Concetti Legame covalente Legame ionico

Presentazione sul tema: "Concetti Legame covalente Legame ionico"— Transcript della presentazione:

1 Concetti Legame covalente Legame ionico
Tipi di legame e ordine di legame Legame di coordinazione Polarità di legame Legame metallico VSEPR Formule di struttura Legame a idrogeno

2 Il Legame chimico Fra due atomi A e B vi è un legame chimico quando esiste fra essi una interazione cosi’ forte che si possa considerare l’insieme AB come qualcosa di unitario. Si tratta di un concetto rispetto alla interazione tra due atomi. Due atomi o ioni possono anche avere energie di interazione molto elevate ma mantenere inalterate le caratteristiche degli atomi A e B. Al contrario, vi sono caso in cui anche interazione molto debole tra gli atomi A e B è comunque sufficiente per creare un insieme AB con caratteristiche molto diverse rispetto a quello degli atomi di partenza Solo grazie al legame chimico ….

3 Il legame covalente Energia di legame
Variazione dell'energia potenziale del sistema biatomico AB in funzione della distanza r fra gli atomi : nel caso a si forma il legame chimico, nel caso b non si forma. Energia di legame

4 Il legame di tipo s Perché il legame si formi le due  devono sovrapporsi con lo stesso segno Maggiore la sovrapposizione, maggiore la energia del legame

5 Il legame di tipo p La sovrapposizione tra orbitali atomici di tipo p porta alla formazione di orbitali s se la sovrapposizione avviene tra due orbitali che sono lungo l’asse di legame Se la sovrapposizione avviene lungo un asse ortogonale all’asse di legame, l’orbitale è di tipo p

6 Il legame nelle molecole biatomiche

7 La polarità del legame chimico
Lez

8 Polarità dei legami

9 Elettronegativita’ Tendenza di un atomo ad attrarre la coppia di elettroni di legame

10 E’ una proprietà periodica
Elettronegativita’ Mulliken: c = k(EI+A) La media tra la Energia di prima ionizzazione e la Affinità elettronica E’ una proprietà periodica Tanto più sono alte queste energie, tanto maggiore sarà la “resistenza” di un atomo a perdere elettrone, ovvero la sua tendenza ad acquisirli. Espressa in funzione di un indice arbitrario tra 0 e 4

11 Elettronegativita’ Puo’ anche essere calcolata considerando la energia di attrazione di un nucleo sull’elettrone di un doppietto di legame, a distanza di legame media Scala di Allred-Rochow

12 Elettronegatiivtà degli elementi
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 H 2,25 Li 0,97 Be 1,54 B 2,04 C 2,48 N 2,90 O 3,41 F 3,91 Na 0,91 Mg 1,37 Al 1,83 Si 2,28 P 2,30 S 2,69 Cl 3,10 K 0,73 Ca 1,08 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu 1,49 Zn 1,65 Ga 2,01 Ge 2,33 As 2,26 Se 2,60 Br 2,95 Rb 0,69 Sr 1,00 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag 1,47 Cd 1,53 In 1,76 Sn 2,21 Sb 2,12 Te 2,41 I 2,74 Cs 0,62 Ba 0,88 La * 195 Hf Ta W Re Os Ir Pt Au 1,87 Hg 1,81 Tl 1,96 Pb 2,41 Bi 2,15 Po 2,48 At 2,85 Fr 0,68 Ra 0,92 Ac ** 195

13 Polarità dei legami covalenti
Tanto più un atomo è elettronegativo rispetto all’altro, tanto più attira a sé gli elettroni di legame. La densità di carica degli elettroni di legame è maggiore nelle vicinanze dell’atomo più elettronegativo.

14 Il legame nelle molecole poliatomiche
Formule di struttura… moooolto importante….

15 Il legame nelle molecole poliatomiche
CCl4 CH4 NH3 NO3- O3 Cn

16 Concetti importanti La regola dell’ottetto Il VSEPR
I Criteri per scrivere le formule di struttura La risonanza La separazione della carica formale

17 Ogni atomo tende ad essere circondato da 4 coppie elettroniche
Regola dell’ottetto Ogni atomo tende ad essere circondato da 4 coppie elettroniche Le coppie elettroniche possono indistintamente essere di legame o di non legame Atomi di elementi dal 3° periodo in su, possono essere circondati da piu’ di 4 coppie elettroniche dal momento che hanno a disposizione anche orbitali d

18 VSEPR Valence shell electron pair repulsion
Ciascuna coppia di elettroni che occupa un orbitale della strato piu’ esterno è O una coppia solitaria O una coppia di legame Ciascuna coppia di considera come se fosse un carica di segno negativo, tutte originanti dallo stesso atomo Queste cariche tenderanno a respingersi, ovvero a distribuirsi nello spazio secondo la massima repulsione

19 VSEPR Massima distanza possibile!

20 VSEPR

21 Struttura delle molecole
Le regioni di elevata concentrazione elettronica si respingono a vicenda. Es. : AXn AX2 BeCl2 AX3 BF3 AX4 CH4 AX5 PCl5 AX6 SF6

22 VSEPR Regola della repulsione: NL-NL > NL-L> L-L
A parità di geometria, l’angolo sarà determinato dalla natura delle coppie elettroniche. Una coppia di NON LEGAME avrà un effetto repulsivo maggiore rispetto ad una coppia di legame Regola della repulsione: NL-NL > NL-L> L-L

23 VSEPR 109,5° 107° 105° Regola della repulsione:
NL-NL > NL-L> L-L Se le coppie di NON legame si respingono di piu’, le coppie di legame sono piu’ ravvicinate. Pertanto l’angolo puo’ variare in funzione del tipo di molecola, a parità di geometria 109,5° ° °

24 Regole… Es CO32- C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie
Gli ioni carichi possiedono una formula di struttura come le molecole neutre. Il contro totale degli elettroni si ottiene sommando ANCHE la carica formale dello ione! Es CO32- C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie

25 Regole… MAI piu’ di 4 legami!
Gli elementi del 2° periodo hanno SOLO 4 orbitali a disposizione nel guscio esterno MAI piu’ di 4 legami! CO, CO2, NO REGOLA DELL’OTTETTO Ogni atomo che utilizza solo orbitali s e p per fare legami tende ad assumere la configurazione elettronica esterna con 8 elettroni

26 Criteri per la scrittura della formule di struttura
Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica Individua l’atomo centrale Lega gli atomi periferici all’atomo centrale con legami singoli Disponi le coppie di non legame sugli atomi periferici sulla base della regola dell’ottetto Disponi le eventuali coppie rimaste sull’atomo centrale Disponi i doppi legami in modo da fare rispettare la regola dell’ottetto anche per l’atomo centrale (qualora si tratti di un elemento del secondo periodo) Se intorno all’atomo centrale ci sono meno coppie rispetto alla regola dell’ottetto, TRASFORMARE le coppie di NON legame degli atomi periferici in doppi legami, fino a che anche l’atomo centrale non arriva all’ottetto.

27 Criteri per la scrittura della formule di struttura
Scrivi tutte le formule di risonanza Verifica la formula utilizzando il criterio della carica formale Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno Individua la geometria della coppie elettroniche Individua la geometria della MOLECOLA Nota: La geometria delle coppie elettroniche dipende dal numero di coppie intorno all’atomo centrale La geometria della molecola dipende SOLO dalle coppie di legame

28 Esempi CH4, NH3, H2O NOTA Anche le coppie di NON legame degli atomi periferici devono essere disposte in modo opportuno

29 Regole… Es CO32- C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie
Gli ioni carichi possiedono una formula di struttura come le molecole neutre. Il contro totale degli elettroni si ottiene sommando ANCHE la carica formale dello ione! Es CO32- C=4, O=6 carica=2 Totale 24 elettroni= 12 coppie

30 Regole… Gli atomi dal 3° gruppo in poi hanno a disposizione anche gli orbitali d. Pertanto essi possono avere intorno a se Piu’ di 4 legami. La regola dell’ottetto non vale più. Es: PCl3, PCl5, XeF2

31 Risonanza CO32-, NO3-, NO2- Nota:
Utilizzando le regole viste in precedenza si ottengono spesso strutture asimmetriche, ovvero strutture dove atomi uguali hanno un ordine di legame diverso Questo NON corrisponde alla realtà fisica, che si puo’ misurare sperimentalmente

32 ] ] ] ] ] ] ] ] O N O O O O O N O N O N O O O O
Possibilita’ di formazione di legami multipli: l’atome centrale non soddisfa ancora la regola dell’ottetto. ] _ O ] N O O La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi ] _ ] _ ] _ O O O ] ] ] N O N O N O O O O

33 In pratica…. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie
Individua l’atomo centrale Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno Individua la geometria della coppie elettroniche Disponi i legami s Individua la geometria della MOLECOLA Distribuisci le coppie eccedenti sugli atomi periferici rispettando la regola dell’ottetto Distribuisci le coppie eccedenti utilizzando i legami p Tutti gli atomi della molecola devono rispettare la regola dell’ottetto (tranne quelli del 3 periodo..) Scrivere tutte le possibili formule di risonanza

34 Formule limiti NON equivalenti
Se le formule limiti sono equivalenti (Es: NO3-) esse contribuiscono nello stesso modo alla descrizione della struttura molecolare Se esse NON sono equivalenti, esse contribuiranno DIVERSAMENTE alla descrizione della struttura molecolare. Le formule ad ENERGIA PIU’ BASSA sono quelle che contribuiranno di piu’ Es: 2 formule limite dove una contribuisce al 80% e l’altra al 20%. E’ come se la molecola avesse per 80% del tempo la struttura A e per il 20% la struttura B.

35 Il contributo relativo delle formule limite alla descrizione della struttura molecolare
La formula limite con minore separazione di carica formale è quella a minore energia, è cioè la più stabile e contribuisce di più alla descrizione della formula vera del composto La carica formale su un atomo è data dalla differenza fra il numero di elettroni dell’atomo libero e quello attribuitogli formalmente in una formula di struttura -1 ] _ O ] +1 La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica della molecola N O O -1

36 -1 -1 ] _ ] _ ] _ O N O O -1 -1 ] ] ] +1 +1 N O N O +1 O O -1 -1 Per lo ione nitrato tutte queste formule limite contribuiscono ugualmente alla descrizione della molecola reale, infatti, hanno tutte la stessa separazione di carica formale

37 Minore separazione delle cariche formali
Es: N2O Formula più “sfavorita” avendo maggiore separazione di carica formale +1 -1 -2 +1 +1 -1 +1 N N O N N O N N O Formula più “favorita” avendo carica formale negativa sull’atomo più elettronegativo