Appunti di Fondamenti di chimica

H

̇

.

⬚ ̈

∙ C ∙ C

Legame CH  

H∙ H

∙H H

H: :H

C

4 ..

̇

⬚

. H

H H

..

Legame H O ..

..

2 :O−H

:H

: O

∙H

: O ∙  

..

̇

. H

H

H

Legame NH ..

.. ..

3 N :H

H:

H∙ ∙ N ∙ ∙H N−H

H−

..

̇

. H H

H

Analoghi a quelli appena rappresentati sono rispettivamente SiH , H S e PH .

4 2 3

I legami molecolari possono essere anche più di uno. Questi legami si dicono legami multipli.

Due esempi di legami multipli sono il biossido di carbonio e la molecola di azoto. Le rappresentiamo

qui di seguito con la simbologia di Lewis:

.. . .. .. .. O=C=O

∙ O ∙ ∙ C ∙ ∙ O ∙ O ∶ C ∶ O

CO   

2 ̈ ̇ ̈ ̈ ̈

..

..

∙ N ∙ ∙ N ∙ ∶N ⋮⋮N:

N + N≡N

  

2 ̇

̇

Tutti i composti fino ad ora esaminati seguono la regola dell’ottetto. In generale i composti che

comprendono atomi del secondo periodo sono composti che seguono l’ottetto. Altri elementi possono

determinare composti con meno di 8 elettroni, oppure con più di 8 elettroni.

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FONDAMENTI DI CHIMICA – Prof. Antonino Famulari – A.A.2012-13

RAPPRESENTAZIONE DELLE MOLECOLE

La rappresentazione delle molecole partendo da un semplice composto merita una più attenta

visitazione. Cerchiamo di schematizzare i passaggi che ci porteranno a scrivere la simbologia di Lewis

prendendo come esempio il composto CH O:

2

Determinare la disposizione degli atomi nella molecola.

1) In un composto solitamente l’atomo presente in meno quantità e allo stesso tempo meno

elettronegativo degli altri viene disposto al centro.

Nel nostro caso l’atomo meno elettronegativo è il carbonio che va a posizionarsi al centro.

H C O

H .

Determinare il numero di elettroni di valenza

2) Si determinano le coppie di legame ponendo una coppia di elettroni tra due atomi fino a

formare un legame singolo.

H C O

H

Si usano le coppie rimanenti come coppie di non legame

3) Gli elettroni che rimangono di ciascun atomo si posizionano come elettroni di non legame

intorno all’atomo terminale (tranne l’idrogeno) fino a che questo non raggiunge l’ottetto. Nel

caso in cui rimane un elettrone questo si accolla all’atomo centrale.

Nel nostro caso abbiamo un elettrone spaiato sul carbonio, formiamo 3 legami singoli ma

portiamo l’elettrone dal carbonio all’elemento terminale ossigeno che raggiunge così l’ottetto.

H H H

⬚̇ ..

. .. ..

∙O∙

C∶ ∙C O∙ ∙C O∙

⬚̈

̇ ⬚̈

⬚ ⬚̈

.

H H H

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la situazione successiva è quindi: H ..

C O:

⬚̈

H

Se l’atomo centrale non raggiunge l’ottetto si sposta una coppia solitaria dell’atomo terminale

4)

tra l’atomo terminale e l’atomo centrale in modo tale da formare un legame multiplo.

Nel nostro caso il carbonio per raggiungere l’ottetto deve circondarsi di almeno un’altra coppia di

elettroni. Pertanto spostiamo una coppia di non legame fino a formare il legame doppio.

H ..

C O

⬚̈

H

Come regola generale possiamo dire che legami doppi o tripli si formano solo quando entrambi gli

atomi si trovano nella lista seguente: Carbonio, Azoto, Ossigeno, Zolfo.

MOLECOLE ISOELETTRONICHE E RISONANZA

Quando due molecole hanno lo stesso numero di elettroni di valenza e la stessa struttura di Lewis

si dicono isoelettroniche.

Possiamo inoltre definire la risonanza come un metodo di rappresentare le molecole quando

queste han più modi di essere rappresentate. E’ un chiaro esempio la molecola di ozono (O ):

3

Posizioniamo i sei elettroni intorno ad ogni atomo di ossigeno e possiamo immaginare già che si

formino 2 legami singoli tra gli ossigeni. Abbiamo quindi:

.. ..

.. ..

.. ..

O: O:

:O: O

:O :O



⬚̈ ⬚̈

⬚̈ ⬚̈

Scritta la formula di Lewis sono stabili solo gli ossigeni ai lati. Quello centrale ha bisogno ancora di

due elettroni per stabilizzarsi. Questo significa che uno dei 2 ossigeni laterali può mettere a

disposizione la propria coppia di elettroni per formare un doppio legame. Il principio di risonanza

ci dice appunto che se disegnamo il doppio legame a destra o sinistra il risultato è indifferente.

..

..

.. ..

..

.. O:

O: O

≡ :O

O

:O ⬚̈

⬚̈ 37

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LEGAME COVALENTE DATIVO

Nonostante la maggior parte degli atomi obbedisca alla regola dell’ottetto, ovvero trovano la

stabilità quando raggiungono 8 elettroni sul livello più esterno, vi sono elementi che possono

formare composti pur non raggiungendo l’ottetto elettronico. Un esempio di elemento che forma

legami covalenti con meno di 8 elettroni sul suo livello più esterno è il boro. I composti del boro

portano molto spesso gli elementi legati ad esso alla configurazione completa. Il boro tuttavia può

arrivare all’ottetto solo se qualche altro elemento o molecola mette a disposizione almeno una

coppia di elettroni.

Un esempio sostanziale di quel che abbiamo appena detto è il BF che reagisce facilmente con

3

l’ammoniaca (NH ).

3 H F

H F H N B F

H N: B F

+ = H F

H F

L’azoto della molecola di ammoniaca ha due elettroni di non legame, i quali basterebbero all’atomo

di boro per raggiungere l’ottetto. Se mettiamo le due molecole vicine vediamo che la reazione può

avvenire e che in questo caso il boro raggiunge l’ottetto sul livello di valenza a spese dei due

elettroni di azoto. Questo tipo di legame si chiama legame dativo. Esempio H SO , NH , HNO , ecc.

4+

2 4 3

Vi sono dei casi in cui una molecola può avere anche più di 8 elettroni sul livello più esterno. In

generale, gli elementi facenti parte di questa categoria sono gli elementi dal terzo periodo in poi.

Esempi facili da riconoscere sono PF , SF , SiF , BrF , BrF , ecc.

5 6 6 5 4

LEGAME COVALENTE POLARE

Dei legami covalenti vi è uno speciale legame che chiameremo legame polare. Quando due atomi

formano un legame covalente e la differenza di elettronegatività è tanto forte, noteremo nella

molecola una distorsione; il volume cioè non è ben ripartito tra i due atomi ma l’elemento più

elettronegativo tenderà a assumere un pezzetto dell’elettrone messo in comune dall’atomo meno

elettronegativo. In questo caso l’elemento elettronegativo assume una carica parziale negativa

e l’atomo elettropositivo una carica parziale positiva . Prendiamo due esempi: H e HF.

2

..

H : F :

H : H ̈

Distorsione

Nessuna distorsione

Nel primo caso i due atomi sono uguali e condividono la stessa coppia di elettroni. Quando però essi

sono uniti la forma complessiva della molecola non subisce deformazioni poiché il baricentro delle

cariche coincide. Ciò vuol dire che se mettessimo una carica negativa vicino alla molecola, il momento

di dipolo nell’insieme vale 0. Nel caso del legame HF si ha comunque un legame covalente ma vediamo

che essendoci differenza notevole di elettronegatività tra fluoro e idrogeno, le cariche positive o

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negative che andiamo ad avvicinare alla molecola andranno in una posizione ben precisa. Le cariche

negative sono attratte maggiormente dalla carica parziale positiva dell’idrogeno, mentre quelle

positive andranno verso il fluoro. Il momento di dipolo quindi, rispetto alle cariche vicine alla molecola

non è nullo e pertanto la molecola si dice polare. Il momento di dipolo si indica con e si indica con

una freccetta che va in direzione dell’atomo più elettronegativo:

..

H − F :

̈

≠ 0

E’ importante comunque dire che se un legame è polare, è possibile che la molecola che contiene

questo legame non sia polare. Esempio: CO .

2

Come vediamo carbonio e ossigeno hanno una differenza di elettronegatività

notevole, pertanto la molecola CO è un legame polare. Prendiamo invece la CO .

2

O − C − O L’anidride carbonica contiene due legami polari. Essendo però l’ossigeno prima

̈ a destra del carbonio e poi a sinistra fa si che il momento di dipolo si annulli

per somma vettoriale. L’anidride carbonica pertanto è una molecola apolare.

=0

Lo stesso vale per molecole come CH , BCl , PCl . Ciò che hanno in comune queste molecole è il fatto di

4 3 5

essere simmetriche. Possiamo quindi concludere che le molecole simmetriche, se pur formate da legami

covalenti polari hanno un momento di dipolo nullo e sono quindi apolari.

ENERGIA DI LEGAME

Quando si forma un legame abbiamo detto che vi sono forti interazioni tra gli atomi che la compongo-

scomposizione delle molecole

no. A legame formato per procedere con la dobbiamo rompere il legame;

per fare questo ci vuole energia, denominata energia di legame. L’energia di legame è la stessa energia

che tiene insieme i due atomi.

L’energia di legame dipende fortemente dalla distanza del legame e dal tipo di legame. Prendiamo un

legame singolo, doppio o triplo come esempio: sarà sicuramente più facile rompere un legame singolo

che un legame doppio o triplo. Infatti se confrontassimo i valori sperimentali ci accorgeremmo di

questa differenza. Inoltre ciò che conta in un legame è il numero di coppie di non legame. Più ve ne

sono, meno è stabile la molecola. Esempio: E(H-H)>E(F-F). H non ha coppie di non legame, F sì!

I legami più forti sono quelli che hanno una differenza di elettronegatività tra gli atomi. Quindi

possiamo affermare che legami con atomi uguali, come per esempio l’ossigeno, azoto, ecc., sono meno

efficaci rispetto a legami con l’idrogeno, per fare un esempio: D(O-O) < D(O-Cl).

Scendendo lungo il VII gruppo vediamo che il legame covalente con l’idrogeno diminuisce, questo perché

diminuisce l’elettronegatività lungo il gruppo.

Un ruolo importante lo fa anche la distanza di legame. Se la distanza tra i nuclei degli atomi e la coppia

di legame è grande, vuol dire che la forza che tiene insieme i due atomi è molto debole. Ciò fa entrare

in gioco anche il raggio atomico. Infatti più un atomo è grande, più il legame sarà lungo e quindi la

forza che lo tiene insieme ad un altro atomo &egr