Nozione di Legame chimico in chimica

Formazione di una coppia ionica

∆ENa(s) + Cl (g) [ Na , Cl ](g) = ? kJ/mol

+ - coppia ionica

1. Ionizzazione dell'atomo di sodio

Na(g) Na + e EI = + 496 kJ/mol

+ -

2. Acquisto di un elettrone da parte dell'atomo di cloro

Cl (g) + e Cl (g) AE = - 349 kJ/mol

-

3. Formazione della coppia ionica

∆ENa (g) + Cl (g) [Na , Cl ](g) = - 498 kJ/mol

+ - coppia ionica

Contributo derivante dall'attrazione elettrostatica tra due ioni di segno opposto

∆E coppia ionica si può calcolare grazie alla legge di Coulomb

Carica degli ioni

(n e)(n e)+ -

E = p (coppia ionica) 4πε d per NaCl n = n = 10 + -

Dipende dalla cariche degli ioni e dalla loro distanza (grandezza degli ioni).

L'energia per una mole di coppie ioniche in fase gassosa sarà

(n e)(n e)NE = + -

Ap 4πε d0

Ma i composti ionici sono solidi.....

∆ENa (g) + Cl (g) NaCl (s) = - 786 kJ/mol

+ - reticolare

L'energia reticolare è una misura della forza del

legame ionico nei composti solidi. Si può fare una previsione teorica attraverso questa relazione: (n e)(n e)+ -N ME = 4πε dAp 0M (costante di Madelung) dipende dal tipo di reticolo cristallino M>1 quindi un reticolo ionico è sempre più stabile di un sistema costituito da N coppie ioniche A Calcolo dell'energia reticolare I valori dell'energia reticolare presentati nella tabella sono stati calcolati usando un diagramma termodinamico noto come ciclo di Born-Haber. Na (g) + e + Cl(g)+ - Energia AE = -349 kJ/mol EI = + 496 kJ/mol Cl (g) + Na (g)- + E = +147 kJ/mol Na(g) + Cl(g) E = 122 kJ/mol diss. E = X Na(g) + ½Cl (g) reticolare 2E = +107 kJ/mol subli. ½Cl (g) + Na(s) 2 E = -411 kJ/mol f NaCl(s) Na (g) + e + Cl(g)+ - AE = -349 kJ/mol Cl (g) + Na (g) EI = + 496 kJ/mol - + E = +147 kJ/mol Na(g) + Cl(g) E = + 122 kJ/mol diss. E = X Na(g) + ½Cl (g) reticolare 2E = +107 kJ/mol subli. Na(s) + ½Cl (g) 2 E = -411 kJ/mol f NaCl(s) E + E + EI + AE + E = Esubli.

diss. reticolare f+107 kJ + 122 kJ + 496 kJ - 349 kJ + E = -411 kJreticolare

E = -787 kJ/molreticolare

Legame covalente: teoria di G. N.Lewis

Teoria di G. N. Lewis: il legame si forma quando una o più coppie dielettroni sono condivise tra due atomi

Struttura di Lewis anche detta struttura elettronica a punti

●● ●● ●● ●●F F F F

●● ●● ●●●● ●●●● ●● ●● ●●

Legame covalente dativo o di coordinazione

Regola dell'ottetto

✔ E' la tendenza delle molecole e degli ioni poliatomici ad avere strutture in cui otto elettroni circondano ogni atomo.

✔ Vi sono numerose eccezioni.

✔ E' valida per gli elementi del secondo periodo: C, N, O, F.

Approccio sistematico per scrivere una struttura di Lewis.

Eccezioni alla regola dell'ottetto

1. Be (4 e ), B (6 e )- -

2. NO (11 e ), NO (17 e )- -2

3. Espansione dell'ottetto (PCl )5

Risonanza

Distribuzione di carica nei legami covalenti e nelle molecole

Cariche formali

Polarità di

I composti ionici sono solidi a temperatura ambiente.

Superficie di potenziale di carica elettrostatica.

Colori codificati: rappresentano la carica relativa sugli atomi.

I colori vanno dal rosso (il più negativo) al verde.

Elettronegatività

L'elettronegatività è la misura della capacità di un atomo in una molecola di attrarre verso di sé gli elettroni.

Elettronegatività di Pauling (scala relativa)

∆|x - x | = 0,102√ x e x elettronegatività degli atomi A e B

A B A B

∆= (E ) - (E ) (kJ/mol)

A-B sper A-B cov(E ) = √ (E )(E )

A-B cov A-A B-B

Pauling scelse come valore di riferimento l'elettronegatività dell'atomo di idrogeno al quale assegnò il valore arbitrario 2,2.

FIGURA 11-6 Elettronegatività degli elementi

60% 19% 11% 4%

Carattere ionico (x -x ) 2A B-

Percentuale di carattere ionico = 1 - e 4

I legami, ordinati dal più polare a quello meno

polare.Struttura molecolaree teorie dellegame covalente 8

Polarità delle molecole

Per prevedere la polarità di una molecola è necessario determinarne lageometria.

Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

Coppia solitaria-coppia solitaria> Coppia solitaria-coppia di legame> Coppia di legame-coppia di legame

Le coppie elettroniche solitarie.

Le repulsioni di coppia.

Tre coppie di legame con i treatomi di F in posizione equatoriale. Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Ottaedro regolare.