Riassunto esame Chimica inorganica, Prof. Lopes Antonio, libro consigliato Chimica , Kotz

ELETTRONI DI VALENZA E STRUTTURE DI LEWIS

Gli elettroni di valenza sono gli elettroni più esterni di un atomo, ovvero quelli

che occupano il livello energetico più alto. Sono fondamentali perché determinano la

reattività chimica degli elementi e il modo in cui formano legami con altri atomi. Le

strutture di Lewis, introdotte dal chimico Gilbert N. Lewis, sono un metodo di

rappresentazione che mostra gli elettroni di valenza e i legami chimici in una

molecola o ione. Gli elettroni di valenza sono gli unici coinvolti nei legami chimici;

Il loro numero dipende dal gruppo della tavola periodica, quelli dei gruppi principali

corrispondono al numero del gruppo.

Le strutture di Lewis servono per visualizzare quali atomi sono legati e quali

possiedono coppie solitarie. NON RIPRODUCE LA FORMA GEOMETRICA.

COME SI SCRIVE UNA STRUTTURA DI LEWIS?

1. Determina gli elettroni di valenza di ciascun atomo.

2. Disponi gli atomi (l’atomo centrale è spesso quello meno elettronegativo).

3. Rappresenta gli elettroni di valenza come puntini attorno agli atomi.

4. Forma legami condividendo coppie di elettroni (covalenti) o indicando

trasferimenti (ionici).

5. Verifica la regola dell’ottetto (tranne eccezioni)

CARICA ATOMICA FORMALE

La carica formale è la carica elettrostatica che un atomo avrebbe se in una molecola o

ione poliatomico le cariche fossero divise equamente.

RISONANZA

Le strutture di risonanza sono un concetto utilizzato per descrivere molecole in cui

il legame tra gli atomi non può essere rappresentato con una sola struttura

di Lewis, ma con più strutture equivalenti. In alcuni composti, gli elettroni di legame

non sono localizzati in una posizione fissa ma sono delocalizzati su più atomi.

Le strutture di risonanza sono rappresentazioni alternative della stessa

molecola che differiscono solo per la disposizione degli elettroni di legame, mentre la

posizione degli atomi rimane invariata.

Le strutture di risonanza non rappresentano forme reali della molecola,

 ma un modo per descrivere la vera struttura ibrida, che è una media tra tutte

le forme di risonanza. (ibrido di risonanza). La delocalizzazione elettronica

comporta una stabilizzazione della molecola perché riduce l'energia

complessiva del sistema. Se la carica (negativa o positiva) è distribuita su più

atomi invece di essere concentrata su uno solo, la molecola diventa meno

reattiva e più stabile.

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO

Molecole che hanno <4 coppie di elettroni attorno all’atomo centrale: come il

boro

>4 coppie di elettroni attorno all’atomo centrale: elementi dal terzo periodo in

poi (ipervalenti)

Molecole che hanno un numero dispari di elettroni: NO2, NO; sono chiamati

radicali liberi molto reattivi

FORMA DELLE MOLECOLE

La Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) si basa sulla

repulsione tra le coppie elettroniche attorno all’atomo centrale e viene utilizzata

per prevedere la forma delle molecole. E’ basata sull’idea che le coppie di

elettroni di legame e non, si respingono ponendosi alla massima distanza tra loro.

Nella geometria i legami multipli non influiscono poiché sono coppie di elettroni

condivisi dagli stessi nuclei e che quindi occupano stesso spazio. Trigonale

bipiramidale occupa posizioni equatoriali, il resto una qualunque.

tutte

Geometria elettronica → Tiene conto di le coppie elettroniche (di

 legame + solitarie). solo

Geometria molecolare → Tiene conto degli atomi, quindi considera solo

 le coppie di legame.

POLARITA’ DI LEGAME ED ELETTRONEGATIVITA’

Un legame covalente puro si forma esclusivamente tra due atomi uguali, poiché

condividono la stessa elettronegatività e, di conseguenza, la coppia di elettroni è

distribuita in modo uniforme tra i due atomi, senza crearsi una separazione di cariche.

In questo caso, non si forma una carica parziale, e il legame è non polare. Quando il

legame covalente si forma tra due atomi diversi, con elettronegatività differenti,

la coppia di elettroni condivisa tende a spostarsi verso l'atomo più elettronegativo. Di

conseguenza, l'atomo che attira maggiormente gli elettroni acquisisce una carica

parziale negativa (δ⁻), mentre l'altro, che trattiene meno gli elettroni, acquisisce

una carica parziale positiva (δ⁺). Questo tipo di legame, caratterizzato dalla

separazione di cariche parziali, prende il nome di legame covalente polare.

PAULING E L’INTRODUZIONE DELL’ELETTRONEGATIVITA’

L’elettronegatività è definita proprio come la capacità di un atomo di attrarre a sé gli

elettroni di legame in questo caso; più aumenta la differenza di elettronegatività tra

atomi di un legame, più il legame diventa ionico. Metalli valori intermedi, non metalli

bassi, metalli alti.

Nel legame covalente polare, gli elettroni condivisi sono attratti più fortemente

dall'atomo con maggiore elettronegatività, creando una separazione di carica.La

distribuzione di carica si riferisce a come le cariche (sia parziali che formali) sono

distribuite tra gli atomi di una molecola o di un composto, e tale distribuzione è

strettamente legata al principio di elettroneutralità, che stabilisce che la somma

delle cariche deve essere zero affinché il sistema sia stabile e neutro. Questo principio

è alla base della formazione di legami chimici, dalla covalente alla ionica, e assicura

la stabilità degli oggetti chimici.

POLARITA’ DELLA MOLECOLA

La polarità di una molecola dipende dalla distribuzione delle cariche e dalla geometria

della molecola. Se una molecola ha un legame covalente polare, la separazione di

cariche parziali (dipolo) potrebbe risultare in una molecola complessivamente polare.

Questo accade quando:

1. Differenza di elettronegatività tra gli atomi legati crea una separazione di

cariche parziali.

2. Geometria molecolare asimmetrica: la disposizione degli atomi nella

molecola non cancella il dipolo risultante. CONTA DI PIU’ LA GEOMETRIA.

ORDINE E LUNGHEZZA DI LEGAME

L'ordine di legame è il numero di coppie di elettroni condivise tra due atomi e

rappresenta la forza del legame. In generale: Un legame singolo ha un ordine di

legame di 1, Un legame doppio ha un ordine di legame di 2. In termini di stabilità,

maggiore è l'ordine di legame, più forte e più corto è il legame. La lunghezza di

legame è la distanza tra i nuclei di due atomi legati. La lunghezza di legame

diminuisce all'aumentare dell'ordine di legame.

L'entalpia di dissociazione del legame è l'energia necessaria per rompere un legame chimico

tra due atomi in una molecola, separando i due atomi e trasformandoli in atomi isolati, in

condizioni standard (solitamente 25°C e 1 atm di pressione).

Il paramagnetismo e il diamagnetismo dipendono dalla presenza o meno di

elettroni spaiati in un atomo o una molecola. Paramagnetismo → Elettroni

spaiati presenti → La sostanza è attratta da un campo magnetico perché gli spin

degli elettroni creano un momento magnetico. Esempio: O₂ (ossigeno molecolare),

che ha due elettroni spaiati negli orbitali π*. Diamagnetismo → Solo coppie di

elettroni → La sostanza è debolmente respinta da un campo magnetico perché

gli elettroni accoppiati annullano il momento magnetico. Esempio: N₂, H₂O, CO₂.

IBRIDAZIONE SP, SP2, SP3, SP3D, SP3D2

La Teoria del Legame di Valenza (VBT) è un modello della chimica quantistica che

descrive la formazione dei legami chimici come risultato della sovrapposizione degli

orbitali atomici degli atomi coinvolti nel legame. Questa teoria è stata sviluppata per

spiegare la stabilità delle molecole e la natura della condivisione degli elettroni nei

legami covalenti.

Principi fondamentali della Teoria del Legame di Valenza

1. Formazione del legame covalente attraverso la sovrapposizione degli

orbitali atomici

Un legame covalente si forma quando due orbitali atomici, ciascuno

o contenente un elettrone spaiato, si sovrappongono e condividono una

coppia di elettroni.

La sovrapposizione porta a un'area di alta densità elettronica tra i due

o nuclei, creando un'interazione attrattiva che mantiene insieme gli atomi.

2. La forza del legame dipende dalla sovrapposizione

Maggiore è la sovrapposizione degli orbitali, più forte è il legame.

o Gli orbitali che si sovrappongono frontalmente formano legami sigma

o (σ), che sono più forti perché l’interazione è più diretta.

Gli orbitali che si sovrappongono lateralmente formano legami pi greco

o (π), che sono più deboli rispetto ai legami σ perché l'interazione è meno

efficace.

3. Orientazione spaziale dei legami e ibridazione

La geometria di una molecola dipende dagli orbitali che si

o sovrappongono.

Spesso, gli orbitali atomici vengono "ricombinati" in nuovi orbitali ibridi

o con forme e orientazioni specifiche, un concetto noto come ibridazione

(es. sp, sp², sp³).

4. Soddisfacimento della regola dell’ottetto

Gli atomi tendono a formare legami in modo da completare il loro ottetto

o elettronico (o doppietto per l’idrogeno e altri elementi della prima riga

del sistema periodico).

IBRIDAZIONE SP3 (tramite l’esempio del carbonio) sp³ → 109,5° (tetraedrica)

Il carbonio dalla tavola periodica, ha configurazione [He] 2s2 2p2. Ciò vuol dire che gli

elettroni spaiati saranno 2, in questo modo: 2s ↑↓ 2p

↑↑

Ma in questo modo non si spiega in che modo venga a formarsi il metano, Ch4 poiché

il carbonio forma 4 legami avendo solo 2 elettroni spaiati. Un altro problema sarebbe

che l’angolo che forma è di 109.5 gradi il che è impossibile poiché la forma degli

orbitali p (che dovrebbero essere quelli che partecipano al legame) si trovano a 90

gradi visto che stanno lungo gli assi cartesiani. Per risolvere questo problema i chimici

hanno dimostrato che il carbonio non utilizza gli orbitali p per i legami, ma utilizzi

nuovi orbitali chiamati ibridi.

Nell’ibridazione sp3, si ibridano appunto un orbitale s e 3 orbitali p; che permettono di

formare 4 legami chimici essendo 4 elettroni spaiati 2s↑

2p↑↑↑ = 4sp3 ↑↑↑↑

Questi 4 legami sono legami semplici, detti legami sigma.

IBRIDAZIONE SP2 sp² → 120° (trigonale planare)

Nell’ibridazione sp2, si ibridano un orbitale s e 2 orbitali p; rimarrà quindi un orbitale p

libero che farà parte del legame pi greco che verrà a formarsi.

2s ↑↓ ↑↑ 2p = 2s ↑ 2p ↑↑↑= 3sp2↑