Il legame chimico legame ionico Legame covalente

Presentazione sul tema: "Il legame chimico legame ionico Legame covalente"— Transcript della presentazione:

1 Il legame chimico legame ionico Legame covalente
Regola ottetto e Lewis Parametri del legame covalente Carica formale Orbitali molecolari

2 Esso permette la formazione di molecole
GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE FRA DI LORO OGNI QUAL VOLTA QUESTO PROCESSO PERMETTE LORO DI RAGGIUNGERE UNA CONDIZIONE DI MAGGIORE STABILITA’ ENERGETICA. QUESTO PROCESSO DA’ LUOGO AL LEGAME CHIMICO Esso permette la formazione di molecole

3 La tabella

4 L’abbondanza dell’ossigeno
L’origine stellare degli elementi determina una elevata concentrazione di idrogeno, carbonio e ossigeno (soprattutto nelle rocce) sul pianeta. Ciò sta all’origine della diffusione di certe molecole. (H-O)- (O-H)- (O-H) Al+++ │ = S = O O (H-O)- (O-H) Idrossidi (basici) Idracidi (acidi) Al(OH)3 H2SO4

5 IL LEGAME CHIMICO Gli atomi interagiscono tra di loro a formare molecole. L’eccezione sono i gas nobili, monoatomici Teoria di Lewis: Gli elettroni esterni, di valenza, sono implicati nel legame chimico Se gli elettroni vengono trasferiti si ha legame ionico Se gli elettroni sono in compartecipazione si ha legame covalente Gli atomi tendono ad assumere la configurazione elettronica dei gas nobili, regola dell’ottetto

6 Energia di dissociazione del legame
Curve di energia potenziale (E) di un sistema biatomico in funzione della distanza interatomica r Energia repulsiva tra atomi in assenza di legame Energia di dissociazione del legame Buca di potenziale Distanza media di legame

7 IL LEGAME IONICO Il legame ionico è l'attrazione che si stabilisce tra le cariche opposte di cationi ed anioni.  un atomo di K e un atomo di Cl si avvicinano, il K perde un elettrone (K+), mentre Cl acquista un elettrone diventando (Cl- )  Poi gli ioni si uniscono a formare un solido con diminuzione di energia; per l'attrazione che nel solido ogni catione ha per ogni anione, al netto della repulsione tra ioni dello stesso segno L'entalpia reticolare di un solido ionico è la variazione standard di entalpia che si accompagna alla trasformazione del solido in un gas costituito dai suoi ioni

8 { { - Trasferimento elettronico Basso potenziale Alta affinità
di ionizzazione Alta affinità elettronica { He Ne Ar Kr Xe Rn {

9 He Ne Ar Kr Xe Rn - +

10 - Formazione di NaCl Na + Cl  Na+ + Cl - Na+ + Cl -  NaCl +
La formula NaCl fornisce solo informazioni sul rapporto tra ioni sodio e ioni cloro all’interno del solido cristallino. Essa non descrive una molecola, intesa come entità chimica individuale. Inoltre, l’energia della singola coppia ionica non raggiunge il minimo di energia possibile. + -

11 Na+ Cl- Qual’e lo ione sodio ?

12 Eab: energia tra due cariche Za, Zb separate dalla distanza rab
Il valore è negativo se Za e Zb hanno segno opposto, è positiva se le due cariche hanno ugual segno. Ecoul   =   1/(4peo) (- 6e2/d + 12e2/Ö2d - 8e2/Ö3d + 6e2/Ö4d - 24e2/Ö5d ...) L’ energia reticolare (o di lattice) è data dalla sommatoria delle energie attrattive e repulsive degli ioni nel cristallo tridimensionale.

13 Ciclo di Born-Haber AE (Cl) EI1 (Na) DHdiss (Cl, g) Energia reticolare
Affinità elettronica EI1 (Na) Energia di ionizzazione DHdiss (Cl, g) Entalpia di dissociazione Energia reticolare DHsubl (Na, s) Entalpia di sublimazione DHf (NaCl, s) Entalpia di formazione

14 Energia di formazione della coppia ionica
= 496 – 349 = + 47 - 349 + 496 + 122 + 107 - 786 - 410 Energia di formazione = – 349 – 786 = - 410

15 Fattori che favoriscono i legami ionici
bassa energia di ionizzazione dell'elemento catione (bassa elettronegatività) alta affinità elettronica dell'elemento anione (alta elettronegatività) elementi fortemente elettropositivi ed elettronegativi. Ioni di piccole dimensioni e con numero di carica elevato, i quali possono stabilire forti interazioni determinano elevate energie reticolari.   I composti ionici sono formati da cationi nella sinistra della tavola periodica e da anioni alla destra della tavola

16 Alcuni elementi hanno valenza variabile, es.
Simboli elettronici. Gli elettroni di valenza possono essere rappresentati da punti, le coppie occupano lo stesso orbitale La formazione di cloruro di potassio K e Cl raggiungono la configurazione s2 p 6 dell’Argon: un ottetto di elettroni. Alcuni elementi hanno valenza variabile, es. Fe: [Ar]3d64s Fe2+: [Ar]3d Fe3+: [Ar]3d5

17 IL LEGAME COVALENTE Un legame covalente è costituito da una coppia di elettroni messa in compartecipazione tra due atomi. ciascuno dei due atomi fornisce uno degli elettroni che costituiscono entrambi gli elettroni sono forniti dallo stesso atomo.

18 Postulato di Lewis: due atomi si legano ogni qual volta possono mettere in comune 2 elettroni. Requisiti da soddisfare: ·       Ognuno dei due atomi che si legano deve contribuire alla formazione del legame con un suo orbitale atomico. ·       Le energie dei due orbitali coinvolti non devono essere troppo diverse tra loro. ·       La differenza di elettronegatività dei 2 atomi non deve essere maggiore di 2 (altrimenti il legame assume carattere ionico). ·       Gli atomi devono congiungersi lungo una direzione che permette la massima sovrapposizione degli orbitali.

19 La differenza di elettronegatività

20 Teoria del legame di valenza o Valence Bond (VB)
- Possono essere usati solo gli orbitali di valenza di ciascun atomo. - Un atomo forma tanti legami covalenti quanti sono i suoi elettroni spaiati (in modo da raggiungere nel livello più esterno la configurazione elettronica dell’ottetto). La configurazione elettronica più esterna con otto elettroni è tipica dei gas nobili. Negli altri elementi GLI ELETTRONI DI VALENZA sono gli elettroni che vanno ad aggiungersi all’ottetto dei gas nobili.

21 Formalismo simbolico di Lewis
- rappresentazione conveniente degli elettroni di valenza permette di indicare gli elettroni di valenza coinvolti in un legame consiste nel simbolo chimico dell’elemento più un puntino per ogni elettrone di valenza Es.: Zolfo Configurazione elettronica [Ne]3s23p4, quindi ci sono 6 elettroni di valenza. Il suo simbolo secondo Lewis è: N.B. I puntini (rappresentanti gli elettroni) sono disposti ai quattro lati del simbolo atomico. Ciascun lato può contenere sino a due puntini (elettroni). Il numero degli elettroni di valenza generalmente corrispondono al gruppo di appartenenza nella tabella periodica

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24 Formazione legame covalente H-H
H separati, gli e- si appaiano formazione del legame

25 Le forze repulsive hanno il sopravvento su quelle attrattive: destabilizzazione del legame
Gli elettroni hanno il massimo di probabilità di trovarsi tra i due nuclei: le forze attrattive sono più forti di quelle repulsive

26 LEGAMI COVALENTI OMOPOLARI : coinvolgono atomi uguali

27 In generale, a maggiore ordine di legame corrisponde maggiore energia di legame e minore distanza.

28 Rottura del legame covalente
L’energia del legame è misurata dall’energia per romperlo

29 LEGAMI COVALENTI ETEROPOLARI: coinvolgono atomi differenti
Gli atomi hanno diversa elettronegatività. Questa è un indice della capacità dell’atomo di attrarre gli elettroni di legame. Più alta è la differenza di elettronegatività, maggiore la polarità del legame.

30 Momenti dipolari nei legami covalenti.
La coppia elettronica di legame si sposta verso l’atomo con maggiore elettronegatività, quindi si ha la separazione di frazioni di carica o cariche parziali  In un dipolo elettrico una carica positiva è in prossimità di una carica negativa di uguale intensità.  momento elettrico dipolare; m viene misurato in unità Debye  Un legame polare covalente è tra atomi che recano cariche parziali di segno opposto  vi è una relazione tra il momento dipolare di una molecola AB e la differenza di elettronegatività, tra gli atomi A e B;

31 Polarità dei legami

32 I legami non sono totalmente ionici o covalenti
Legami ionici ·    Gli atomi e gli anioni che vanno incontro a deformazioni della loro nuvola elettronica sono definiti polarizzabili (larghi, es. I-) ·    I cationi che sono capaci di provocare forti deformazioni sono invece detti avere un elevato potere polarizzante (piccoli con alta densità di carica, Es. Al3+) ·    i composti costituiti da piccoli cationi con carica elevata e da grossi anioni facilmente polarizzabili presentano legami che hanno un carattere più covalente.

33 Modello ionico e covalente
NaCl H2

34 Parametri del legame covalente
Lunghezza del legame la distanza tra i nuclei di due atomi uniti da un legame covalente. E’ correlata al raggio atomico e alla forza di legame. Forza o entalpia di legame: energia che si libera con la rottura del legame considerato. H2(g)2H(g) DH = kj Dipende dalla coppia di atomi e dall’ordine di legame

35 CASI LIMITE IDEALI DEI TRE PRINCIPALI TIPI DI LEGAME CHIMICO
100% METALLICO Legame tra atomi ad elettroni delocalizzati condivisi da tutti gli atomi del reticolo cristallino Li Legame tra ioni dotati di carica elettrostatica (+,-) opposta Legame tra atomi in cui vengono condivise una o più coppie di elettroni di valenza H2 CsF 100% COVALENTE 100% IONICO COVALENTE POLARIZZATO

36 Lewis: Regola dell'ottetto
Gli atomi tendono il più possibile a completare i loro ottetti mediante coppie di elettroni messi in compartecipazione. ·    funziona bene per gli elementi del secondo periodo, come C, N, O e F ·    Quando invece vi sono orbitali d disponibili, più di otto elettroni possono essere sistemati intorno ad un atomo e la regola non funziona bene

37 Atomi del 2° periodo e relativi composti con l'idrogeno.
C nello stato fondamentale avrebbe 2 elettroni nel 2s e due spaiati nei 2p, uno dei due elettroni 2s viene "promosso" al 2p libero perché ciò permette di ottenere 4 legami a Un trattino che congiunge due atomi rappresenta un legame covalente, uno accostato all'atomo rappresenta un doppietto di elettroni non impegnato in legame (detto anche doppietto libero). Ne non può fare legami poiché tutti gli orbitali sono occupati da un doppietto.

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39 Molecole insature: molecole con legami multipli: doppi o tripli
Molecole insature: molecole con legami multipli: doppi o tripli. Esempi: cloruro di nitrosile (NOCl), il nitrato (NO3-) e il “fosgene" (cloruro di carbonile, COCl2).

40 Ordine di legame Il numero di legami dipende dal numero di elettroni di cui ha bisogno per completare il suo ottetto.  Una coppia solitaria di elettroni (doppietto elettronico) è una coppia di elettroni di valenza che non partecipano al legame. si respingono reciprocamente  Un legame semplice è costituito da una sola coppia di elettroni messa in compartecipazione.  Un doppio legame è costituito da due coppie di elettroni messe in compartecipazione. Un triplo legame è costituito da tre coppie di elettroni messe in compartecipazione.

41 molecole electron-deficienti non hanno abbastanza elettroni per soddifare la regola dell’ottetto. Esempio: tricloruro di boro.

42 Per elementi del 3° periodo, la regola dell’ottetto può non essere valida, come succede, per esempio per PF5, ClF3, SF6,... In questi atomi sono disponibili gli orbitali d, disponibili ad alcuni elettroni, così da permettere la formazione di un maggior numero di legami covalenti: Esempi di espansione dell'ottetto.    A sinistra la configurazione senza espansione, a destra quelle con espansione, che comporta la promozione di uno o più elettroni 3s o 3p in orbitali 3d. La promozione comporta una spesa di energia, abbondantemente compensata dalla possibilità di  formazione di più legami.

43 Molecole con l’ottetto espanso
Molecole con l’ottetto espanso. Avviene per gli atomi centrali del periodo superiore al secondo. Un esempio è il trifluoruro di cloro:

44 Come scrivere le strutture di Lewis.
Calcola il numero totale di elettroni di valenza ed il numero di coppie elettroniche. Individua l’atomo centrale Disponi gli atomi terminali intorno all'atomo centrale. Gli atomi H saranno legati ad atomi di ossigeno oppure all'atomo centrale, se non c’è ossigeno. Disponi prima le coppie di elettroni per formare legami semplici tra gli atomi. Poi in modo da completare gli ottetti. Se necessario forma doppi o tripli legami con l'atomo centrale. (gli alogeni formano soltanto legami semplici). Calcola la carica formale di ogni atomo Descrivi formule di risonanza (esempi CO2, H2CO3)

45 CO2 H2CO3 16e- 24e- H H O O O C O C O

46 H2SO4  SO4-- + 2H+ 34e- 34e- H H O O O O S S O O O O

47 Ottetti espansi Gli elementi del blocco p del terzo periodo hanno a disposizione gli orbitali d di energia accessibile. Possono espandere l’ottetto a 10, 12 o più elettroni non espanso espanso Lo ione solfato è un ibrido di risonanza

48 Risonanza Ione nitrato: NO3-
Utilizzando le regole indicate 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 Ione nitrato: NO3- La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomi

49 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

50 Formule limite NON equivalenti
Se le formule limite 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.

51 OZONO O3 non ciclico Ione carbonato CO32-

52 Altri esempi di strutture risonanti.
ANIDRIDE SOLFOROSA ( ) +1 S O S O sono uguali O O -1 PROTOSSIDO D’AZOTO

53 molecole con numero dispari di elettroni
NO, la molecola contiene 11 elettroni di valenza. Un radicale è un frammento di molecola con almeno un elettrone spaiato. Es.  radicale ossidrile HO, .OH.  sono molto reattivi ed hanno vita assai breve,

54 Il legame nelle molecole biatomiche
Cl2 H2

55 Il legame nelle molecole biatomiche

56 Conclusioni Il legame chimico coinvolge gli elettroni di valenza
I legami covalenti formano le molecole Alla formazione di legami covalenti partecipano principalmente i non-metalli La polarità dei legami influenza le molecole. Orb. Mol.

57 Orbitali Molecolari e forma delle molecole
VESPR Forma e polarità delle molecole Teoria dell’orbitale molecolare Orbitali di Legame ed antilegame Molecola di O2 ed N2

58 FORMA DELLE MOLECOLE La forma spaziale di una molecola spesso ne determina le proprietà chimiche.  Le molecole possono essere classificate e denominate, a seconda della loro forma  Per descrivere la forma di una molecola si usano gli angoli di legame Angolo di legame

59 Teoria VSEPR La forma di un semplice composto covalente può essere predetta dalla teoria: Valence-Shell Electron-Pair Repulsion (VSEPR) repulsione tra le coppie di elettroni del livello di valenza. Le coppie di elettroni di valenza sia di legame che solitarie si respingono

60 Posizioni dei sostituenti di un acido centrale
Posizioni che minimizzano le repulsioni L’atomo centrale sta al centro di una sfera e i sostituenti sulla sua superficie alla massima distanza La forma ed angolo di legame dipende solo dal numero dei sostituenti

61 Forma ed angoli di legame
Lineare Trigonale planare Tetraedrica Trigonale bipiramidale Ottaedrica Pentagonale

62 Se sono presenti doppietti solitari
I doppietti solitari (LP:lone pairs) occupano più spazio di quelli di legame (BP: Bonding Pairs) Motivo sterico: non vincolati dai due atomi Motivo elettrostatico: non neutralizzati dai due atomi Repulsione: (LP-LP)>(LP-BP)>(BP-BP) I doppietti solitari sono più larghi

63 Effetto doppietti solitari
Assiali ed equatoriali (più stabili) LP preferiscono stare in posizione assiale: repulsione su un maggior numero di doppietti I doppietti sono più lontani

64 Molecole polari VSEPR tratta i legami doppi o tripli come i singoli, es. CO2 è lineare; NO3- è triangolare planare. Una molecola polare è una molecola con momento dipolare elettrico diverso da zero.  La presenza di legami polari non rende necessariamente polare una molecola;  Una molecola che contiene legami polari è polare o apolare a seconda della simmetria della disposizione dei singoli legami.

65 Forma e Polarità

66 Modello dell’orbitale molecolare
Gli orbitali s, p, d si possono ibridizzare a fare nuove forme, lobate, di uguale energia La teoria VSEPR si accorda con la descrizione di tali orbitali ibridi

67 Orbitali ibridi sp

68 Orbitali molecolari Gli orbitali di due atomi si fondono o si sovrappongono a formare un nuovo orbitale, legame sigma s Legame sigma tra due orbitali s Legame sigma tra un 1s e 2pz Legami s Si forma quando si ha sovrapposizione di due orbitali s, e quando un orbitale p si sovrappone ad un orbitale s o ad un altro orbitale p.

69 Legami sigma, sp3 Orbitali ibridi nel metano CH4
Orbitali ibridi nel etano C2H6

70 Legami p Nel caso di ibridazione sp2, possono rimanere orbitali p, perpendicolari al piano dei legami sigma. Se essi si sovrappongono si forma il legame pi greco, p Legame p-greco p

71 Legami p: l’etilene, C2H4 Legami p.   Gli atomi di carbonio hano ibridazione di tipo sp2 e presentano anche un orbitale 2p puro perpendicolare al piano dei legami sigma. Questi due orbitali 2p formano una nube elettronica che diffusa sopra e sotto il piano della molecola detta legame p Molecola di etilene C2H4

72 Molecole Etino, C2H2 Acido formico, HCOOH La molecola di azoto N2

73 Benzene Legami sigma del benzene Legami p del benzene
Effetto risonanza

74 Proprietà dei doppi legami
Sono più forti dei legami singoli ma non sono la somma di due singoli s è più forte di p Sono rigidi alla torsione i due orbitali p devono sovrapporsi Possono formarsi solo tra atomi relativamente piccoli del secondo periodo Per permettere la sovrapposizione degli orb. p

75 Teoria dell’orbitale molecolare
La descrizione dei legami chimici in termini di meccanica quantistica quando due orbitali ls si sovrappongono, si formano due orbitali molecolari, uno di questi, a* (antilegame), presenta un piano nodale, in cui gli elettroni non possono mai trovarsi, esattamente a metà strada tra i due nuclei.  Un orbitale di legame è un orbitale molecolare che, se occupato da elettroni, diminuisce il contenuto energetico di una molecola, stabilizzandola.  Un orbitale di antilegame è un orbitale molecolare che, se occupato da elettroni, aumenta il contenuto energetico di una molecola, destabilizzandola.

76 Legame s Antilegame s* Legame p Antilegame p*

77 Riempimento degli orbitali molecolari
Come negli orbitali atomici, un doppietto per orbitale a cominciare da quelli a bassa energia. Es. H2 Gli orbitale di antilegame non sono occupati

78 Molecole biatomiche degli elementi del secondo periodo
Energie degli OM di N2 2pp 2ps   Energie degli OM per O2 Due elettroni spaiati: la molecola è paramagnetica 2pp 2ps  OM di F2 Si formano orbitali di legame ed antilegame s e p Si possono definire le strutture elettroniche Questo spiega perché O2 è paramagnetica

79 Ordine di legame  Ordine di legame (Bond Order, BO rappresenta il numero netto di legami che si ottiene dopo avere annullato i legami con gli antilegami:  BO = ½ (numero di elettroni in orbitali molecolari di legame - numero di elettroni in orbitali molecolari di antilegame)

80 Conclusioni Dal numero degli atomi e loro elettroni di valenza degli atomi si può costruire la forma della molecola. Dalla forma e differenza in elettronegatività si può dedurre se è polare La teoria dell’orbitale molecolare spiega come i singoli elettroni contribuiscono a legare gli atomi