Appunti di Chimica generale e inorganica

ENERGIA RETICOLARE

Un concetto correlato al legame ionico è l'energia reticolare, che rappresenta

l'energia necessaria per separare un mole di un composto ionico nei suoi ioni

costituenti nel loro stato gassoso. L'energia reticolare dipende dalla grandezza delle

−¿

+¿ Q

cariche degli ioni e dalla distanza tra di essi. ed r che rappresenta la distanza

¿

Q ¿

tra gli ioni.

Più sono grandi le cariche e più sono vicini gli ioni, maggiore sarà l'energia reticolare.

Infatti l’energia reticolare (E) aumenta all’aumentare delle cariche e/o al

diminuire di r.

Possiamo calcolarla utilizzando la legge di Coulomb

La quale enuncia che l’energia potenziale tra due ioni è

Direttamente proporzionale al prodotto della loro carica

E=k

E inversamente proporzionale alla loro distanza. Q −¿

+¿ r

Il punto di fusione rappresenta Q

proprio la temperatura alla quale il reticolo ¿

¿

cristallino si rompe e il composto passa dallo

stato solido a quello liquido. Poiché l’energia reticolare

rappresenta l’energia necessaria per rompere il reticolo:

-Maggiore è l'energia reticolare, maggiore sarà l'energia necessaria per rompere il

reticolo cristallino, quindi più elevato sarà il punto di fusione.

-Viceversa, minor è l'energia reticolare, minore sarà l'energia necessaria per rompere il

reticolo cristallino e il punto di fusione sarà più basso.

IL LEGAME COVALENTE

Il legame covalente è un tipo di legame chimico in cui due atomi condividono una o

più coppie di elettroni tra loro. Questo tipo di legame si forma quando gli atomi

hanno la stessa elettronegatività o poca differenza di elettronegatività e desiderano

condividere gli elettroni per raggiungere una configurazione elettronica stabile.

Per quanto riguarda gli atomi polielettronici, il legame covalente coinvolge solo gli

elettroni di valenza.

Per rappresentare il legame covalente, si utilizza un formalismo definito “STRUTTURA

DI LEWIS”.

STRUTTURA DI LEWIS

Con il formalismo di Lewis

-rappresentiamo gli elettroni di valenza

-consiste nel simbolo chimico dell’elemento più un puntino per

ogni elettrone di valenza

N.B. gli elettroni di valenza corrispondono al gruppo di appartenenza nella tavola

periodica degli elementi.

Gli elettroni spaiati sono quelli che si mettono in comune tra gli atomi e portano alla

formazione del legame.

Gli elettroni che formano coppie solitarie , sono quelle che non sono coinvolte nel

legame Elettroni spaiati dei due atomi di fluoro che

sono coinvolti nel legame Che differenza c’è tra questi legami?

La differenza sta nella forza del

legame che comporta anche una

diversa distanza di legame.

Poiché il legame triplo coinvolge una

maggiore condivisione di elettroni

rispetto al legame singolo o doppio,

richiede un'affinità elettronica

maggiore e un'energia di ionizzazione

maggiore per rompere il legame. Di

conseguenza, il legame triplo è

generalmente il più forte tra i tre tipi di

legami covalenti.

REGOLA DELL’OTTETTO

Un atomo diverso dall’idrogeno tende a formare legami fino ad essere circondato da 8

elettroni di valenza. La regola dell’ottetto è valida principalmente per gli elementi del

secondo periodo della tavola periodica.

Questi elementi hanno sottolivelli 2s e 2p che possono ospitare un totale di otto

elettroni. Quando un atomo di uno di questi elementi forma un legame covalente, può

raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile.

Inoltre questa regola non è rispettata da alcuni elementi, o per difetto , cioè ci sono

composti in cui l’ottetto non viene raggiunto (ci sono meno di 8 elettroni di valenza)

oppure per eccesso, cioè ci sono composti in cui ci sono più di 8 elettroni.

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO

Le eccezioni alla regola dell’ottetto cadono in tre categorie caratterizzate da un ottetto

incompleto, un numero dispari di elettroni oppure più di otto elettroni di valenza

attorno all’atomo centrale:

Ottetto incompleto

In alcuni composti il numero di elettroni che circondano l’atomo centrale in una

molecola stabile è minore di otto. Alcuni atomi o ioni non seguono la regola dell'ottetto

poiché non hanno abbastanza elettroni per raggiungere un guscio esterno completo di

otto elettroni. Questo può verificarsi principalmente nei metalli di transizione e nei

metalli del blocco p. Ad esempio, il catione alluminio (Al^3+) ha solo sei elettroni di

valenza, quindi non può formare un ottetto completo.

Molecole con elettroni dispari

Alcuni composti chimici, soprattutto quelli contenenti atomi con un numero dispari di

elettroni di valenza, non riescono a raggiungere l'ottetto. In questi casi, l'atomo non

riesce a condividere o acquisire abbastanza elettroni per raggiungere una

configurazione elettronica stabile di otto elettroni nel guscio esterno. Es. NO e NO2

Molecole con l’ottetto espanso

Gli atomi per gli elementi del terzo periodo e di quelli successivi della tavola periodica

formano alcuni composti in cui l'atomo centrale è circondato da più di 8 elettroni. Oltre

3s e 3p 3d

agli orbitali gli elementi del terzo periodo hanno anche orbitali che possono

essere usati per formare i legami. Questi orbitali permettono a un atomo di formare un

ottetto espanso.

Un composto in cui è presente un ottetto espanso è l’esafluoruro di zolfo, un composto

molto stabile.

REGOLE PER SCRIVERE LA STRUTTURA DI LEWIS

1. Scrivere la struttura di base del composto mostrando come gli atomi sono legati

gli uni agli altri. Disponi al centro l’elemento meno elettronegativo.

2. Conta il numero totale di elettroni di valenza. Aggiungi 1 per ogni carica

negativa. Sottrai 1 per ogni carica positiva.

3. Completa l’ottetto per tutti gli atomi tranne che per l’idrogeno .

4. Possibilità di formare doppi o tripli legami con l’atomo centrale.

STRUTTURE DI RISONANZA

Viene indicato con il termine risonanza il fenomeno che permette di rappresentare

una molecola con più strutture che differiscono tra loro solo per la diversa

disposizione degli elettroni all’interno della molecola. Nessuna di esse rappresenta

la struttura reale della molecola.

5. IL LEGAME CHIMICO : GEOMETRIA MOLECOLARE

La geometria molecolare si riferisce alla disposizione tridimensionale

degli atomi in una molecola. Per le molecole relativamente piccole, nelle

quali l’atomo centrale contiene da due a sei legami, le geometrie

possono essere previste utilizzando il modello VSEPR (valence shell

electron pair repulsion) ovvero repulsione delle coppie di elettroni del

livello di valenza.

In un legame covalente una coppia di elettroni chiamata “coppia di

legame”, è responsabile dell’unione di due atomi. In una molecola

poliatomica dove ci sono due o più legami tra l’atomo centrale e gli atomi

circostanti, la repulsione tra gli elettroni delle diverse coppie di legame fa

sì che esse si dispongono il più lontano possibile le une dalle altre. La

geometria finale assunta dalla molecola è tale da minimizzare queste

repulsioni. tiene conto della disposizione geometrica delle

VSEPR:

coppie di elettroni attorno all’atomo centrale in termini di

repulsione elettrostatica tra le coppie di elettroni stesse.

Due sono le regole che stanno alla base del modello VSEPR:

I doppi e i tripli legami possono essere trattati come singoli legami.

 Se una molecola ha due o più strutture di risonanza, possiamo applicare il

 modello solo ad una di esse.

GEOMETRIA MOLECOLARE DI MOLECOLE IN CUI L’ATOMO CENTRALE E’ PRIVO DI

COPPIE SOLITARIE:

Quando l'atomo centrale di una molecola è privo di coppie solitarie, la

geometria molecolare è determinata principalmente dal numero di legami che

l'atomo centrale forma con gli atomi circostanti. In questo caso, la geometria

molecolare sarà principalmente influenzata dal numero di legami elettronici (o

coppie di elettroni di legame) attorno all'atomo centrale. Es. BeCl2 , BF3, CH4,

PCl5.

GEOMETRIA MOLECOLARE DI MOLECOLE IN CUI L’ATOMO CENTRALE PRESENTA

UNA O PIU’ COPPIE SOLITARIE:

Quando l'atomo centrale di una molecola ha una o più coppie solitarie, queste

coppie solitarie influenzano la geometria molecolare. Le coppie solitarie

occupano uno spazio maggiore rispetto ai legami elettronici, causando una

distorsione nella disposizione degli atomi circostanti. Di conseguenza, la

presenza di coppie solitarie può portare a una variazione nella geometria

molecolare rispetto a quella prevista solo considerando i legami elettronici.

Es.H2O, SO2, NH3, SF4.

Una differenza sostanziale tra le coppie solitarie e quelle di legame, sta nella

repulsione. Le coppie solitarie presenti sull’atomo centrale tendono ad essere

più vicine all’atomo centrale e di conseguenza tendono ad esercitare una

repulsione maggiore sulle coppie di legame, portandole ad avvicinarsi e a far

restringere l’angolo interno.

MOMENTI DI DIPOLO E MOLECOLE POLARI

Un proprietà che ci permette di distinguere tra un legame covalente polare e non

polare è proprio l’elettronegatività.

Legame ionico si forma quando la differenza di elettronegatività tra i due

 elementi va da 1.7 a 2.0;

Legame covalente polare si forma quando la differenza di elettronegatività tra

 gli atomi è compresa tra 0.5 – 1.6;

Legame covalente non polare, quando la differenza di elettronegatività è

 inferiore a 0.5

Il momento di dipolo di una molecola è una misura della sua polarità. Si verifica

quando c'è una distribuzione asimmetrica di carica all'interno della molecola, con

una parte della molecola che ha una carica leggermente positiva e un'altra parte

che ha una carica leggermente negativa. Questa asimmetria di carica può essere

causata da differenze di elettronegatività tra gli atomi legati o dalla disposizione

spaziale degli atomi e delle coppie di elettroni nella molecola. Il momento di dipolo

è rappresentato da una freccia (vettore) che punta dalla parte positiva a quella

negativa della molecola, che sono rispettivamente rappresentate con delta+ e

delta-. Le molecole biatomiche omeopolari

(H2,02,N2) sono apolari.

Le molecole biatomiche contenenti

atomi diversi (HCl,CO,NO) sono polari

perché in questo caso ho un elemento

che è più elettronegativo dell’altro, si

genera perciò un momento