Legame Chimico

Fra due o più atomi esiste un legame chimico se leforze agenti fra di essi danno luogo alla formazionedi un aggregato di atomi sufficientemente stabileda consentire di svelarne l’esistenza (L. Pauling).

212

21

04

1

r

qqF

Teoria del legame di valenza (Valence Bond Theory o VB)

• Formazione del legame tendenza al minimo di energia si libera energia

• Coinvolti solo gli elettroni di valenza (semplificazione)

• Forze attrattive (nuclei + elettroni)

• Forze repulsive (nuclei + nuclei elettroni + elettroni)

• forze coulombiane attrattive

• forze coulombiane repulsive

• forze di scambio (compenetrazione nubi elettroniche)

1. Legame Metallico

2. Legame Ionico

3. Legame Covalente

-DEBOLI-

4. Legame Dipolare

5. Legame Idrogeno

•Omeopolare

•Eteropolare

•Dativo

•dipolo - dipolo

•dipolo - dipolo indotto

•dipolo indotto - dipolo indotto

Carattere del Legame Chimico

Legame Metallico

I metalli hanno basse energie di ionizzazione

e bassa elettronegatività

Ogni atomo condivide con tutti gli altri atomi uno o più elettroni

diventando uno ione positivo (rispettando la regola dell’ottetto).

Gli elettroni si de-localizzano su tutto il cristallo metallico

neutralizzando l’eccesso di carica (+).

Legame metallico

• rimane inalterata la struttura dei livelli elettronici interni (coinvolti solo elettroni di valenza)

un mare di ioni positivi “incollati” da elettroni

Proprietà dei metalli

•elevata conducibilità elettrica e termica

•duttilità e malleabilità

•struttura compatta

•opacità

Legame Ionico

Legame di natura elettrostatica che si forma tra un

elemento con bassa energia di ionizzazione (metallo) ed un

elemento con un alta affinità elettronica (non-metallo)

1s

2s

2p

3s

3p

3d

Na1s22s22p6 3s = [Ne]3s

Z = 11

1s

2s

2p

3s

3p

3d

Cl1s22s22p6 3s23p5= [Ne]3s23p5

Z = 17+ -

66

I1(Na) = 496 kJ/mol

Ae(Cl) = 349 kJ/mol Ri(Cl-) = 181 pm

Ri(Na+) = 102 pm

Na+ Cl-

102 181 = 283

Na· Cl······ ·

Ca··

+ Na ······Cl··+ ( )-( )+

= Na+Cl-

Cl······ ·

·······

Cl + + Ca2+ + 2Cl

-

Legame elettrostatico• Legame ionico

• 100% carattere polare

• Delettronegatività > 1.9

• passaggio di elettroni da una specie all’altra formazione ioni

• specie metalliche (bassa en. ionizz. ; bassa aff. elettr.)

• specie non metalliche (alta en. ionizz. ; alta aff. elettr.)

O O

Legame Covalente

Lewis (1916): il legame covalente è dovuto alla condivisione

tra due atomi di una o più coppie di elettroni, chiamate coppie

elettroniche di legame, in modo che ciascun atomo raggiunga

la configurazione (elettronica) di gas nobile.

Omeopolare o omonucleari

H H H2

Cl Cl Cl2

O2O O

N2N N

H + H H H

Cl + Cl Cl Cl

O + O

N + N N N

Ossigeno: 1s2 2s2 2p4

Azoto: 1s2 2s2 2p3

H + F

Nei simboli di Lewis usiamo indifferentemente oppure per rappresentare

la coppia di elettroni

H F

H + O + H H O H

N + 3 H H N H

H

O + C + O O C O

H + C + N H C N

Legame Covalente Eteropolare o eteronucleari

Acido fluoridrico

Acqua

Ammoniaca

Biossido di carbonio

Acido cianidrico

2H + C + C + 2 H

3H + C + C + 3 H H C C H

H H

HH

H C C H

H H

H + C + C + H H C C H

acetilene (etino)

4H + C H C H

H

H

metano

• Legami singoli, doppi, tripli

• Ordine di legame (n° di coppie di elettroni a comune)

• Lunghezza del legame

Legame covalente eteropolare (polare): si legano atomi diversi

• H-Cl

• contributo elettrostatico

• formazione di dipoli (coppia di cariche opposte posizionate a distanza)

Elettronegatività

Legame Covalente-PolareIn una molecola due atomi di elementi diversi legati tra loro

avranno una diversa capacità di attrarre i due elettroni di legame.

La coppia di elettroni impiegherà più tempo vicino al nucleo che ha

una maggiore forza di attrazione.

In media nel tempo si vede un eccesso di carica negativa (–d)

sull’atomo con maggiore forza di attrazione sugli elettroni e positiva

(+d) sull’altro.

(–d) — (+d)

A — B

m = d·l

m = momento di dipolo

d = eccesso di carica

l = lunghezza del legamem viene misurato in Debye (D)

1 D = 3.33 ·10-30 C m

Momento di dipolo

SI

NO

SI

Elettronegatività

Nei composti nei quali gli elementi hanno differenza di

elettronegatività:

|(el1)-(el2)| 1.9 composti ionici

1.9 > |(el1)-(el2)| > 0.4 composti covalenti-polari

|(el1)-(el2)| 0.4 composti covalenti

H

Legame Covalente Dativo o di coordinazione

Acido solforico

H2SO4

In questo caso la coppia elettronica è messa a disposizione da un solo

atomo (donatore). L’altro atomo (accettore) ha un orbitale vuoto dove

riceve la coppia elettronica di legame

H N + H+

H

HIone ammonio

NH4+

H N H

H

H+

S

O

OO H

O

Eccezioni alla regola dell’ottetto

(ottetto incompleto)

BF3

B + 3 F F B

F

F

N H

H

H

Forma un addotto

Definizione di acido e base di Lewis

B

2s22p1

Stato fondamentale

B2s12p2

Stato eccitato

Eccezioni alla regola dell’ottetto(espansione della sfera di valenza)

PCl3

Cl P

Cl

Cl

3s23p3

Stato fondamentale

P

3s13p33d1

Stato eccitato

P

P + 3 Cl P + 5 Cl

Cl P

PCl5

SF2 SF4 SF6

3s23p4 3s23p33d1 3s13p33d2

(espansione della sfera di valenza per lo Zolfo)

• Legami dipolari

• ione – dipolo

L’induzione dipolare è tanto

più forte tanto più grande è

la polarizzabilità

Molecola con dipolo permanente

Molecola apolare

Molecola polare

Molecola apolare

Forze di van der Waals6

r

CE

• ione – dipolo indotto

• dipolo – dipolo

dipolo – dipolo indotto

dipolo indotto – dipolo indotto

Legame Idrogeno

• H+ elemento fortemente elettronegativo (rispetto agli elementi della stessa «zona»)

• legame elettrostatico con un altro elemento elettronegativo (dotato di lone pair)

• per motivi sterici H non è più in grado di interagire con altri atomi

Acido acetico

Acido borico Acido ortoboricoTriidrossidoboro

Aldeide salicilica

Le coppie elettroniche si dispongono nello spazio (il più

lontano possibile) in modo da minimizzare la loro repulsione.

Geometria Molecolare - VSEPR

VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion

L’ipotesi di base è che la disposizione geometrica dei legami attorno ad un atomo dipende dal numero totale di coppie elettroniche, di legame e solitarie, che lo circondano.

Valence-Shell Electron-Pair Repulsion (VSEPR)

repulsione tra doppietti elettronici dello strato di valenza

i legami sono composti da coppie di elettroni

gli elettroni sono particelle cariche negativamente

le cariche di segno uguale si respingono

i sistemi tendono ad un minimo di energia

geometria che minimizza le repulsioni minimizza l’energia

BF3

a) Disegnare la struttura di Lewis – stabilire

il numero di coppie elettroniche (di legame

e non). I legami multipli contribuiscono

con una sola coppia.

b) Disporre le coppie il più lontano possibile tra

di loro sulla superficie di una sfera. (ad ogni

numero di coppie corrisponde una delle

seguenti geometrie.)

se al posto di un legame un doppietto di elettroni non legati?

CH4

se al posto di un legame un doppietto di elettroni non legati?

se al posto di un legame due doppietti di elettroni non legati?

H H

Cl Cl Cl2

H + H H H

Cl + Cl Cl Cl

N2N NN + N N N

1s22s22p3 = [He]2s22p3

1s

2s

2p

N2

• Meccanismo (promozione)

Manganese [Ar] 3d5 4s2

• 3d5 4s2 Mn2+

• 3d3 4s2 4p2 Mn4+

• 3d0 4s2 4p5 Mn -

• 3d1 4s2 4p4 Mn2-

Ibridazione

Carbonio

[He] 2s2 2p2 2 legami covalenti

PROMOZIONE

IBRIDAZIONE

4 legami covalenti

Ibridazione sp3

1 orbitale s + 3 orbitali p 4 orbitali identici

n° orbitali ibridi = n° orbitali atomici di partenza

geometria ottimizzata maggiore concentrazione carica legami + forti

l'angolo tra gli orbitali è di 109° circa

repulsione tra gli orbitali zone dense di carica negativa

condizione di massima stabilità

CH4

NH3

H2O

Ibridazione sp2

PROMOZIONE

IBRIDAZIONE

1 orbitale s + 2 orbitali p 3 orbitali identici

angoli di 120°

orbitale pz perpendicolare al piano individuato dai tre orbitali

CH2CH2

C2H4

C2H4etilene

Ibridazione sp

PROMOZIONE

IBRIDAZIONE

2 orbitali sp che giacciono su di una retta formando angoli di 180°

2 orbitali non ibridati py e pz a 90° tra loro e rispetto ai due orbitali sp

BeH2

C2H2acetilene

Ibridazione sp3d

Fosforo 3s2 3p3

• PCl3

Ibridazione orbitali d e/o f

IBRIDAZIONE

PROMOZIONE

il fosforo promuove un elettrone 3s in un orbitale 3d vuoto

effettua una ibridazione sp3d

condivide i 5 elettroni spaiati così ottenuti

Ibridazione sp3d2

Zolfo 3s2 3p4

PROMOZIONE

IBRIDAZIONE

Lo zolfo promuove un elettrone 3s e un elettrone 3px in due orbitali 3d vuoti

effettua una ibridazione sp3d2

condivide i 6 elettroni spaiati così ottenuti

SF6

Risonanza

OO O

O3

O O O

O O Od

O O 147 pm

O O 121 pm

in O3 128 pm

+

Tanto più grande è il numero di forme di risonanza tanto più forte sarà il legame

Risonanza

difficoltà di rappresentazione delle proprietà chimiche con un’unica formula

combinazione lineare di > minimo energetico ibrido di risonanza

NO stati coesistenti NO stati successivi

CO2

delocalizzazione del legame

Teoria dell’Orbitale Molecolare (MO)

Interpreta il legame a coppia di elettroni di Lewis in termini

della Meccanica ondulatoria, ed introduce una funzione d’onda,

per descrivere la coppia di elettroni.

La formazione del legame implica secondo la teoria MO

1) Gli orbitali atomici che si sovrappongono devono avere energie

poco diverse

2) La direzione di massima sovrapposizione degli orbitali

corrisponde alla direzione del legame

Teoria dell’Orbitale Molecolare (MO)

1; 112

)2(12)1(11

CCC

CC ssmol

Ordine di legame: (n° elettr. leganti - n° elettr. antileganti) / 2

Ordine di legame: (n° elettr. leganti - n° elettr. antileganti) / 2

Ordine di legame: (n° elettr. leganti - n° elettr. antileganti) / 2

Ordine di legame: (n° elettr. leganti - n° elettr. antileganti) / 2

Ordine di legame: (n° elettr. leganti - n° elettr. antileganti) / 2