Chimica - i legami chimici

Legame chimico

Fra due o più 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. Si forma un legame chimico quando avviene un'interazione tra livelli ad energia più bassa.

Distanza di 2 atomi

Rappresenta il valore medio.

Energia di legame

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 o più elettroni esterni dell'atomo A hanno un contenuto di energia maggiore degli elettroni esterni dell'atomo B (determinato tramite l'annotazione di elettroni che si trovano in livelli di energie molto diversi). Ionico, interazioni di Van Der Waals, forze di London.

Legame metallico

Parzialmente covalente e ionico.

Legame ad idrogeno

Legame fra due o più 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

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 maggiore degli elettroni esterni dell'atomo B (determinato tramite interazioni di attrazione che si trovano a livelli 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. L'energia richiesta per la formazione di una struttura coincide con il potenziale alle diminuzioni di energia. Dipende dal fatto che il legame ionico non è direzionale.

E_i = -M N e² / 4 π E₀dΠ = cost. di Madelung.

Legame covalente puro (omeopolare)

Tra atomi con la stessa elettronegatività: H₂, Cl₂, O₂, N₂ (grafico). Si generano forze attrattive e repulsive. Quando 2 atomi uguali si avvicinano, le nuvole si distorcono e si forma una nuova nuvola 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 dei due nuclei. Lega σ 2 legami π (con energia di legame minore). 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 provenienti dall'unione di energia che si verifica quando gli atomi si organizzano compattamente in un solido cristallino. Si 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 comune). _H ^δ+-_Cl ^δ-

La densità del nucleo passa più tempo nell'elemento più elettronegativo. Verso dipolo → vettore con verso di unione e modulo. Ammoniacax ho 3H + N :H - N - H | H da ionico a covalente il momento di dipolo diminuisce e tende a zero. Molecole polari e apolari ex^δ- O = C^δ- - O^δ- sono legami polari però ma la molecola non è polare molecola apolare perché i momenti si annullano.

Legame dativo o coordinativo

È presente uno sbilancio e un accettore → atomo nel livello più alto tra una coppia di elettroni e si di non può con energia a quella dell'altro atomo. Ex B 1s² 2s² 2p¹ F HF - B ∟ N - H

Teoria del legame di valenza (Bettler London Pauling)

Teoria dell'orbital 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 coinvolti non devono essere molto diverse (gli orbitali di legame) la ΔE mai deve essere > 2.
3. Gli atomi devono configurarsi lungo una direzione che permette la loro unione per sovrapposizione dei due orbitali atomici coinvolti.

t.2) sono quelle molecole che formano più legami rispetto agli elettroni pari - rilsegue l'induzione e la resonance. Fondazione p. numeri e livelli di energia s e p edopo 2 sottolibri indicizzati (formo lineare) Be 1s² 2s² 1s 2s 2p non ibr. 1s ibrid. H H1s 1s BeBaH₂ Be₂ 1s 2s 2p E2s 2p -p p -p 1ssp² -> 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 atomi una 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'orbital dsp³ d in PCl₅ sp³ d² in SF₆ esso possono da solo (tetraedrica) < livelli s,p,da numero quantico nbasso rispetto a dsp³ del carbonioetano C₂H₆ c'è possibilità di rotazione dei due atomi H - C - C - Hetilene 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 (avevano una punta in 3 equienergetiche e facevano 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 molte energie potenziale colle. Stiamo ed è questo che caratterizza le molecole organiche aromatiche (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. Proprietà per indicare le caratteristiche solitarie, si utilizza la teoria degli orbitali molecolari (MO) (la teoria di valenza non può spiegare questo fenomeno).

N trattano le molecole come nelle teoria atomistica, gli orbitali furorici d'onda non è con una funzione che 2 nuclei che i livelli elettronici e nei strutturatifurbando insieme in orbitali domini e ottengono in orbita molekolarm con livello a energie simile) questa molekoltψ_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 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 presenti in ogni interazione - legami chimici con minore entità di London, dipoli istantanei- dipoli indotti. Forze di Van der Waals, dipoli permanenti- dipoli indotti, dipoli permanenti- dipoli permanenti.

Ione dipolo tanto π ϕ₁ atomi sono la rete hante in cui gli atomi stanno più avvicinati. Quando gli ϕ₂ causano ràtgli legami sono ancora si ritorna tra l'energia chimica degli atomi e qui combinano la temperatura di grandi proprietà Elisu vicino. All'aumentare della polarizzazione, le proprietà diminuiscono. (Ho effetti con atmosfera).

Quello aumento nei quali 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 lamentetriamo altebero che possono un 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 dà 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.

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 O⁴H₂.

Perché non ci sono legame produzioni Ioduro di Litio LiH composto fra uno ione e idrogeno. C⁰ < H⁰ H₂O₂ O=uno -1 ma promossi.