Appunti di Chimica sul legame covalente

LEGAME COVALENTE

Condivisione di una o più coppie di elettroni fra non metalli, in modo che ciascun

atomo raggiunga la configurazione elettronica di un gas nobile.

Quando due atomi si avvicinano si verificano delle interazioni di tipo elettrostatico:

- attrattive tra nucleo ed elettrone dello stesso atomo e tra il nucleo positivo di

ciascun atomo e la nube elettronica negativa dell’altro;

- repulsive tra i nuclei dei due atomi e fra le nubi elettroniche dei due atomi.

FORMAZIONE DI UN LEGAME COVALENTE

1) I due atomi sono lontani;

2) Il nucleo di un atomo comincia ad attrarre gli elettroni dell’altro atomo

(riduzione E );

pot.

3) Equilibrio tra forze di attrazione (nucleo-elettrone) e forze di repulsione

(elettrone-elettrone) (nucleo-nucleo). Valore minimo di E ;

pot.

4) Qualsiasi distanza internucleare minore aumenta le repulsioni e l’E pot.

Energia di legame: energia richiesta quando si rompe un legame e rilasciata quando si

forma un legame.

Quando gli spin elettronici sono paralleli Ep è sempre positiva ed aumenta al diminuire

di r;

Quando gli spin elettronici sono antiparalleli, Ep è sempre negativa e diminuisce al

diminuire di r.

ELETTRONEGATIVITA’: Capacità di un atomo legato di attrarre a sé gli elettroni

condivisi. TEORIA di LEWIS nel LEGAME COVALENTE

molecole con legami singoli: NF 3

▪ Collocare gli atomi l’uno rispetto all’altro (l’atomo al centro è quello meno

elettronegativo);

▪ Determinare il numero totale di elettroni di valenza disponibili (somma degli elettroni

di valenza di tutti gli atomi);

▪ Disegnare un legame singolo da ciascun atomo circostante l’atomo centrale e

sottrarre due elettroni di valenza (= coppia di elettroni condivisa) per ciascun legame;

▪ Distribuire gli elettroni restanti in coppie in modo che ogni atomo ottenga otto

elettroni (posizionare le coppie solitarie sugli atomi circostanti).

▪ Se l’atomo centrale non ha ancora raggiunto l’ottetto, si forma un legame multiplo

convertendo una coppia solitaria di uno degli atomi circostanti in una coppia di

legame con l’atomo centrale.

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO:

1) Molecole elettrondeficienti;

2) molecole con numero dispari di elettroni di valenza;

3) molecole con gusci di valenza espansi (atomi con più di 8 elettroni di valenza).

CARICA FORMALE

Carica elettrostatica assegnata ad un atomo in una molecola, assumendo che gli

elettroni di legame siano equamente condivisi tra gli atomi indipendentemente dalla

loro elettronegatività.

carica formale = + (numero elettroni di valenza) – [(numero di legami) + (numero di

elettroni non condivisi)]

REGOLE PER ASSEGNARE LE CARICHE FORMALI

• Disegnare la struttura di Lewis per la molecola;

• ad ogni atomo della molecola si assegna un numero positivo pari al numero di

valenza dell’atomo neutro;

• si toglie 2 per ogni coppia di elettroni non condivisa (di non-legame) presente in tale

atomo;

• si toglie 1 per ogni coppia di elettroni di legame presente in tale atomo (n. legami).

STABILITÀ ENERGETICA IN UNA FORMULA DI STRUTTURA

➢ La formula che contiene la minore separazione delle cariche formali possiede

minore energia, cioè è la più stabile;

➢ a parità di separazione di carica nelle due formule limite, è più stabile la formula con

le cariche formali negative sugli atomi più elettronegativi.

Criteri per scegliere le strutture molecolari corrette:

1) le cariche formali più piccole (sia positive che negative) sono preferibili a quelle più

grandi;

2) evitare cariche simili (+ + o - - ) su atomi adiacenti;

3) la carica formale più negativa dovrebbe risiedere sull’atomo più elettronegativo.

La struttura di Lewis maggiormente plausibile è quella che assegna agli atomi le

cariche formali più prossime allo zero (disposizione di minima energia degli atomi e

degli elettroni). STRUTTURE DI RISONANZA

Es: Ozono (O )

3

La lunghezza dei legami ha un valore intermedio fra il legame singolo e il doppio

legame (legame parziale).

- La molecola è formata da due strutture di risonanza (o forme limite);

- Entrambe contribuiscono alla reale struttura della molecola;

- La molecola reale è un ibrido di risonanza.

GEOMETRIE MOLECOLARI

Il simbolismo di Lewis:

▪ fornisce informazioni sulla posizione degli atomi in una molecola e sui loro legami;

▪ non indica la forma tridimensionale della molecola (previsione della geometria

tridimensionale delle molecole).

GEOMETRIA MOLECOLARE:

Esempio (NH ) PlCl : Cis-platino trans-platino

3 2 2 TEORIA DELLA REPULSIONE ELETTRONICA:

Teoria VSEPR (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion)

Permette di costruire la forma molecolare di un composto partendo dalla struttura di

Lewis. Si basa sulle seguenti premesse:

▪ si rappresenta la configurazione elettronica della molecola mediante simbolismo di

Lewis;

▪ la molecola assume una geometria tale da sistemare i gruppi di elettroni il più

lontano possibile tra loro in modo da minimizzare le repulsioni.

gruppo (o dominio) di elettroni: qualsiasi numero di elettroni che occupano una

regione localizzata attorno all’atomo (legame singolo, doppio, triplo, coppia solitaria,

elettrone solitario).

Ogni gruppo di elettroni di valenza attorno ad un atomo centrale è situato il più

lontano possibile dagli altri gruppi per minimizzare le repulsioni.

LE CINQUE FORME MOLECOLARI FONDAMENTALI

I gruppi di elettroni attorno all’atomo centrale sono domini di elettroni e sono

carichi negativamente.

- Lineare (180°); es: CS , HCN

2

- Planare trigonale (120°);

- Tetraedrica (109,5°); es: CH 4 gruppi di elettroni (4 coppie di elettroni

4

condivisi)

- Bipiramidale trigonale (120° nel piano e in “altezza” 90°); 5 gruppi di elettroni

- Ottaedrica (90° nel piano e in altezza) 6 gruppi di elettroni

POLARITA’ DELLE MOLECOLE

Si genera in molecole con uno sbilancio netto di carica: un’estremità acquista una

-

parziale carica negativa (d ), ed un’estremità acquista una parziale carica positiva

+

(d ).

Dipende da: forma delle molecole e polarità del legame.

molecola polare = dipolo elettrico

Momento di dipolo elettrico (μ): prodotto delle cariche parziali (q+ e q-) per la loro

distanza reciproca (r). Deriva dalla somma vettoriale dei dipoli di legame. Se la

somma vettoriale è nulla la molecola sarà priva di momento dipolare.

μ = q·r q = prodotto cariche parziali;

r = distanza tra le cariche

-30

μ= Debye (1D= 3,34 x 10 m x C)

Modello di Lewis: ciascuna coppia di elettroni leganti si trova tra i due atomi che

congiunge (elettroni localizzati, o elettroni condivisi).

Modello VSEPR: i gruppi di elettroni si distribuiscono attorno all’atomo centrale per

minimizzare le repulsioni e occupare più spazio possibile.

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA

Il legame chimico covalente risulta dalla sovrapposizione di due orbitali atomici

di atomi differenti, contenenti ognuno un elettrone, per dare un unico orbitale di

legame che non può contenere più di due elettroni.

Il legame è tanto più stabile quanto maggiore è la sovrapposizione fra gli orbitali

rispetto al loro volume totale.

Temi centrali della teoria VB:

1) Spin opposti della coppia di elettroni: gli orbitali che si sovrappongono devono

contenere al massimo due elettroni con spin antiparallelo;

2) Sovrapposizione massima degli orbitali di legame: maggiore è la

sovrapposizione degli orbitali, più forte e più stabile sarà il legame (la forza del legame

dipende dall’attrazione esercitata dai nuclei sugli elettroni condivisi). L’entità della

sovrapposizione dipende dalla forma e dall’orientamento degli orbitali coinvolti.

3) Ibridazione degli orbitali atomici: gli orbitali atomici si mescolano

(mescolamento matematico dedotto dalla meccanica quantistica) formando nuovi

orbitali atomici (orbitali ibridi) nei quali si inseriscono gli elettroni con spin

paralleli per creare legami più stabili.

Condizioni necessarie:

- gli orbitali atomici che si sovrappongono devono avere piccole differenze di energia;

- la direzione di massima sovrapposizione degli orbitali deve corrispondere alla

direzione di legame. TIPI DI LEGAMI COVALENTI

LEGAME σ: sovrapposizione degli orbitali di testa (lungo l’asse internucleare)

Simmetria cilindrica intorno all’asse internucleare e assenza di un piano nodale =

Elevata densità elettronica nello spazio internucleare.

π :

LEGAME sovrapposizione laterale degli orbitali

In una molecola i legami π (pi greco) sono legami chimici tra gli elettroni di atomi

diversi mediante la sovrapposizione degli orbitali p e p . Nei legami π la

y z

sovrapposizione degli orbitali avviene sopra o sotto l'asse che congiunge i due nuclei

atomici (l’asse internucleare).

L’orbitale è definito da una funzione d’onda Ψ che può assumere valori positivi o

negativi in diverse regioni dello spazio:

➢ nell’orbitale s (sferico) la funzione Ψ assume sempre valori positivi;

➢ negli altri casi può assumere valore positivo o negativo e il legame si forma solo se

la sovrapposizione avviene tra zone degli orbitali in cui le funzioni Ψ hanno lo

stesso segno.

TEORIA DELL’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI

La teoria VB prevede che nella formazione dei legami gli atomi non usino gli orbitali

atomici tal quali, ma una loro combinazione lineare formando orbitali atomici ibridi.

ORBITALE ATOMICO IBRIDO: combinazione lineare di due o più orbitali atomici dello

stesso atomo.

IBRIDAZIONE: mescolamento degli orbitali atomici per generare nuovi orbitali

(orbitali ibridi, isoenergetici) con orientamenti spaziali che determinano legami più

stabili e che sono compatibili con le forme molecolari osservate con la teoria

VSEPR.

Punti essenziali:

1. Il numero di orbitali ibridi ottenuti è sempre uguale al numero di orbitali

atomici mescolati;

N orbitali atomici forniscono N orbitali ibridi

2. Il tipo di orbitali ibridi ottenuti varia con il tipo di orbitali atomici

mescolati.

La teoria dell’ibridazione degli orbitali atomici spiega la geometria delle

molecole solo a posteriori: non consente di fare previsioni sulla geometria molecolare

(come la teoria VSEPR), ma giustifica la geometria già nota delle molecole.

TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA, VB:

▪ Considera la molecola come un gruppo di atomi legati tra loro mediante la

sovrapposizione degli orbitali atomici del guscio di valenza;

▪ Spiega le interazioni degli orbitali atomici che crea