Chimica - i legami chimici

Legame Chimico

Fra due o gruppi di atomi esiste un legame chimico se la forze agenti tra essi danno luogo alla formazione di un aggregato di atomi sufficientemente stabile da conservare Si forze un legame chimico quando avviene un'interazione tra livelli ad energia più bassa.

Distanza di 2 atomi: Rappresenta il valore medio.

Energia di legame (kj mol^-1) Mol^-1

1 mol = 6,02 · 10²³

Legami Atomici

Gli elettroni esterni degli atomi A e B hanno contenuti energetici poco dissimili

• Covalente, Dativo, ad elettroni delocalizzati.

Legami Elettrostatici

Uno più elettroni esterni dell'atomo A hanno un contenuti di energia uno maggiore degli elettroni esterni (determinato trannotazione di elettrone che si trovano i livelli di energie molto diversi.)

Ionico, interazioni di Van Der Waals

Forze di London

Legame Metallico

Parzialmente covalente e ionico

Legame ad Idrogeno

Legame Chimico

Fra due o gruppi di atomi esiste un legame chimico se le forze agenti tra essi danno luogo alla formazione di un aggregato di atomi sufficientemente stabile da conservare o rivelare l'esistenza.Si forma un legame chimico quando avviene un'interazione tra livelli ad energia più bassi.

Distanza di 2 atomi: Rappresenta il valore reale.

Energia di legame (KJ mol^-1) kcal mol^-1 o J mol^-1. 1 mol = 6,02 x 10²³

Legami Atomici

Gli elettroni esterni degli atomi A e B hanno contenuti energetici poco diversi.-> COVALENTE, DATIVO, AD ELETTRONI DELOCALIZZATI.

Legami Elettrostatici

Uno o più elettroni esterni dell'atomo A hanno un contenuto di energia assai maggiore degli elettroni esterni dell'atomo B.(determinano tre interazioni di attrazione che si trovano a liv. di energie molto diversi.)-> IONICO, INTERAZIONI DI VAN DER WAALS, FORZE DI LONDON.

Legame Metallico

Parzialmente covalente e ionico

Legame ad Idrogeno

• Legami: primari o intermolecolari

Si formano tra atomi uguali e determinano le proprietà chimiche della specie.

Il legame ionico non porta alla formazione di molecole. (Non esistono molecole di NaCl e CaCl₂)

• Legami secondari o intermolecolari

Si formano tra molecole e determinano lo stato di aggregazione (proprietà fisiche).

Legame Ionico

È un tipo di legame che si realizza per trasferimento di uno o più elettroni da un atomo a bassa elettronegatività (catione) a un altro ad alta elettronegatività (anione) con formazione di ioni di segno opposto.

Il suo livello di energia potenziale diminuisce presto al trasferimento favorendo un’attrazione.

Legame prevalentemente elettrostatico, non ha direzionalità.

E = K Q₁Q₂ / t

Su un solido non è possibile identificare una mole

GeH₄ non tutti legati è a≠ tra le cariche

n^o può trovarsi ovunque basta che la struttura da n^o sia sempre globale

Energia richiesta formazione di una struttura coincida potenziale alle diminuzione di energia.

dipende dal fatto che il legame ionico non è direzionale.

E_i = -M N e² / 4 π E₀d

Π = cost. di Madelung.

Legame Covalente puro

(omeopolare)

tra atomi con stessa

elettronegativita

H₂, Cl₂, O₂, N₂

(grafico)

Si generano forze attrattive e

repulsive

Quando 2 atomi uguali si

avvicinano le nuvole si

distorgono e si forma una nuovla

nuvole elettronica.

H^• + H^• → H(

legame forte → (- il primo legame

che si forma è sempre σ)

Lega π: la zona di ricopertura si trova sulle comprensioni due nuclei.

Lega σ

2 legami π (con energia di legame minori)

Più aumentano i legami più aumenta l'energia per rompere i legami.

Legame covalente polarizzato

H . + . Cl: → H(δ⁺)Cl(δ^-)

• Molto differenza di elettronegatività tanto più sembrerà un legame ionico
• Meno differenza di elettronegatività tanto più sembrerà un legame covalente puro.

MOMENTO DI DIPOLO

→ modifica le caratteristiche della sostanza e favorisce la formazione di legami secondari

_H^δ+-_Cl^δ-

• legame ionico → tendenza a formare composti ionici proveniente dalla di unione di energia che si verifica quando gli atomi si organizzano compattamente in un solido cristallino
• S. instaura tra tutti gli ioni di segno opposto attorno alla carica principale (gli ioni di carica non valgono)

ΔE ≥ 1 legame ionico

ΔE < 1 legame covalente polarizzato

H₂ + Cl₂ → HCl

_H-_H

densità elettronica è simmetrica rispetto ai due nuclei (gli atomi sono in comunella pari)

_H ^δ+-_Cl ^δ-

La densità del nucleo passa più tempo nell'elemento più elettronegativo

versore di dipolo → vettore con verso di unione e modulo

Ammoniaca

x ho 3H + N :

H - N - H | H

da ionico a covalente il momento di dipolodiminuisce e tende a zero

Molecole polari e apolari

ex^δ- O = C^δ- - O^δ-

sono legami polari peròma la molecola non è polare

molecola apolareperché i momenti si annullano

Legame Dativo o Coordinativo

È presente uno sbilancio e un accettore

→ atomo nel livello più alto tra un coppia di e si di non può con energia a quella dell’altro atomo

ex B 1s² 2s² 2p¹F H

F - B ∟ N - HIII

teoria del legame di valenza (Bettler London Pauling)Teoria dell’orbitale molecolare (Mulliken Bernard Jones)

Requisiti

1. I due atomi che si legano devono contribuire con un proprio orbitale atomico (funzione d'onda)
2. Le energie degli orbitali coinvolte non devono essere molto divere (gli orbitali di legame)
3. la ΔE mai deve essere > 2
4. Gli atomi devono configura . lungo una direzione che permette la loro unione per sovrapposizione dei due orbitali atomici coinvolti.

t.2) sono quelle molecole che formano piu legami rispetto

agli elettroni pari-ril

segue l'induzione e la resonance

Fondazione p. numeri e livelli di energia s e p e

dopo 2 sottolibri indicizzati.

(formo lineare)

Be 1s² 2s²

1s 2s 2p non ibr.

1s ibrid.

H H

1s 1s

Be

BaH₂

Be₂

1s 2s 2p

E

2s 2p -p p -p

1s

sp² -> 3 livelli sp² e un livello p non ibridizzato.

(forma trigonale planare) -> se c'è un doppio legame si ellittica (linea)

sp³ -> 4 livelli sp³

ex CH₄ (Metano)( O O O O ) -> struttura tetraedrica

VSEPR -> Valence Shell Electron Pair Repulsion:

L'energia potenziale degli elettroni di legame è più forte dell'energia degli elettroni quando sono separati.

-> Quando è presente un doppio legame è presente tra gli atomiuna ibridazione sp²

MOLECOLE CON OTTETTO ESPANSO

L'ibridazione non è limitata agli orbitali s e p ma, a partire dagli elementi del 3° periodo, è possibile avere il rimescolamento dell'orbitale d

• sp³ d in PCl₅
• sp³ d² in SF₆ esso possono da solo (tetraedrica)

< livelli s,p,da numero quantico nbasso rispetto a d

sp³ del carbonio

etano C₂H₆

c'è possibilità di rotazione dei due atomi

H - C - C - H

etilene C₂H₄

molecola planare quindi non può ruotare

C₂H₂ acetilene → struttura lineare diminuito dell'ibridazione sp

RISONANZA

le tavole nel legame di valenze partendo dalle strutture dei singoli atomi, concludete che essi sono legati con doppi legami.

O=C-O O=C=O -C≡C-

risonanza → combinare le funzioni d'onda atomiche funzione delle singole strutture che sono O=C-O usiamo le funzioni d'onda degli atomi 1^st

Queste erano tutte quante equienergetiche (avev una punta in 3 equienergetiche e facevo pesare nella stessa misura nella equienergetiche lineare). Ψ₁ Ψ₂ Ψ₃ ... Ψ₅ pure facendo così; faccio pesare in maniera diretta e reciproca delle strutture più probabile che troviamo nelle altre introducendo dei coeff. seniori.

0,5 Ψ₁ + 0,3 Ψ₂ = 0,1 Ψ₃ – Ψ₄

Otteniamo Ψ che mi descrive una molecola che è molto vicina alla realtà. Nelle indicazioni otteniamo una struttura reale attraverso una situazione virtuale.

Benzene C₆H₆ → Ibrido di risonanza

Strutture di risonanza delocalizzati.

Importante stabilità della molecola (neopirane, poco) perché ottiene un molte energie potenziale coli. Stiamo ed è questo che caratterizza le molecole organiche aromatica (stazione ciclo).

ORBITALI MOLECOLARI

N2N tipo legame sostanza lineare (mai ci sono atomi ibridati)

• l'argomento principale delle sostanze quando presentano elettroni pari
• l'argomento principale della sostanza quando presenta elettroni accoppiati.

proprieta’ Per indicare le caratter solitarie, si utilizza la teoria degli orbitali molecolare (MO) (la teoria di valenza non può spiegare questo fenomeno).

N trattano le molecole con come nelle teoria atomistica, gli orbitali furorici d'onda non e’ con una funzione che 2 nuclei che i livelli elettronici e nei strutturati

furbando insieme in orbitali domini e ottengono in orbita molekolarm con livello a energie simile) questa molekolt

ψ_t = φ_A + φ_B o ψ_T = φ_A - φ_B

• probabilità di trovare gli elettroni vicino al nucleo ↔ verso l'esterno del nucleo (Fange & alte)

ORDINE DI LEGAME

la ferri differenza tra il numero di elettroni che occupano orbitali di legame e il numero di elettroni che occupano orbitali di antilegame.

Forze secondarie di legame sono in ogni interazione - legami chimici con minore

Enti di Londondipoli istantanei- dipoli de indotti

Forze di Van der Waalsdipoli permanenti- dipoli indottidipoli permanenti- dipoli permanenti

Ione dipolo

tanto π ϕ₁ atomi sono la rete hante in gli atomi stanno piùavvicinati. Quando gli ϕ₂ caus ràtgli legame sono ancora si ritorna tra l’energia chimica degli atomi e qui combinano la temperatura di grandi proprori Elisu vescino. All’aumentr della polarizzazione le proprietà

diminuite. (Ho effetti con atmosfera). Quello aumento neiquali che può diventare solo datorifica HF

Forze di Vow e interazioni de mutually diptton - più debole forze di London

Ione e dipolo le reattivi esploss interagiscono con lamente

triamo altebero che possonoun restabilizzazione

Nel Al⁺₄Na [

Cu (aq)

reazione ossia schemi

Ca Cl₂ H₂O H₂(aq) + 2OH

Effetto poco aderente a superfici costituendo le forze di Van der Waals.

Quinistone da un'idea: è la superficie (in particolare non tutte le sfere coesisterebbero nella stessa direzione).

Legame ad idrogeno

• Legame che ha bisogno di fissarsi in condizione di avere una parte elettrostatica e una piccola parte covalente.
• Legame fra l'acqua che è legato ad acidi, oggi frazioni.
• 4 volte più alte delle forze di Van der Waals.
• Il legame ad idrogeno si fissa a temperature elevate.

Il numero di ossidazione

• n⁰ relativo
• è una carica positiva e negativa che viene ottenuta formando un elemento chimico in un composto.

Ex

• NaCl
• +1 -1

• CaCl₂
• +2 -1

• H₂O
• +1 -2

• O⁴
• H₂
• Perché non ci sono legame produzioni

Ioduro di Litio LiH composto fra uno ione e idrogeno

C⁰ < H⁰

H₂O₂ O=uno -1 ma promossi