedere la formula del composto neutro. C’è una corrispondenza tra la carica dello ione e la sua posizione nella tavola periodica.

10 NaCl(s) composto ionico; b) CO2(s) composto covalente
I composti ionici tendono a formare estesi reticoli cristallini di ioni alternati, mentre i composti covalenti tendono ad esistere come molecole singole. Per i composti ionici la formula chimica rappresenta la più semplice formula che descriva il rapporto tra il numero di cationi e il numero di anioni nel cristallo.

11 Regola dei 18 elettroni Ioni metallici con configurazione elettronica esterna a 18 elettroni ns2np6nd10

12 Ioni con configurazione [gas nobile] nd10 (n+1)s2

13 Formule chimiche dei composti ionici binari
Determinare la carica ionica positiva o negativa di un elemento Bilanciare le cariche totali positive e negative utilizzando un numero appropriato di cationi e anioni Una formula chimica corretta si ottiene combinando gli ioni atomici in modo che le cariche positive e negative siano uguali Esempi: Ioduro di litio Nitruro di alluminio Fluoruro di alluminio Ossido di calcio Solfuro di sodio Nitruro di sodio Azoturo di sodio

14 Cariche comuni di alcuni metalli nei composti ionici
Metalli con una sola carica comune Metalli del gruppo 1 per tutti +1, es. Na+ Metalli del gruppo 2 Per tutti +2, es. Mg2+ Ag+ Ni2+ Cd2+ Sc2+ Zn2+ Al3+ Metalli con due cariche ioniche comuni Au+ e Au3+ Co2+ e Co3+ Cu+ e Cu2+ Fe2+ e Fe3+ Hg22+ e Hg2+ Tl+ e Tl3+ Pb2+ e Pb4+ Sb3+ e Sb5+ Sn2+ e Sn4+ Ti3+ e Ti4+ Metalli con tre cariche ioniche comuni Cr2+, Cr3+, Cr6+ Mn2+, Mn4+, Mn7+

15 Nome sistematico (IUPAC) Vecchia nomenclatura
Nomenclatura sistematica e tradizionale di ioni metallici con più di una carica ionica Simbolo Nome sistematico (IUPAC) Vecchia nomenclatura Fe2+ ferro(II) ferroso Fe3+ ferro(III) ferrico Co2+ cobalto(II) cobaltoso Co3+ cobalto(III) cobaltico Tl+ tallio(I) talloso Tl3+ tallio(III) tallico Ti3+ titanio(III) titanoso Ti4+ titanio(IV) titanico Cu+ rame(I) rameoso (cuproso) Cu2+ rame(II) rameico (cuprico) Au+ oro(I) auroso Au3+ oro(III) aurico Hg22+ mercurio(I) mercuroso Hg2+ mercurio(II) mercurico Sn2+ stagno(II) stannoso Sn4+ stagno(IV) stannico

16 L’ordine di riempimento degli ioni dei metalli di transizione è regolare:1s<2s<2p<3s<3p<3d<4s<4p<4d<4f<… Negli atomi neutri gli orbitali 3d vengono riempiti dopo i 4s. La carica dello ione altera l’ordine delle energie degli orbitali, pertanto nella maggior parte degli ioni dei metalli di transizione, l’energia degli orbitali 3d è minore di quella dei 4s (stessa cosa per 4d e 5s e 5d e 6s Bilancia magnetica per determinare la configurazione elettronica degli ioni dei metalli di transizione

17 Raggi ionici Raggi ionici (pm): atomi neutri (verdi), cationi (rossi), anioni (blu)

18 Raggi ionici I cationi hanno dimensioni minori dei rispettivi atomi neutri. Es. Na/Na+: oltre al diverso valore di n per atomo neutro e catione, l’eccesso di carica positiva attira i rimanenti elettroni verso il nucleo, causando una contrazione della distribuzione elettronica. Gli ioni del gruppo 2 sono più piccoli degli ioni del gruppo 1. Gli anioni hanno dimensioni maggiori dei rispettivi atomi neutri. L’aggiunta di un elettrone aumenta le repulsioni elettrone-elettrone e provoca un’espansione della distribuzione elettronica. L’andamento periodico delle dimensioni degli ioni è simile a quello osservato per gli atomi neutri. Gli ioni positivi e negativi aumentano di dimensione quando si scende lungo il gruppo.

19 Raggi ionici Possiamo usare i raggi ionici cristallografici, ottenuti da dati di diffrazione di raggi X, per stimare la grandezza degli ioni.

20 Energia di una coppia di ioni
Rappresentazione della coppia ionica Na+Cl- deq = lunghezza di legame della coppia ionica (distanza dei centri dei due ioni, assumendo che siano paragonabili a due sfere rigide) Raggio di Na+ = 102 pm; raggio di Cl- = 181 pm

21 Affinità elettroniche degli atomi di alcuni non metalli reattivi
Atomo EA(aJ) H -0,12 F -0,535 Cl -0,580 Br -0,540 I -0,490 O -0,234 +1,30 (EA2) S -0,332 +0,980 (EA2)

22 Energia di una coppia di ioni
Legge di Coulomb per calcolare l’energia di una coppia di ioni. La legge di Coulomb afferma che l’energia di interazione tra due ioni è direttamente proporzionale al prodotto delle loro cariche elettriche ed inversamente proporzionale alla distanza tra i loro centri.

23 Passaggi utilizzati per calcolare l’energia rilasciata nel processo Na(g) + Cl(g) Na+Cl-(g)

24 I composti ionici I legami puramente ionici sono il tipo più semplice di legami chimici. Sono il risultato di un’attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta. Se conosciamo le cariche ioniche coinvolte e la distanza della coppia ionica, si può usare la legge di Coulomb per calcolare l’energia liberata quando si forma un legame ionico. Questa energia è uguale e contraria alla quantità di energia che deve essere fornita per rompere il legame ionico durante la separazione degli ioni. Finora abbiamo discusso soltanto reazioni tra gli atomi gassosi per formare coppie di ioni gassosi. A temperatura ambiente il cloruro di sodio esiste come un composto solido di ioni sodio e ioni cloruro.

25 I composti ionici La reazione di formazione di un composto ionico, a partire da atomi, non porta in realtà alla formazione di singole coppie ioniche (Na+Cl-(g)), ma di cristalli ionici, nei quali gli ioni sono disposti secondo uno schema ben preciso e possono dar luogo ad un reticolo cristallino. Ciascuno ione Na+ è circondato da sei ioni Cl- (primi vicini), poi un insieme di 12 ioni Na+ (prossimi ai primi vicini) e così via.

26 Energia reticolare Utilizzando la legge di Coulomb per tutte queste interazioni è possibile calcolare l’energia dell’intero cristallo, definita come energia reticolare del cristallo. Nel calcolo si immagina il cristallo come costituito da sfere rigide (impenetrabili) situate nelle posizioni reticolari. Nella formazione del cristallo si libera energia di origine elettrostatica (energia reticolare), e ciò rende il cristallo un sistema stabile, ed è responsabile del fatto che i composti ionici sono solidi a temperatura ambiente e hanno alti punti di fusione.

27 Energia reticolare calcolata (aJ) Energia reticolare misurata (aJ)
Energia reticolari calcolate (con il modello a sfere rigide) e sperimentali di alcuni composti ionici Composto Energia reticolare calcolata (aJ) Energia reticolare misurata (aJ) NaF -1,51 -1,54 NaCl -1,28 -1,31 NaBr -1,22 -1,25 KF -1,34 -1,38 KCl -1,16 -1,20 KBr -1,11 -1,15 CaF2 -4,38 -4,40 CaCl2 -3,77 Na2O -4,12 -4,11 K2O -3,72 -3,71

28 Formule di Lewis (Cap.7) Legami covalenti
Regola dell’ottetto e formule di Lewis Cariche formali Legami multipli Ibridi di risonanza Radicali liberi Gusci di valenza espansi Elettronegatività Legami polari Momenti di dipolo

29 Legame covalente e formule di Lewis
Nel 1916 il chimico americano G. N. Lewis postulò un tipo di legame chimico in cui due atomi condividono una coppia di elettroni: il legame covalente. Gli elettroni presenti in un atomo possono essere divisi in due gruppi, gli elettroni di valenza e gli elettroni interni (o elettroni di core). Gli elettroni di valenza determinano le proprietà chimiche dell’atomo, poiché le reazioni chimiche danno luogo ad una cessione, ad un acquisto, o ad un riarrangiamento di questi elettroni. Per gli elementi dei gruppi principali il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo. Le formule di Lewis con elettroni a puntini mostrano solo gli elettroni di valenza.

30 Legame covalente e formule di Lewis
Gli elettroni di valenza negli elementi di transizione comprendono gli elettroni negli orbitali ns e (n-1)d

31 Legame covalente e formule di Lewis
Secondo il modello di Lewis, la formazione di un legame tra due atomi deriva dalla condivisione di una coppia di elettroni: tale legame è il legame covalente (es. Cl2). Le coppie non condivise sono chiamate coppie di elettroni solitarie o semplicemente coppie solitarie (lone pairs) = coppie non leganti.

32 Cl2(s) cristallino (p.f. = -101 °C)
Solido molecolare NaCl(s) cristallino (p.f. = 800°C) Solido ionico A differenza del reticolo di ioni alternati in un cristallo ionico, le particelle che costituiscono un cristallo molecolare sono molecole singole. Il basso punto di fusione indica che l’attrazione tra le molecole è debole rispetto all’attrazione tra ioni in un cristallo ionico.

33 Lunghezza di legame (pm)
Si definisce lunghezza di legame la distanza tra due nuclei di due atomi legati (distanza internucleare; distanza di separazione di equilibrio). Molecola Lunghezza di legame (pm) F2 141 Cl2 199 Br2 228 I2 267 Modelli molecolari a riempimento di spazio

34 Il legame covalente Il legame covalente è caratteristico delle molecole biatomiche, ma la tendenza a mettere in comune elettroni si manifesta anche tra atomi di natura diversa (HF, H2O, NH3, CH4 ecc.). I legami tra gli atomi possono essere rappresentati con la simbologia di Lewis oppure con dei trattini.

35 La regola dell’ottetto
Quando gli atomi si avvicinano per formare un legame solo gli elettroni più esterni (elettroni di valenza o di legame) partecipano all’operazione. La regola dell’ottetto fu enunciata da Lewis nel 1916: ogni elemento forma legami covalenti in modo che il suo guscio esterno sia occupato da otto elettroni. Lewis notò che questa generalizzazione razionalizzava i legami nella stragrande maggioranza dei composti chimici. Questa regola deriva dalla speciale stabilità della configurazione elettronica dei gas nobili, e fu formulata da Lewis molto prima che si sviluppasse la teoria dei quanti. Sebbene la regola dell’ottetto abbia delle eccezioni è comunque molto utile in quanto molti composti la rispettano.

36 Il motivo della stabilità dei gas nobili risiede nel fatto che la loro configurazione elettronica presenta otto elettroni (due nel caso dell’elio) nello strato di valenza, che quindi è completo. Un atomo raggiunge il massimo della stabilità acquistando, cedendo o condividendo elettroni con un altro atomo in modo da raggiungere l’ottetto nella sua configurazione elettronica esterna, simile a quella del gas nobile nella posizione più vicina nella tavola periodica.

37 Procedimento per disegnare le formule di Lewis
(suggeriscono quali atomi sono effettivamente legati in una molecola) Determinare la disposizione degli atomi nella molecola L’atomo centrale è generalmente quello con l’affinità elettronica più bassa. Se di un particolare elemento c’è un solo atomo, una buona scelta è supporre che questo sia l’atomo centrale (come in OF2). Alcuni elementi compaiono spesso come atomo centrale: C, N, P, S. Gli alogeni sono spesso atomi terminali che formano legami singoli, ma possono essere l’atomo centrale quando si legano all’ossigeno negli ossiacidi. L’ossigeno è l’atomo centrale nell’acqua, ma quando è combinato con C, N, P e con gli alogeni è generalmente un atomo terminale. L’idrogeno è un atomo terminale perché si lega ad un unico atomo.

38 Procedimento per disegnare le formule di Lewis
(descritto nel libro di testo McQuarrie) Disporre i simboli degli atomi che sono legati insieme nella molecola uno accanto all’altro individuando l’atomo centrale. Calcolare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola, sommando il numero degli elettroni di valenza di tutti gli atomi della molecola. Se la specie è uno ione, bisogna tener conto della sua carica, aggiungendo elettroni se è uno ione negativo o sottraendo elettroni se è positivo. Rappresentare ogni legame covalente di due elettroni con una lineetta tra gli atomi legati tra loro. Disporre i rimanenti elettroni di valenza come coppie solitarie intorno a ciascun atomo in modo da rispettare per ognuno la regola dell’ottetto.

39 Eccezioni alla regola dell’ottetto: l’atomo di idrogeno
Gli atomi di H sono sempre atomi terminali nelle formule di Lewis

40 Lunghezza di legame (pm)
Alogenuri di idrogeno Molecola Lunghezza di legame (pm) HF 92 HCl 128 HBr 141 HI 161 Modelli molecolari

41 Modello molecolare di CHCl3 (cloroformio o triclorometano)

42 Metano, CH4 Metanolo, CH3OH Etano, C2H6

43 Cariche formali di un atomo in una molecola
Quando si scrivono le formule di Lewis capita spesso di trovare più di una disposizione di atomi, legami e coppie solitarie che rispetta la regola dell’ottetto (es. OF2). Per stabilire quale struttura sia migliore delle altre per descrivere il legame nella specie considerata, assegniamo una carica (carica formale) a ciascun atomo di una molecola o di uno ione.

44 Cariche formali di un atomo in una molecola
Le cariche formali sono assegnate con un insieme di regole arbitrarie e non rappresentano necessariamente le effettive cariche sugli atomi. Si assume che ciascuna coppia di elettroni condivisi sia divisa in parti uguali tra i due atomi e si assegna a ciascun atomo uno di questi elettroni. Gli elettroni delle coppie solitarie sono assegnati all’atomo su cui sono localizzate. La carica formale è la carica netta associata all’atomo. (carica formale di un atomo in una formula di Lewis) = (Numero totale di elettroni di valenza nell’atomo libero) - (Numero totale di elettroni delle coppie solitarie) ½ (numero totale di elettroni condivisi)

45 Cariche formali di un atomo in una molecola
Esempi: ione ammonio, NH4+ difloruro di ossigeno, OF2 Per convenzione indichiamo solo le cariche formali diverse da zero. La somma delle cariche formali dei vari atomi è uguale alla carica netta dello ione molecolare. La formula di Lewis con le cariche formali più basse o meno differenti rappresenta quella preferita (a più bassa energia).

46 Legami multipli Quando non è possibile rispettare la regola dell’ottetto usando solo legami singoli, dobbiamo aggiungere un legame in più per ogni due elettroni mancanti.

47 Legami multipli Legame doppio: legame formato dalla condivisione di due coppie di elettroni Legame triplo: legame formato dalla condivisione di tre coppie di elettroni C2H4 CO2 C2H2

48 Legami multipli Legame Lunghezza media (pm) Energia media (aJ) C-O 142
0,581 C=O 121 1,21 C-C 153 C=C 134 1,02 CC 120 1,35 N-N 145 0,266 N=N 118 0,698 NN 113 1,58 Energia di legame: L’energia del legame chimico tra due atomi è misurata dall’energia necessaria per rompere il legame stesso.

49 Formule di risonanza Si usano strutture di risonanza per rappresentare il legame in una molecola o in uno ione quando una singola struttura di Lewis non riesce a descrivere correttamente la struttura elettronica reale. Le strutture alternative sono chiamate strutture o formule di risonanza; esse hanno lo stesso tipo di legami covalenti e la stessa energia. Gli atomi devono avere lo stesso arrangiamento strutturale in ogni struttura di risonanza: le strutture di risonanza differiscono solo nella disposizione delle coppie elettroniche, mai nelle posizioni degli atomi. La struttura reale della molecola è una combinazione o un ibrido di risonanza delle strutture di risonanza equivalenti. Es.: ozono, ione nitrito, ione nitrato, diossido di zolfo, ione carbonato

50 Formule di risonanza Nell’ibrido di risonanza la carica è delocalizzata. Gli ibridi di risonanza con cariche delocalizzate hanno energia più bassa delle loro (ipotetiche) singole strutture di risonanza. Questa differenza di energia è detta energia di risonanza. La risonanza non è veramente un fenomeno osservato (la molecola non «oscilla» tra le diverse rappresentazioni). E’ solo un artificio che ci permette di dare un quadro più realistico della distribuzione degli elettroni in una specie quando usiamo le formule di Lewis. Quando si scrivono le formule di Lewis con elettroni a puntini degli atomi non è necessario che gli elettroni siano accoppiati, ma solo che si mostri il numero corretto di elettroni di valenza. Es.: atomo di ossigeno

51 Formule di risonanza Benzene, C6H6: la stabilità della molecola di benzene è dovuta alla stabilizzazione per risonanza: l’energia della reale molecola, rappresentata dalla sovrapposizione di formule di Lewis, è più bassa dell’energia di qualunque delle sue singole (ipotetiche) formule di Lewis. Modello a riempimento di spazio della molecola di benzene

52 Radicali liberi Una specie che ha uno o più elettroni spaiati è chiamata radicale libero. I radicali liberi sono in genere specie molto reattive. Es. NO, NO2,ClO2

53 Eccezioni alla regola dell’ottetto-1
Molecole deficienti di elettroni: hanno un numero pari di elettroni esterni ma non ne hanno abbastanza per formare gli ottetti attorno agli atomi. Es.: composti del berillio (es. BeH2) e composti del boro, trifluoruro di boro, BF3 o acido borico, B(OH)3 Le molecole deficienti di elettroni sono generalmente molto reattive. L’ammoniaca reagisce con BF3 per dare un composto nel quale è presente un legame covalente dativo (o di coordinazione) ossia un legame covalente nel quale la coppia di elettroni proviene da uno solo degli atomi coinvolti nel legame. L’atomo che dona gli elettroni si dice donatore, quello che li riceve prende il nome di accettore.

54 Eccezioni alla regola dell’ottetto-2
Composti nei quali un atomo ha più di otto elettroni di valenza Gli elementi appartenenti al terzo periodo o a periodi successivi possono formare composti in cui l’atomo centrale è circondato da più di otto elettroni. La spiegazione sta nel numero di orbitali che costituiscono il guscio di valenza di un atomo. Gli elementi del secondo periodo (n = 2) hanno quattro orbitali di valenza (un orbitale 2s e tre orbitali 2p). Gli elementi del terzo periodo e di periodi successivi hanno a disposizione anche gli orbitali d e questo dà la possibilità di sistemare attorno all’elemento fino a 12 elettroni di valenza: gli elettroni in più vengono assegnati come coppie solitarie sull’elemento e si dice che esso ha un guscio di valenza espanso. Gli elementi con n > 2 possono legare più di quattro atomi.

55 SF4(g) (OF4 non esiste) XeF2(s) è stato uno dei primi composti contenenti gas nobili ad essere stato preparato POCl3(l) SO2Cl SO PO43- XeF4 BrF3 Ione I3- PCl (Atomo centrale legato a più di quattro atomi) SF6 XeF6 PCl6-

56 Elettronegatività L’elettronegatività,  è la misura della capacità di un atomo, in una molecola di attrarre su di sé gli elettroni di legame. L’elettronegatività è una grandezza complessa non misurabile direttamente. Sono state proposte diverse scale di elettronegatività. Quella più usata è la scala proposta da Linus Pauling. Le elettronegatività di Pauling vanno da 0 (il meno elettronegativo) a 4 (il più elettronegativo) Scala delle elettronegatività di Pauling (1930)

57 Elettronegatività L’elettronegatività è una proprietà periodica.
L’elettronegatività degli elementi del secondo e terzo periodo (righe corte) aumenta andando da sinistra verso destra. L’elettronegatività diminuisce dall’alto verso il basso per ciascun gruppo perché l’attrazione nucleare per gli elettroni esterni diminuisce all’aumentare delle dimensioni dell’atomo. I gas nobili hanno tutti elettronegatività zero. Elettronegatività di Pauling in funzione del numero atomico

58 Elettronegatività

59 Elettronegatività L’elettronegatività segue un andamento opposto al carattere metallico nella tavola periodica. I non metalli hanno elevati valori di elettronegatività, i metalloidi hanno valori intermedi e i metalli hanno valori bassi.

60 La scala dell’elettronegatività e i legami
Se due atomi identici sono uniti da legami covalenti, essi esercitano la stessa forza di attrazione sugli elettroni di legame. Pertanto il legame covalente sarà covalente puro. Atomi di natura diversa possono mettere in compartecipazione i loro elettroni di valenza, ma esercitano sugli elettroni di legame una diversa forza attrattiva (elettronegatività) e si forma così un legame covalente polare. Tanto maggiore è la differenza di elettronegatività fra due atomi che formano il legame tanto più elevati sono il carattere ionico e la polarità del legame.

61 Polarità di legame ed elettronegatività
Poiché l’elettronegatività è una grandezza complessa basata su una scala arbitraria, hanno significato solo le differenze di elettronegatività Carattere del legame Covalente puro o apolare Covalente polare Ionico Differenza di elettronegatività 0-0,3 0,4-2,0 2,1-4,0 Ordine di elettronegatività più utili: F > O > Cl > N > S > C > P > H 3,98 3, , ,04, 2, , , ,1

62 Polarità di legame ed elettronegatività

63 Distribuzione di carica: combinare la carica formale e l’elettronegatività-1
Il modo in cui gli elettroni si distribuiscono in una molecola o in uno ione è chiamato distribuzione di carica. La distribuzione di carica può influenzare profondamente le proprietà fisiche e chimiche di una molecola. Il calcolo delle cariche formali può determinare la posizione di una carica in una molecola o in uno ione. Questa procedura può condurre a risultati non corretti, perché il calcolo della carica formale assume che ci sia una uguale condivisione degli elettroni per tutti i legami. (Es. ione BF4-). Per risolvere il problema dobbiamo considerare l’elettronegatività assieme alla carica formale.

64 Distribuzione di carica: combinare la carica formale e l’elettronegatività-2
L. Pauling ha stabilito due linee guida per descrivere la distribuzione di carica nelle molecole e negli ioni: Principio dell’elettroneutralità: gli elettroni sono distribuiti in modo tale che le cariche su tutti gli atomi siano le più piccole possibile (in valore assoluto). Se è presente una carica negativa questa deve essere posta sugli atomi più elettronegativi. Allo stesso modo le cariche positive dovranno essere distribuite sugli atomi meno elettronegativi. Considerare assieme i concetti di elettronegatività e di carica formale può aiutare a decidere quale tra molte strutture di risonanza è più importante (Es. CO2, ione OCN-).

65 Momento dipolare Una misura della polarità di una molecola biatomica eteronucleare è il suo momento dipolare. Le molecole poliatomiche con legami polari possono essere polari o non polari, a seconda della geometria della molecola. CO2: molecola lineare non polare H2O: molecola polare

66 Momento dipolare Il momento dipolare, , è definito come il prodotto del valore assoluto della carica netta su uno degli atomi per la lunghezza di legame:  = q · d L’unità SI del momento dipolare è il coulomb per metro, ma i valori di tale grandezza vengono tradizionalmente espressi in un’unità derivata, il debye (D) (dove 1 D = 3.34 x Cm). I momenti dipolari sono grandezze vettoriali perché hanno un’intensità ed una direzione.

67 Momento dipolare