Appunti Elementi di chimica - parte 2

LEZIONE 7: Lewis

● 1) Per separare gli atomi di una specie chimica bisogna sempre spendere energia

2) NON tutte le combinazioni sono possibili (H30 non esiste)

3) Aggregati di atomi interagiscono fra loro in una precisa disposizione spaziale

→ LEGAMI CHIMICI

→

● 3 MODELLI 1) Legame IONICO (metallo + non Metallo) NaCl

→ 2) Legame COVALENTE (non Metallo + non Metallo) ClBr

→ 3) Legame METALLICO (Metallo + Metallo) Na2

● Perché gli atomi si legano? Per trovare stabilità, perché il legame abbassa l’ENERGIA POTENZIALE

→ Le forze di repulsione tra i protoni possono essere minimizzate se la coppia di elettroni si

colloca tra i due nuclei. Gli elettroni devono avere spin opposto, in modo da condividere il

medesimo “spazio” (=orbitali sovrapposti)

● ELETTRONI DI VALENZA = elettroni del guscio più esterno (se d e f sono pieni, nono sono

di valenza)

= corrispondono al numero del gruppo

● REGOLA DELL’OTTETTO = nei legami fra atomi gli elettroni di valenza sono condivisi / ceduti /

acquistati in modo che tutti gli atomi raggiungano una configurazione

STABILE (per semplicità, modellizzata a 8 atomi, 2S+6P)

1) LEGAME COVALENTE = condivisione di una o più coppie di elettroni per formare molecole

covalenti

→

* LUNGHEZZA DI LEGAME distanza tra i centri di 2 atomi congiunti da un legame

covalente (lunghezza = somma dei 2 raggi)

→ aumenta con le dimensioni atomiche, diminuisce con il

numero dei legami (legame triplo PIU’ CORTO)

→

* ELETTRONEGATIVITA’ capacità di attrarre gli e- di valenza (massima in ALTO a DX)

→ - se deltaE > 1,7 : legame ionico

- se 0,4 < deltaE < 1,7 : legame covalente polare

- se deltaE < 0,4 : legame covalente puro

1B) LEG COVALENTE POLARE = elettroni si localizzano in mezzo come se fossero condivisi MA

un po’ spostati verso quello più elettronegativo

→

* POLARITA’ LEGAMI un atomo attrae più fortemente la coppia di legame, ciò permette

di discutere la condivisione della coppia di legame (DIPOLO)

● CARICA PARZIALE =

= determinata dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi che formano il legame

➔ Differenza di elettronegatività piccola, coppia CONDIVISA, carica parziale

piccola

➔ Differenza di elettronegatività grande, significativa SEPARAZIONE di

carica, carica parziale grande

2) LEGAME IONICO = composti ionici si formano mediante acquisto/cessione di elettroni, fino al

raggiungimento di ottetti di elettroni di valenza

= I composti ionici si formano a causa dell’enorme rilascio di energia che

avviene quando gli ioni si uniscono per formare il solido

→ ENERGIA RETICOLARE

● OTTETTO = nel formare un composto gli atomi tendono a conseguire la configurazione di un

gas nobile

= ad eccezione di He, i gas nobili hanno configurazione elettronica esterna ns2 np6

● COME COSTRUIRE MOLECOLE ABn (ESE)

● RISONANZA = una molecola può essere descritta da un ibrido tra diverse strutture: ibrido di

risonanza

→ = strutture aventi la medesima disposizione spaziale degli atomi ma

IBRIDI DI RISONANZA

differente disposizione degli elettroni, che formano legami multipli in più di una posizione

→ La vera formula molecolare è intermedia fra le formule limite possibili. La 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

LEZIONE 8: VSEPR

● La struttura di Lewis non dà informazioni sulla forma delle molecole, dobbiamo introdurre nuova

teoria: VSEPR, si basa su: - atomi sono legati da coppie di elettroni

- coppie di elettroni tendono a respingersi

- e- di valenza dell’ATOMO CENTRALE tendono a disporsi il più lontano

possibile le une dalle altre

● MODELLI BASE:

2 DOMINII 1) AX2 lineare 180

3 DOMINII 1) AX3 trigonale planare 120

2) AX2E1 angolare <120

4 DOMINII 1) AX4 tetraedro 109,5

2) AX3E1 piramide a base triangolare 107

3) AX2E2 piegata (acqua) 104,5

5 DOMINII 1) AX5 trigonale Bipiramidale 120 e 90

2) AX4E1 a sella

3) AX3E2 a T

4) AX2E3 lineare

6 DOMINII 1) AX6 ottaedro 90 e 90

2) AX5E1 piramide a base quadrata

3) AX4E2 planare a base quadrata

NB: i doppietti presenti sull’atomo centrale sono da contare come dominio e spingono “in giù”

abbassando l’angolo di legame

● La polarità di una molecola si può prevedere considerando:

- la polarità dei legami

- la disposizione degli elettroni di non legame

- la forma geometrica della molecola

Una molecola sarà POLARE SOLO SE contiene legami polari e la molecola NON è “simmetrica”

● TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA: la sovrapposizione fra orbitali di due atomi permette a due

elettroni con spin opposto di condividere lo spazio fra i due nuclei, formando il legame covalente

Si basa su: - spin opposto della coppia di elettroni

- sovrapposizione massima degli orbitali di legame

- ibridizzazione

1) ASSE INTERNUCLEARE: è l’asse che passa fra i due nuclei

a) LEGAME SIGMA: * asse internucleare PARALLELO agli assi di simmetria degli orbitali del

legame

* tra S e S, tra S e P

* tutti i legami covalenti singoli sono costituiti da legami sigma

b) LEGAME PIGRECO: * asse internucl PERPENDICOLARE agli assi degli orbitali di legame

* tra P e P

→

In generale un legame SINGOLO è dato da un legame s (un legame sigma)

→ un legame DOPPIO è dato da un legame s e uno p (un sigma, un pigreco)

→ un legame TRIPLO è dato da un legame s e due p (un sigma, due pigreco)

2) IBRIDIZZAZIONE: formazione di orbitali ibridi combinando orbitali atomici differenti del

medesimo atomo

→ promozione di elettroni in orbitali vuoti a energia superiore

→ → →

formazione di più legami liberazione di energia la trasformazione complessiva deve

tendere a minore energia

→ l’ibridizzazione è un modello, la forma non è una conseguenza dell’ibridizzazione

→ 2 PROBLEMI TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA:

1) come spiegare la risonanza?

2) come spiegare proprietà magnetiche? (che derivano da e- spaiati)

→ introdotta la TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

• Consente di superare i problemi irrisolti dalla teoria del legame di valenza

• Gli orbitali molecolari si ottengono dalla combinazione di orbitali atomici

• Dopo aver generato gli orbitali molecolari, si aggiungono gli elettroni

• Questa teoria presuppone che gli elettroni impegnati nel legame non si trovino localizzati

tra i due atomi, ma essi appartengano all’intera molecola