Riassunto esame Chimica generale e inorganica, prof. Francia, libro consigliato Fondamenti di chimica, Schiavello, Palmisano

LEGAMI FORTI

La formazione di un legame chimico può essere giustificata tramite la regola dell`ottetto,

che presuppone, ove possibile, il raggiungimento di una configurazione elettronica esterna

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simile a quella dei gas inerti ( i gas nobili che hanno configurazione ns np ). Questa

configurazione può essere raggiunta tramite trasferimento (legame ionico) o

compartecipazione (legame covalente) di elettroni tra due o più atomi; quando invece atomi

metallici dello stesso tipo possiedono pochi elettroni nel livello energetico più esterno, tra di

essi si ha la formazione del legame metallico con un ``mare di elettroni`` delocalizzato che

tiene uniti gli ioni metallici.

SIMBOLI DI LEWIS

Per descrivere la formazione di un legame è molto utile impiegare la rappresentazione

dell`atomo utilizzata da Lewis. Questo modello presuppone che le proprietà chimiche di un

atomo dipendono dalla configurazione elettronica esterna dell`elemento. Il numero degli

elettroni di valenza di un elemento è possibile ricavarlo dalla tavola periodica: esso

corrisponde al numero del gruppo.

Usando la notazione di Lewis, il nucleo e gli elettroni dei livelli più interni sono rappresentati

dal simbolo dell`elemento, mentre gli elettroni esterni sono rappresentati da dei puntini: ad

eccezione dell`elio, i primi quattro punti (che corrispondono ai primi quattro eventuali

elettroni di valenza) sono tracciati ciascuno su uno dei quattro lati dell`elemento; se sono

presenti più di quattro elettroni di valenza i puntini corrispondenti sono accoppiati a quelli già

presenti.

Un puntino solo indica un

elettrone spaiato in un

orbitale, mentre due

puntini indicano una coppia

di elettroni solitaria

all`interno dello stesso

orbitale.

Secondo la rappresentazione di Lewis, la formazione di ioni è indicata dal trasferimento di uno

o più elettroni da un elemento all`altro; la formazione di un legame covalente è invece indicata

da una linea che congiunge due elettroni spaiati di due elementi differenti.

LEGAME IONICO

Il legame ionico è di natura elettrostatica, infatti si legano ioni di carica opposta che si

attraggono secondo la forza di Coulomb: le forze attrattive si esercitano in tutte le direzioni

(ad esempio in NacCl ogni ione Cl(-) è circondato da 6 ioni sodio (+) )pertanto il legame è

adirezionale, e le forze repulsive sono minori rispetto a quelle attrattive.

Tale legame avviene tra un metallo con bassa energia di ionizzazione e un non metallo (in

genere un alogeno) con alta affinità elettronica. Quando si formano gli ioni essi esercitano una

forza attrattiva l`uno sull`altro fino a che non si raggiunge una situazione di energia minima

alla distanza r in cui le forze attrattive di cariche opposte bilanciano quelle repulsive degli

elettroni e dei nuclei: in questa situazione si ha la formazione di un reticolo cristallino molto

forte e duro, il composto ionico.

Il numero di elettroni che un atomo cede o acquista prende il nome di valenza o

elettrovalenza.

In un solido ionico non è possibile individuare delle molecole discrete poiché un cristallo del

composto è in realtà costituito da un numero elevatissimo di ioni: pertanto la formula dei

composti ionici non indica il numero di atomi presenti nel composto ma il rapporto quantitativo

tra gli ioni di segno opposto; dunque, per i composti ionici, si parla di peso formula piuttosto

che di peso molecolare.

Dal punto di vista energetico il processo di formazione di un solido ionico è inizialmente

endotermico

, ma complessivamente (grazie all`apporto dell`energia reticolare) risulta essere

esotermico. Ogni reazione di formazione di un composto ionico può essere scomposta secondo

il ciclo di Born-Haber in passaggi intermedi a cui è associato un determinato valore di

energia: l`entalpia di formazione sarà data dalla somma delle energie di ogni singolo passaggio

positiva egativa

(l`energia è se viene richiesta dall`esterno; è n se viene liberata all`esterno).

½

Esempio: processo di formazione di NaCl(s) a partire da Na(s) + Cl (g).

2

1)Na(s)Na(g) (energia di sublimazione: +109 kJ/mol)

+ -

2)Na(g) Na (g) + e (energia di ionizzazione: +494kJ/mol)



½

3) Cl (g) Cl(g) (energia di dissociazione: +122 KJ/mol)



2 - -

4)Cl(g) + e Cl (g) (energia pari all`affinità elettronica: -349 kJ/moll)



+ -

5)Na (g) + Cl (g) NaCl(s) (energia reticolare: -787 kJ/mol)

di formazione di NaCl: -411kJ/mol (il processo è esotermico)

ΔH

L`energia reticolare è l`energia liberata quando vi è la formazione del reticolo cristallino

+ -

costituito da ioni Na e Cl tenuti assieme dalla forza di Coulomb: tale forza aumenta

all`aumentare di q e al diminuire della distanza dei nuclei; ad una forza maggiore corrisponde

un`energia reticolare maggiore e quindi un punto di fusione maggiore. Solo se l`energia

reticolare risulta essere maggiore in valore assoluto all`energia richiesta per la formazione

degli ioni che costituiranno il reticolo cristallino allora il processo avviene.

GEOMETRIA COMPOSTI IONICI: struttura cubica a facce centrate

Ogni ione tende a circondarsi del massimo numero di ioni di segno opposto in

modo da allontanarsi il più possibile da ioni dello stesso segno; si formerà una

struttura cubica in cui su ogni vertice è presente 1/8 di anione, su ogni faccia

½

è presente di anione e al centro è posizionato il catione. A seconda del

raggio del catione e dell`anione si avrà una diversa struttura cristallina: il rapporto tra i raggi

costituisce il n° di coordinazione, specifico di ogni particolare struttura.

I composti ionici sono duri, rigidi ma

fragili: se viene applicata una forza

esterna essa può rompere il cristallo

andando ad alterare i meccanismi di

attrazione e repulsione all`interno del

composto.

La rottura di composti ionici in

soluzione acquosa determina la conducibilità degli ioni; i composti ionici conducono anche allo

stato fuso.

LEGAME COVALENTE

Il legame covalente si instaura prevalentemente tra non metalli e prevede la condivisione di

una o più coppie di elettroni per raggiungere una configurazione più stabile (che si avvicini a

quella dei gas nobili) [ad esempio l`idrogeno molecolare è più stabile rispetto all`idrogeno

2

atomico poiché la sua configurazione diventa 1s (con elettroni a spin paralleli) come quella

dell`Elio].

È un legame direzionale, con maggiore probabilità di trovare l`elettrone lungo l`asse di

legame (la congiungente dei nuclei).

Se da un legame ionico si ottiene un cristallo, da un legame covalente si ottiene una molecola,

ovvero un aggregato discreto di atomi.

Il numero di coppie covalenti che un atomo può avere rappresenta la valenza covalente.

Il legame covalente può essere di due tipi:

stesso tipo (

-omeopolare: se avviene tra atomi dello in modo particolare avviene per H e per

gli alogeni a cui manca un solo elettrone per raggiungere una configurazione esterna stabile

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ns np ); particolari legami covalenti omeopolari sono quelli che danno origine ad aggregati di

zolfo S e aggregati di fosforo P .

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atomi diversi

-eteropolare: se avviene tra ;

Il legame covalente, inoltre, può essere:

-semplice: condivisione di una coppia di elettroni

-doppio: condivisione di due coppie di elettroni

-triplo: condivisione di tre coppie di elettroni.

-dativo: donazione di una coppia solitaria da parte di un donatore ad un accettore (che ha due

elettroni in meno e non può formare altri legami).

La lunghezza di legame tra due atomi diversi tenuti assieme da un legame semplice può essere

somma dei raggi atomici

calcolata, con buona approssimazione, dalla dei singoli elementi.

All`aumentare dell`ordine di legame si accorcia la distanza tra gli atomi in quanto aumenta

l`energia di legame ( che può essere intesa come la variazione di entalpia richiesta per

rompere un particolare legame). Il legame dativo ha un`energia di legame intermedia rispetto

a quella del legame semplice e a quella del legame doppio.

STRUTTURE DI LEWIS

Le coppie di elettroni condivise (coppie covalenti) determinano la formazione dei legami e

dunque sono fondamentali nella rappresentazione del modello di Lewis; le coppie di elettroni

non condivise (le coppie solitarie) invece possono anche essere omesse.

Per determinare le strutture di Lewis delle molecole poliatomiche è necessario tenere a

mente le seguenti osservazioni:

-Il numero di legami covalenti all`interno di una molecola è dato dalla semidifferenza tra gli

elettroni che si dovrebbero avere per una configurazione stabile e gli elettroni effettivi.

-gli atomi di idrogeno si trovano sempre nelle posizioni terminali, legati all`elemento più

elettronegativo, in genere l`ossigeno.

-gli atomi di carbonio in genere formano quattro legami con gli atomi

vicini.

-negli acidi, il non metallo si trova in posizione centrale circondato dagli

atomi di ossigeno i quali sono legati agli idrogeni.

Per determinare la struttura dei composti

ionici contenenti ioni poliatomici (in cui vi

sono legami covalenti) occorre evidenziare

quali sono gli anioni(-) e i cationi(+) e scrivere

le strutture di Lewis dei singoli ioni entro

parentesi quadre [ ].

RISONANZA:

Molti composti non possono essere rappresentati da una sola formula di struttura ma da ibridi

di risonanza che risultano essere delle forme intermedie alle varie strutture possibili: questi

composti infatti possiedono caratteristiche descritte da tutti le forme di risonanza senza

essere rappresentati in realtà unicamente da una di esse.

La scelta di determinate forme di risonanza può

essere effettuata in base alla carica formale di ciascun elemento: essa è la differenza tra il

½

n° degli elettroni di valenza dell`elemento e (n° elettroni delle coppie solitarie + n° elettroni

condivisi). In un composto in cui vi sono dei legami covalenti, la carica formale più negativa

deve risiedere sull`atomo più elettronegativo e bisogna evitare che cariche formali uguali

risiedano su atomi adiacenti.

Ad esempio: La forma 3 è quella più

attendibile.

ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL`OTTETTO:

Vi sono dei composti in cui uno degli atomi è circondato da un numero di elettroni maggiore o

minore di otto.

Composti con ottetto incompleto:

-composti in cui sono presenti alcuni elementi del II e III gruppo

(fondamentali) come berillio, boro e alluminio che hanno una elevata

energia di ionizzazione e pertanto tendono a formare legami covalenti

piuttosto che legami ionici: questi elementi non possono raggiungere la

configurazione otteziale e pertanto saranno circondati da un numero di

elettroni infe