Il comportamento di una sostanza può essere

interpretato in maniera completa solo se si conosce

anche la natura dei legami che tengono uniti gli atomi.

Esempio degli ISOMERI

CH3CH2OH

CH3-O-CH3

ma la formula bruta è la stessa C2H6O

Le teorie sul legame chimico (ionico, covalente e metallico) si basano su:

•Legge di Coulomb (bilanciamento forze elettriche)

•Meccanica quantistica (posizione e movimento degli e-)

Nei vari tipi di legame sono coinvolti gli e- esterni detti elettroni di valenza

LEGAME IONICO

E’ un legame di natura elettrostatica

che si forma tra due elementi aventi

rispettivamente

- una bassa energia di ionizzazione

-un’alta affinità elettronica.

Es. NaCl

Composti con legami ionici

Nei cristalli ionici non sono presenti molecole ben definite, ma un numero grande di ioni presenti in un dato rapporto

I composti ionici non sono molti. Quasi tutti i composti conosciuti presentano un legame in cui gli atomi sono legati tra loro in modo da raggiungere una configurazione più stabile, a minore energia, mettendo in compartecipazione coppie di elettroni

Legame covalente

dovuto alla condivisione tra 2 atomi di

1 o + coppie di e- in modo che ciascun

atomo raggiunga la configurazione di

un gas nobile.

Le coppie elettroniche si formano per

accoppiamento di elettroni spaiati.

TEORIA A COPPIA DI ELETTRONI (teoria di Lewis)

La teoria si basa sull’ipotesi avanzata da Lewis nel

1916 secondo cui il legame covalente è dovuto alla

condivisione di elettroni tra due atomi di una o più

coppie di elettroni in modo che ciascun atomo

raggiunga la configurazione di gas nobile

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO

-Alcune molecole presentano ottetti incompleti BF3

-Espansione della sfera di valenza.

Elementi non del II periodo possono facilmente promuovere elettroni in orbitali d

Es. P 3s23p3 PCl3

3s13p33d1 PCl5

S 3s23p4 SF2

3s23p33d1 SF4

3s13p33d2 SF6

LEGAME COVALENTE POLARE

Momento di dipolo:Prodotto della carica per la distanzaLa risultante dei momenti di dipolo dei singoli legami nella molecola ne determina la polarità o apolarità.

Polarità delle molecole

La disposizione geometrica dei legami intorno a un

atomo dipende dal numero totale di coppie

elettroniche, di legame e solitarie, che lo circondano.

Tali coppie si dispongono nello spazio in modo da

minimizzare la loro mutua repulsione.

TEORIA VSEPR: VALENCE SHELL ELECTRON

PAIR REPULSION

Geometria molecolare VSEPR

Due modi per mostrare la geometria della molecola NH3

Due modi per mostrare la geometria della molecola di

H2O

Alcune molecole o ioni (es. O3, SO2, ione NO3

-, benzene)Possono essere rappresentate da

strutture in risonanza

Differiscono per la disposizione degli e-

Sono strutture limite o canoniche ma che concorrono alla rappresentazione della

struttura reale

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB)

Interpreta il legame chimico in termini di meccanica

ondulatoria e si basa sul concetto di Lewis secondo il

quale gli atomi si legano per condivisione di coppie di

elettroni.

Si può determinare una funzione d’onda ψcov che

descrive il comportamento degli elettroni occupanti, a

spin antiparallelo, una stessa regione dello spazio tra

due nuclei.

Condizioni:

- gli orbitali atomici che si sovrappongono devono avere la stessa energia;

- ognuno dei due atomi deve contribuire con orbitali atomici che descrivono un solo elettrone;

- la direzione di massima sovrapposizione degli orbitali corrisponde alla direzione del legame.

Legami σ e π nella molecola di N2

La teoria degli orbitali ibridi

rappresenta un trattamento più avanzato

rispetto alla teoria VSEPR che prevede la

geometria della molecola senza tenere

conto delle energie dei legami (es. BeH2).

L’ibridizzazione non è un fenomeno fisico reale ma

è un metodo matematico (combinazione lineare)

che permette di ottenere per un atomo nuovi

orbitali che presentano, rispetto agli orbitali

atomici puri da cui sono ottenuti, zone di

probabilità in direzioni dello spazio che

concordano con le direzioni dei legami, osservate

sperimentalmente o previste con la teoria VSEPR

TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE (MO)

Assegna gli elettroni di una molecola a una serie di

orbitali, detti orbitali molecolari che appartengono

all’intera molecola e vengono ordinati secondo

energie crescenti secondo il principio di Pauli e la

regola di Hund.

Come gli orbitali atomici sono funzioni matematiche

che descrivono il comportamento di un elettrone in un

atomo così gli orbitali molecolari descrivono il

comportamento di un elettrone nella molecola.

Gli orbitali molecolari si ottengono con un

procedimento matematico di combinazione lineare

degli orbitali atomici.

ORDINE DI LEGAME=

2

ntilegameelettroniaegameelettronil

Legame metallicoTipico di elementi a bassa I che hanno le proprietà:•Elevata conducibilità termica ed elettrica•Buona duttilità e malleabilità •Struttura compatta•Opacità e lucentezza

Legame e proprietà interpretabili con la teoria delle bande:Se la teoria MO viene applicata a un numero N grande di atomi si ottengono N orbitali molecolari a energia ravvicinata con infittimento di livelli da generare una banda praticamente continua

Vi sono tante bande quanti sono gli orbitali atomici negli atomi isolati a dare la banda di valenzaSe le energie degli orbitali di partenza sono molto diverse le bande di energia rimangono separate se vicine si sovrappongono

Per la conduzione elettrica occorre che la banda di valenza che si sovrappone a quella sottostante (banda di conduzione) sia solo parzialmente occupata in modo che gli elettroni eccitati termicamente o elettricamente possano facilmente passare ai livelli energetici vuoti.

Colore dei metalli assorbimento di radiazioni luminose diverse perché diverso può essere il E tra ultimo livello occupato e primo livello libero.

Nei metalli gli elettroni di valenza non appartengono al singolo atomo ma a tutto il cristallo metallico cioè sono delocalizzati come un “mare di elettroni” che circonda gli ioni metallici positivi.

Si e GeTutti i metalli Es. diamante

Nei conduttori la conducibilità diminuisce con la T, nei semiconduttori aumenta

Forze dipolo-dipoloForze dipolo-dipolo indotto

Forze dipolo istantaneo-dipolo istantaneo o di London

FORZE DI VAN DER WAALS

Legame a H nell’acqua

Struttura aperta del ghiaccio con legami a H direzionali

Catena di legami a H in HF

Struttura a strati di B(OH)3 che permette alla sostanza di essere solida a T ambiente estruttura lamellare che riflette la luce

Legame a H intramolecolare