Chimica completa

Y Z

densità elettronica simmetrica rispetto ad un piano (simmetria

planare).

• Sulla base del principio di esclusione di Pauli, un orbitale

molecolare può essere occupato al massimo da due elettroni

aventi spin opposti (ms = ± ½). Ordine di legame

numero di elettroni di legame - numero di elettroni di antilegame

• L’ordine 

di legame: ordine di legame 2

• L’H è stabile perché in tale molecola ci sono 2 elettroni di legame e 0 di antilegame

2

• L’He non esiste perché in tale molecola ci sarebbero 2 elettroni di legame e 2 di antilegame,

2

l’ordine l’azione l’azione

di legame sarebbe 0, cioè legante eguaglierebbe non legante, quindi

in natura troviamo He e non He .

2

Legame Metallico

• Come già detto quando abbiamo parlato di proprietà periodiche degli elementi i metalli:

• presentano un'elevata conducibilità elettrica e termica

• possono facilmente subire delle deformazioni permanenti

• Il perché di tali proprietà deve essere cercata nel particolare tipo di legame presente nei

metalli, detto legame metallico.

• Un modello molto semplice che ci fa capire come «funziona» il legame metallico, è quello di:

• un reticolo di ioni positivi, che sono praticamente i nuclei degli atomi del particolare elemento circondati da

tatti gli elettroni dei gusci elettronici interni

• immersi in un mare di elettroni che sono in pratica tutti gli elettroni del guscio di valenza e nel caso dei metalli

di transizione possono essere anche gli elettroni contenuti negli orbitali di tipo d e/o f, liberi di muoversi in

tutto il solido metallico.

• Questa nube negativa (nota come gas di Fermi) circonda e trattiene gli ioni positivi realizzando il legame tra gli

atomi. Legame Metallico

• Nel legame metallico gli elettroni di legame non appartengono alla singola coppia di atomi che

all’intero

li ha condivisi, ma solido metallico. Questa particolarità è evidenziata dicendo che il

legame metallico, a differenza di quello covalente, è un legame delocalizzato.

• L’elevata conducibilità elettrica e termica dei metalli è dovuta proprio alla presenza di questi

all’altra l’azione

elettroni che possono migrare facilmente da una parte del solido sotto di un

campo elettrico o di un gradiente di temperatura.

• all’aumentare

Per un metallo, la conducibilità termica diminuisce della temperatura, perché

 

aumentando la temperatura aumenta la vibrazione degli ioni positivi aumenta la

resistenza al moto degli elettroni.

• Le caratteristiche dei metalli possono essere spiegate applicando la teoria degli orbitali

molecolari.

Legame Metallico: teoria delle bande

•   2 1

Consideriamo il metalli più semplice: il Litio Z = 3 1s 2s

• Consideriamo di avere un solo atomo di litio: abbiamo un solo livello energetico, quello

dell’orbitale 2s che contiene 1 solo elettrone.

• Consideriamo di avere due atomi di litio: abbiamo due livelli energetici, corrispondenti ai due

orbitali «molecolari» che si ottengono come combinazione dei due orbitali atomici 2s dei due

atomi Li. E

Energia, Numero di atomi, n

Legame Metallico: teoria delle bande

• 

3 atomi di Li 3 livelli energetici

• 

4 atomi di Li 4 livelli energetici

• Cosa notiamo: che mano a mano il numero di livelli energetici aumenta, la distanza tra un

livello energetico ed il successivo diminuisce.

•   

n atomi di litio n livelli energetici distanza tende a 0 (zero) banda continua di energia

 banda di valenza. E

Energia, Numero di atomi, n

Legame Metallico: teoria delle bande

•  

Quando abbiamo n atomi di Li n livelli energetici possibilità di sistemare 2n elettroni

•   

ma in n atomi di Li n elettroni banda di valenza parzialmente piena conducibilità: gli n

elettroni possono muoversi liberamente nella banda di valenza parzialmente vuota.

E

Energia, Numero di atomi, n

Legame Metallico: teoria delle bande

•  

Nel caso del Be, analogamente, quando abbiamo n atomi di Be n livelli energetici

possibilità di sistemare 2n elettroni

•   

ma in n atomi di Be 2n elettroni banda di valenza piena no conducibilità: i 2n elettroni

non possono muoversi nella banda di valenza piena.

• Ma il Be è comunque un metallo.

• Oltre alla banda di valenza completamente piena, abbiamo la banda di conduzione, che viene

fuori dalla sovrapposizione degli orbitali atomici 2p, che è completamente vuota e che si

sovrappone energeticamente alla banda di valenza.

• Gli elettroni possono saltare dalla banda di valenza piena



alla banda di conduzione vuota conducibilità.

Legame Metallico: teoria delle bande

• Quindi possiamo dire che i metalli sono dei buoni conduttori perché:

1. hanno una banda di valenza parzialmente piena, per cui gli elettroni possono muoversi liberamente in tale

banda;

2. hanno una banda di valenza piena, ma la banda di conduzione è vuota e sovrapposta, come Be e Mg.

• l’intervallo

Se di energia (band gap) tra la banda di valenza (VB) piena e la banda di conduzione

(CB) vuota è molto grande, gli elettroni non ce la fanno a saltare dalla VB alla CB, anche sotto

l’azione di forti campi elettrici. Quindi il materiale è un isolante.

• Se il band gap non è molto grande, alcuni elettroni possono passare dalla VB alla CB per



eccitazione termica il materiale è un semiconduttore.

• Per un semiconduttore, il numero di elettroni che passano dalla VB alla CB aumenta con la



temperatura la conducibilità dei semiconduttori aumenta con la temperatura

(contrariamente a quanto detto per i metalli).

Legame Metallico: teoria delle bande

Interazioni deboli: «legame» a idrogeno

• Il «legame» a idrogeno è in realtà una interazione tra le molecole.

• Si forma quando un atomo di H è legato ad atomi piccoli e molto elettronegativi (N, O, F).

• l’acqua:

Consideriamo per esempio H O.

2

• l’atomo

In tale molecola centrale di O è legato ai due atomi di H mediante due legami

covalenti singoli polari.

• l’ossigeno c’è

Poiché è più elettronegativo, su tale atomo una parziale carica negativa, mentre

c’è

sugli idrogeni una parziale carica positiva.

Interazioni deboli: «legame» a idrogeno

_

• sull’atomo

Tra la parziale carica negativa ( ) presente di O su una molecola e la parziale carica

+ sull’atomo un’altra

positiva ( ) presente di H di molecola nasce una interazione di tipo dipolo-

dipolo.

• Poiché in questo caso tale interazione è forte, storicamente è stata indicata come «legame» a

idrogeno, ma in realtà non è una legame chimico che tiene insieme due atomi in una

molecola, ma una interazione tra due molecole.

Interazioni deboli: forze di Van der Waals

• l’acqua,

Tra le molecole di sostanze covalenti polari, come per esempio vi sono delle

interazioni di natura elettrostatica, indicate genericamente forze di Van der Waals.

–

a) interazioni dipolo permanente dipolo permanente,

–

b) interazioni dipolo permanente dipolo indotto,

–

c) interazioni dipolo istantaneo dipolo indotto.

• Le interazioni di van der Waals sono dovute comunque alla presenza di dipoli elettrici.

Le reazioni chimiche

• l’andamento

Le rappresentano con linguaggio convenzionale di

equazioni chimiche

una reazione chimica.

• Una equazione chimica è composta:

1. da un primo membro che descrive la natura dei reagenti e la loro quantità,

2. da un secondo membro che descrive i prodotti della reazione e le loro quantità.

 

3. Tali due membri sono separati dai segni =

• Quindi una equazione chimica ci da informazioni circa:

• la natura chimica dei reagenti e dei prodotti

• le quantità (moli) di reagenti che si convertono nei prodotti (coefficienti

stechiometrici)

• il «tipo» di reazione chimica: completa o reversibile (di equilibrio).

Le reazioni chimiche

• Per determinare i rapporti quantitativi tra reagenti e prodotti (cioè i coefficienti

stechiometrici della reazione) devono essere soddisfatte le seguenti condizioni:

poiché in una reazione chimica non si creano né si distruggono

1. Bilancio di massa:

atomi, il numero totale di atomi di ciascun elemento deve essere lo stesso nei due

membri dell'equazione, cioè nei reagenti e nei prodotti.

quando nella reazione di interesse sono coinvolte specie cariche,

2. Bilancio di carica:

cioè cationi ed anioni, la carica elettrica totale nei reagenti deve essere uguale alla

carica elettrica totale nei prodotti.

3. Tra le diverse equazioni equivalenti che è possibile scrivere per rappresentare una

data reazione, si deve utilizzare quella con i più piccoli coefficienti interi.

Bilanciamento per tentativi

• Consideriamo la seguente reazione (di doppio scambio):

→ Ba

BaCl + Na AsO (AsO ) + NaCl.

2 3 4 3 4 2

• Tale reazione ci da delle informazioni qualitative, cioè ci dice chi sono i reagenti e chi

sono i prodotti, ma non è bilanciata.

• Proviamo a bilanciarla:

_ →

43

1. Bilancio anione AsO : BaCl + 2 Na AsO Ba (AsO ) + NaCl.

2 3 4 3 4 2

→

+

2. Bilancio catione Na : BaCl + 2 Na AsO Ba (AsO ) + 6 NaCl.

2 3 4 3 4 2

_ →

3. Bilancio anione Cl : 3 BaCl + 2 Na AsO Ba (AsO ) + 6 NaCl.

2 3 4 3 4 2

• La reazione è così bilanciata, e ci da anche informazioni quantitative ben precise:

3 moli di BaCl reagiscono con 2 moli di Na AsO per dare 1 mole di Ba (AsO ) e 6 moli

2 3 4 3 4 2

di NaCl. Bilanciamento reazioni di combustione

• Consideriamo la seguente reazione (di combustione):

→ CO

C H + O + H O.

4 8 2 2 2

• Tale reazione ci da delle informazioni qualitative, cioè ci dice chi sono i reagenti e chi

sono i prodotti, ma non è bilanciata.

• Come bilanciarla: →

1. Bilanciamento C: C H + O 4 CO + H O.

4 8 2 2 2

→

2. Bilanciamento H: C H + O 4 CO + 4 H O.

4 8 2 2 2

→

3. Bilanciamento O: C H + 6 O 4 CO + 4 H O.

4 8 2 2 2

• La reazione è così bilanciata, e ci da anche informazioni quantitative ben precise:

1 mole di C H reagisce con 6 moli di O per dare 4 moli di CO e 4 moli di H O.

4 8 2 2 2<