Appunti di Chimica per esame Scritto ed Orale

Il legame chimico

Le teorie sul legame chimico si basano sulla legge di Coulomb e quindi sul bilanciamento tra le forze elettriche e l'energia potenziale del sistema di atomi coinvolti.

Grande distanza: forze di interazione nulle e energia del sistema pari a 0.

Caso A: se all'avvicinarsi degli atomi prevalgono le forze repulsive aumenta l'energia del sistema risultante e ci si allontana dalle condizioni di equilibrio, ovvero di minima energia.

Caso B: se all'avvicinarsi prevalgono le forze attrattive fra nuvole elettroniche, diminuisce l'energia e si giunge all'equilibrio tra attrazione e repulsione a una distanza r detta di legame in cui gli atomi si legano.

Una molecola si forma se è più stabile (ha minore energia) degli atomi isolati. Sotto r c'è repulsione aumenta l'energia.

Energia di legame: differenza tra l'energia del sistema quando gli atomi sono posti a distanza infinita e nel punto di minimo. È uguale e contraria all'energia di

determina la formazione di una struttura solida e cristallina. LEGAME COVALENTE: avviene tra due elementi elettronegativi che condividono uno o più elettroni per raggiungere la configurazione dell'ottetto. In questo tipo di legame non si formano ioni, ma si ha la formazione di molecole discrete. La forza di attrazione tra gli atomi è data dalla condivisione degli elettroni. LEGAME METALLICO: avviene tra atomi di elementi metallici che cedono gli elettroni del loro guscio di valenza formando una "nuvola" di elettroni liberi che si muovono tra gli ioni positivi. Questo tipo di legame conferisce ai metalli le loro proprietà di conducibilità elettrica e termica. LEGAME DI IDROGENO: è un legame molto debole che si forma tra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo (come ossigeno, azoto o fluoro) e un altro atomo elettronegativo. Non si tratta di una vera e propria condivisione di elettroni, ma di una forza di attrazione tra il polo positivo dell'idrogeno e il polo negativo dell'altro atomo. Questi sono solo alcuni dei tipi di legame chimico che si possono formare tra gli atomi. La natura e la forza del legame dipendono dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi coinvolti e dalla loro configurazione elettronica.

Vale su tutto il cristallino. Es NaCl. Ogni ione si lega con sei ioni opposti, il rapporto è 1/1 e la molecola è complessivamente neutra.

Composti ionici: non ci sono molecole discrete ma interazioni con il massimo numero di anioni (coordinazione) che rendono minime le repulsioni, hanno altissime Tfus e Teb, sono fragili, rigidi e duri. Allo stato fuso sono buoni conduttori di elettricità perché gli ioni possono muoversi liberamente. Sono solubili in solventi polari (h2o) e diventano ionisolvatati, circondati da molecole di solvente, pertanto tali soluzioni conducono elettricità.

LEGAME COVALENTE: i composti ionici sono in numero molto limitato, nella maggior parte dei composti gli atomi raggiungono una configurazione di gas nobili mettendo in compartecipazione delle coppie di elettroni. Tali atomi si legano formando coppie tra i loro elettroni spaiati in modo da raggiungere entrambi l'ottetto. L'idrogeno (Elio) ha 2 elettroni.

Ciascun atomo acquista energia di legame.

rispetto alla E daatomo isolato. L'ordine di legame è il numero di coppie in condivisione tra due atomi, tanto è maggiore tanto più è maggiore l'interazione. Le coppie non utilizzate sono dette doppietti solitari. Legami omonucleari: sono fra atomi uguali. Es: H2, CL2, O2, N2, S8, P4. Caso del carbonio: 2s 2p gli elettroni spaiati sono solo 2 sugli orbitali 2 in tal modo può fare solo 2 legami e raggiungere un ottetto incompleto di 6 elettroni. Allora avviene una promozione di un elettrone dal 2S al terzo 2P così da avere configurazione 2S 2P , in tal modo può fare 4 legami e raggiungere l'ottetto. L'energia necessaria a tale promozione viene compensata dalla formazione di due ulteriori legami. Sia il carbonio diamante che il carbonio grafite si presentano in natura formando 4 legami. Legami eteronucleari: cioè fra atomi diversi, ci vengono in aiuto le Formule di struttura Lewis che però vanno

interpretate con cautela poiché forniscono informazioni sui legami che si formano ma non sulla geometria della molecola.

LEGAME COVALENTE DATIVO: è sostanzialmente simile al covalente singolo ma si verifica senza una compartecipazione tra due atomi bensì uno dei due mette a disposizione un doppietto solitario per legarsi a una specie che ha un orbitale vuoto. Si dicono rispettivamente donatore ed accettore. Es. NH3 + H+ +=NH4 , N ha un doppietto solitario H ha un orbitale vuoto.

Esistono specie che anche promuovendo (eccitando) uno o più elettroni per formare più legami raggiungono sempre ottetto incompleto, tali specie hanno grande reattività e tendono a formare legami covalenti dativi in cui sono accettori. Es. Trifluoruro di Boro + Ammoniaca.

ESPANSIONE DELLA SFERA DI VALENZA: alcuni elementi, pur rispettando allo stato fondamentale la regola dell’ottetto, violano quest’ultima raggiungendo stati eccitati in cui formano più legami.

L'energia spesa per promuovere gli elettroni viene recuperata nella formazione di legami aggiuntivi. Es. cloro che allo stato fondamentale necessita di un legame per raggiungere l'ottetto, arriva fino ad avere 7 elettroni spaiati e fare 7 legami. STRUTTURA DI LEWIS: esistono alcune regole per disegnare tali strutture come ad esempio porre H sempre terminale, l'atomo meno elettronegativo al centro, si disegnano i legami e si ridistribuiscono gli elettroni di valenza tra gli atomi in modo che questi abbiano configurazione dell'ottetto. LEGAME COVALENTE POLARE: la maggior parte dei legami è di carattere intermedio tra ionici e covalenti puri. Si parla di legami covalenti polari quando due atomi A e B che mettono in compartecipazione una coppia elettronica hanno diversa elettronegatività. Allora all'interno del legame ci sarà uno sbilanciamento della carica ovviamente verso l'atomo più elettronegativo. Di conseguenza la molecola

compiere un passo oltre le formule di Lewis che non ci danno informazioni sulla reale geometria della molecola ma solo sui legami presenti.

GEOMETRIA MOLECOLARE-TEORIA VSEPR

Mentre i legami ionici sono adirezionali (non originano molecole discrete), i legami covalenti sono direzionali, cioè si formano in specifiche direzioni dello spazio dando una geometria propria alle molecole che formano.

Esistono varie tecniche per determinare sperimentalmente la geometria delle molecole, la più nota è la VSEPR, teoria della repulsione tra coppie di elettroni di valenza, la quale ha per principio quello per cui la molecola assume la geometria tale da sistemare il più lontano possibile le coppie di elettroni di valenza.

Esempi: 2 coppie, lineare 180°; 3 coppie, trigonale planare 120°, 4 coppie, tetraedrica 109,5°; 5 coppie bipiramidale trigonale, 3 a 120° 2 opposti a 180°; 6 coppie, ottaedrica, tutti a 90°.

Da una formula stechiometrica allora: - si fa la

La formula di Lewis permette di contare le coppie di elettroni di valenza, inclusi i doppietti solitari, e considera come una sola coppia i legami multipli. Successivamente, si dispongono le coppie secondo le strutture della VSEPR. Una volta determinata la geometria, utilizzando l'elettronegatività degli elementi, è possibile calcolare i dipoli elettrici nei legami e determinare la polarità delle molecole. Ad esempio, CO2 ha due legami polari, cioè due dipoli verso il C, ma essendo la molecola lineare a 180°, complessivamente è apolare.

Per quanto riguarda gli orbitali molecolari, conoscendo le interazioni tra nuclei ed elettroni, si definiscono gli orbitali molecolari. Questi sono superfici policentriche che coinvolgono più nuclei. Pensiamo al legame covalente, che sappiamo essere una condivisione di 2 elettroni di valenza, come a una sovrapposizione di due orbitali elettronici. Su tale sovrapposizione, i due elettroni si dispongono a spin opposto per formare il doppietto. Le condizioni necessarie

Perché si formi il doppietto sono:

• I due orbitali sovrapposti devono avere energiesimili
• Ognuno dei due orbitali contribuisce con un solo elettrone (non vale nel dativo)
• La direzione del legame è quella di massima sovrapposizione degli orbitali

LEGAME σ: la sovrapposizione avviene lungo la congiungente dei due nuclei degli atomi interessati dal legame. È il caso della sovrapposizione tra 2 orbitali s, tra 2 orbitali px dove x è ovvio che sia la direzione di congiunzione tra i nuclei ed orbitali s con orbitali px.

LEGAME π: la sovrapposizione tra orbitali avviene lateralmente rispetto alla congiungente tra i nuclei. È il caso degli orbitali py e pz. È un esempio esplicativo la molecola N2 dove tra i due atomi di azoto si forma un legame triplo. Ogni atomo ha 3 elettroni spaiati sui 3 orbitali px, py, pz. Questi formano un legame σ su px e 2 legami π su py e pz.

TEORIA DELL'IBRIDIZZAZIONE: osservando il composto BeH2 si

Nota che per fare due legami il BE deve promuovere un elettrone così da avere un orbitale s e un p. Questi si legherebbero agli H formando due legami diversi, uno s-s e uno s-p. Ciò non avviene: i legami formati sono uguali di lunghezza, di energia e sono disposti lineari a 180°. Ciò si spiega con l'ibridazione, ovvero un procedimento di combinazione matematica di orbitali diversi con contenuto energetico simile di uno stesso atomo. Ciò permette di ottenere nuovi orbitali ibridi isoenergetici con i lobi orientati verso le direzioni di legame. Tali orbitali hanno appunto una loro direzionalità e sono in numero uguale a quelli combinati per ottenerli.

: ibridazione:2 1 1

Ibridazione sp: Be=[He]2s Be=[He]2s 2p Be=[He]2sp, da BEH2 lineare a 180°

: ibridazione:2 2 1 1 2 2

Ibridazione sp : B=[He]2s 2p Be=[He]2s 2p Be=[He]2sp , da BF3 trigonale a 120°

: ibridazione:3 2 2 1 3 3

Ibridazione sp : C=[He]2s 2p Be=[He]2s 2p

Be₂sp, da CH₄ disposto a tetraedro. 2 LEGAMI MULTIPLI: nel caso di orbitali ibridi sp² o sp³, gli orbitali che rimangono come p puri possono formare 2 legami π. Es. ibridazione sp².