Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare

Presentazione sul tema: "Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare"— Transcript della presentazione:

1 Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare
2018 Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare

2 LEGAME CHIMICO In che modo gli atomi in una molecola o uno ione poliatomico interagiscono? Perchè alcune molecole sono planari ed altre non lo sono? Possiamo predirne la struttura?

3 Tipi di Legame Chimico Esistono 2 tipi estremi di connessione o legame tra gli atomi: Legame ionico— trasferimento completo di 1 o più elettroni da un atomo ad un altro Legame covalente—alcuni elettroni di valenza sono condivisi fra due atomi La maggior parte dei legami sono intermedi tra questi estremi.

4 Legame Ionico

5 Legame Covalente Il legame nasce dalla reciproca attrazione di 2 nuclei per gli stessi elettroni. Ne deriva una condivisione di elettroni. Il legame è la risultante tra le forze attrattive e repulsive coinvolte.

6 Nei legami chimici sono coinvolti gli elettroni di valenza
ENERGIA DI LEGAME

7 Elettroni di Valenza Gli elettroni sono divisi fra elettroni del nocciolo (core) e di valenza B 1s2 2s2 2p1 Nocciolo = [He] , valenza = 2s2 2p1 Br [Ar] 3d10 4s2 4p5 Nocciolo = [Ar] 3d10 , valenza = 4s2 4p5

8 Distribuzione degli Elettroni nelle Molecole
La distribuzione degli elettroni è rappresentata con strutture elettroniche a punti di Lewis Gli elettroni di valenza sono classificati come condivisi o COPPIE di LEGAME e non condivisi o COPPIE SOLITARIE. Le formule di Lewis non danno nessuna indicazione circa la disposizione spaziale o geometria dei legami G. N. Lewis • • • H Cl Coppia di legame Coppia solitaria

9 Regola dell’ottetto La tendenza delle molecole e degli ioni poliatomici ad avere strutture in cui otto elettroni sono presenti nello strato più esterno (di valenza).

10 Il Legame Ionico - - - + F Li+ F Li [He] 1s22s1 1s2 1s22s22p5
[Ne] Li Li+ + e- LiF e- + F - F - Li+ + Li+

11 Ogni atomo tende ad avere otto elettroni nel suo strato più esterno.
In un legame covalente due o più elettroni sono condivisi da due atomi. Ogni atomo tende ad avere otto elettroni nel suo strato più esterno. 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F Struttura di Lewis per la molecola F2 lone pairs F single covalent bond single covalent bond F

12 Struttura di Lewis per l’acqua
single covalent bonds 2e- 8e- 2e- H + O + H O H o Legame doppio – due atomi condividono due coppie di elettroni 8e- 8e- 8e- O C o O C double bonds Legame triplo – due atomi condividono tre coppie di elettroni 8e- N 8e- o N triple bond

13 Strutture di risonanza
Strutture di risonanza. Una molecola viene rappresentata con più strutture di Lewis equivalenti. O + - O + - Strutture di risonana per l’anione carbonato (CO32-) O C – O C – O C –

14 Eccezioni alla Regola dell’Ottetto
Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be B – 3e- 3F – 3x7e- 24e- 3 legami semplici (3x2) = 6 9 coppie solitarie (9x2) = 18 Totale = 24 F B BF3

15 Notare che ciascun atomo ha un singolo elettrone spaiato
Formazione del Legame Un legame può formarsi dalla sovrapposizione lungo l’asse di legame di orbitali atomici di atomi vicini. Cl H •• • + Sovrapposizione di H (1s) e Cl (2p) Notare che ciascun atomo ha un singolo elettrone spaiato

16 Valence Shell Electron Pair Repulsion.
GEOMETRIA MOLECOLARE Teoria VSEPR Valence Shell Electron Pair Repulsion. La disposizione geometrica dei legami intorno ad un atomo dipende dal numero di coppie elettroniche (di legame + solitarie) che lo circondano. Tali coppie si dispongono il più lontano possibile fra loro nello spazio intorno all’atomo centrale.

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19 Determinazione della Struttura
con la VSEPR Ammoniaca, NH3 1. Disegnare la struttura elettronica a punti 2. Contare le coppie di legame e solitarie = 4 H •• N 3. Le 4 coppie elettroniche si posizioneranno ai vertici di un tetraedro. La GEOMETRIA DELLE COPPIE DI ELETTRONI E’ TETRAEDRICA.

20 Determinazione della Struttura con la VSEPR
Ammoniaca, NH3 La geometria delle coppie di elettroni è tetraedrica. Click movie to play La GEOMETRIA MOLECOLARE— le posizioni degli atomi — è PIRAMIDALE.

21 Determinazione della Struttura con la VSEPR
Acqua, H2O 1. Disegnare la struttura elettronica a punti 2. Contare le coppie solitarie e di legame = 4 3. Le 4 coppie elettroniche sono ai vertici di un tetraedro. La geometria molecolare è ANGOLARE La geometria delle coppie elettroniche è TETRAEDRICA.

22 Geometrie molecolari nel metano, ammoniaca e acqua

23 Elettronegatività Elettronegatività: La capacità di un atomo in una molecola di attrarre gli elettroni impegnati in un legame chimico. Pauling ha proposto una scala che varia da 0.7 (Cs) a 4.0 (F).

24 La Polarità delle Molecole
Quando tra due atomi impegnati in un legame esiste una differenza di elettronegatività, il legame è polare. Legame eteronucleare polarizzato Legame omonucleare

25 m = Q x r (momento di dipolo)
Legame covalente polare o legame polare, per effetto di una differente elettronegatività la densità elettronica è maggiore attorno ad uno dei due atomi. H F Regione elettron-ricca Regione elettron-povera e- poor e- rich F H d+ d- r d+ d- m = Q x r (momento di dipolo) Q è la carica r è la distanza tra le cariche 1 D = 3.36 x C m

26 Percentuale di Carattere Ionico
Differenza Tipo di legame Covalente  2 Ionico 0 < e <2 Covalente polare

27 Polarità Molecolare Tutte queste molecole NON sono polari
Le molecole saranno polari se a) i legami sono polari e b) la molecola NON è “simmetrica” Tutte queste molecole NON sono polari

28 Confronta CO2 ed H2O. Quale è polare?
Polare o Nonpolare? Confronta CO2 ed H2O. Quale è polare?

29 Polare o Nonpolare?

30 Proprietà del legame L’ordine di legame: n° di coppie di elettroni di legame condivisi tra due atomi in una molecola. Legame doppio Legame semplice Legame triplo acrilonitrile

31 L’ordine di un legame 414 kJ 123 pm 745 kJ 110 pm NO Pagina vuota
L’ordine di un legame è proporzionale ad altre due importanti proprietà del legame: (a) Forza del legame (b) Distanza di legame 745 kJ 414 kJ 110 pm 123 pm

32 Lunghezza di legame Lunghezza di legame
Legame triplo < Legame doppio < Legame semplice

33 Le reazioni chimiche avvengono mediante rottura e riformazione di legami chimici.
Il calore di reazione rappresenta il bilancio energetico dell’energia necessaria per rompere i legami dei reagenti e dell’energia che si svolge nella formazione dei legami dei prodotti

34 energia necessaria per rompere
Energia di legame energia necessaria per rompere un legame chimico LEGAME Energie di legame (kJ/mol) H—H 436 C—C 346 C=C 602 CC NN 945 Maggiore è il numero di legami più elevata è l’energia necessaria alla rottura. Il valore dell’energia di legame, invertito di segno, rappresenta l’energia che si svolge quando si forma il legame stesso.

35 Come utilizzare le entalpie di dissociazione di legame
Determinare l’energia della reazione H2O2  O2 + H2O 2 H—O—O—H  O=O H—O—H La reazione è eso- o endotermica? E’ necessario considerare: A) L’ Energia richiesta per la rottura dei legami nei reagenti B) L’ Energia sviluppata nella formazione dei legami nei prodotti

36 esempio 2 H—O—O—H  O=O + 2 H—O—H Energia richiesta per rompere i legami nei reagenti: 4 mol di legami O—H = 4 x (463 kJ/mol) 2 mol di legami O—O = 2 x (146 kJ/mol) Energia richiesta per rompere i legami nei reagenti = 2144 kJ/mol Energia che si libera nella formazione di 1 mol di legami O=O e 4 mol di legami O-H = –498 kJ/mol + 4x(–463) kJ/mol = –2350 kJ/mol Bilancio dell’energia: (– ) kJ/mol DHr = –206 kJ/mol (processo esotermico) La formazione di nuovi legami produce più energia di quanto richiesto per la rottura dei legami nei reagenti

37 59 pg. 399 O2 (g) + 2H2(g) --> 2H2O(g)
Valutare la variazione di entalpia della reazione. Considerazioni: Entalpia della reazione = ∑ H°f(prodotti) - ∑ H°f(reagenti) le entalpie std di formazione degli elementi sono pari a zero. Entalpie std formazione H2O(g) = -241,83 kJ/mol Pertanto H°r = 2 x (-241,8) kJ / mol = -482 kJ

38 O2 (g) + 2H2(g) --> 2H2O(g)
Valutare la variazione di entalpia della reazione Consideriamo l’energia di legame nei reagenti e nei prodotti. Reagenti: O2 (g) kJ/mol H2(g) kJ/mol x 2 totale……… kJ Prodotti: 4 legami O-H 4 x (–463) kJ/mol = –1852 kJ Bilancio: –1852kJ +1370kJ = –482 kJ LA REAZIONE E’ ESOTERMICA, PRODUCE 482 kJ