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ConcettiLegame covalente
Polarità di legame
VSEPR
Formule di struttura
Legame ionico
Legame di coordinazione
Legame metallico
Legame a idrogeno
Tipi di legame e ordine di legame
Il Legame chimicoFra 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 ….
Il legame covalente
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
Il legame di tipo
Perché il legame si formi le due devono sovrapporsi con lo stesso segno
Maggiore la sovrapposizione, maggiore la energia del legame
Il legame di tipo
La sovrapposizione tra orbitali atomici di tipo p porta alla formazione
di orbitali 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
Il legame nelle molecole biatomiche
La polarità del legame chimico
Lez 8 2011
Polarità dei legami
Elettronegativita’
Tendenza di un atomo ad attrarre la coppia di elettroni di legame
Elettronegativita’Mulliken: = k(EI+A)
La media tra la Energia di prima ionizzazione e la Affinità elettronica
E’ una proprietà periodicaTanto 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
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
Elettronegatiivtà degli elementi
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
H2,25
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
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.
Il legame nelle molecole poliatomiche
Formule di struttura… moooolto importante….
Il legame nelle molecole poliatomiche
CCl4 CH4 NH3 NO3- O3 Cn
Concetti importanti
La regola dell’ottettoIl VSEPR I Criteri per scrivere le formule di strutturaLa risonanzaLa separazione della carica formale
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
VSEPRValence 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
VSEPR
Massima distanza possibile!
VSEPR
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
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
VSEPRRegola 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° 107° 105°
Regole…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
Regole…
CO, CO2, NO
Gli elementi del 2° periodo hanno SOLO 4 orbitali a disposizione nel guscio esterno
MAI piu’ di 4 legami!
REGOLA DELL’OTTETTOOgni atomo che utilizza solo orbitali s e p per fare legami tende ad assumere la configurazione elettronica esterna con 8 elettroni
Criteri per la scrittura della formule di struttura
1. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie, considerando la eventuale carica
2. Individua l’atomo centrale3. Lega gli atomi periferici all’atomo centrale con legami
singoli4. Disponi le coppie di non legame sugli atomi periferici sulla
base della regola dell’ottetto5. Disponi le eventuali coppie rimaste sull’atomo centrale6. 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)
7. 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.
Criteri per la scrittura della formule di struttura
8. Scrivi tutte le formule di risonanza9. Verifica la formula utilizzando il criterio della carica formale10. Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno11. Individua la geometria della coppie elettroniche12. 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
Esempi
CH4, NH3, H2O
NOTAAnche le coppie di NON legame degli atomi periferici devono essere disposte in modo opportuno
Regole…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
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
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
Possibilita’ di formazione di legami multipli: l’atome centrale non soddisfa ancora la regola dell’ottetto.
N O
O
O
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N O
O
O
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La risonanza: la vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. Le formule limite hanno uguale Le formule limite hanno uguale disposizione spaziale degli atomidisposizione spaziale degli atomi
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N O
O
O
N O
O
O
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In pratica….1. Conta gli elettroni e quindi il numero di coppie2. Individua l’atomo centrale3. Conta le coppie elettroniche che gli stanno intorno4. Individua la geometria della coppie elettroniche5. Disponi i legami 6. Individua la geometria della MOLECOLA7. Distribuisci le coppie eccedenti sugli atomi
periferici rispettando la regola dell’ottetto8. Distribuisci le coppie eccedenti utilizzando i legami
9. Tutti gli atomi della molecola devono rispettare la
regola dell’ottetto (tranne quelli del 3 periodo..)10. Scrivere tutte le possibili formule di risonanza
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.
Il contributo relativo delle formule limite alla descrizione della struttura
molecolareLa 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
N O
O
O
]] _-1
-1
0+1
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
La somma delle cariche formali deve essere uguale alla carica della molecola
N O
O
O
]
] _
]
] _
N O
O
O
N O
O
O
]
] _-1
-1
0+1
0
+1-1
-1
-1
-1
0
+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
Minore separazione delle cariche formali
N ON N ON+1-1 00 +1 -1
Formula più “favorita” avendo carica formale negativa sull’atomo più elettronegativo
N ON-2 +1 +1
Formula più “sfavorita” avendo maggiore separazione di carica
formale
Es: N2O
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