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Il legame chimico

I parametri sperimentali del legame chimico

L’energia di legame (kJ/mol) è l’energia necessaria a

rompere il legame che tiene uniti i due atomi costituenti la

molecola, quando essa si trova allo stato gassoso.

I parametri sperimentali del legame chimico

La lunghezza di legame (pm) è la distanza

 esistente tra due atomi di una molecola.

L’angolo di legame è l’angolo interno

 formato da due legami adiacenti all’interno

di una molecola.

5, La struttura degli atomi

Legame ionico: si forma per trasferimento di uno o più elettroni da

un da un atomo ad un altro.

Legame covalente: si forma tra due o più atomi mediante

compartecipazione di elettroni.

Legame metallico: particolare tipo di legame che si forma tra

metalli.

Legame ionico

Il legame ionico è l’attrazione tra un elevato

 numero di ioni di carica opposta (cationi ed

anioni) che origina un solido.

Questo composto solido è chiamato solido

 ionico.

Legame ionico Piccin Nuova Libraria S.p.A.

Legame ionico ∆E

½

Na(s) + Cl (g) NaCl(s) = - 411.12 kJ/mol

2

La reazione libera energia sotto forma di calore e di luce

La natura del legame ionico

Per comprendere il legame che si instaura tra gli

 elementi nel composto ionico, può essere di aiuto

riflettere sulle energie messe in gioco nella

formazione di questo tipo di legame.

∆E

Na(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

- - ∆E

Na(s) + Cl (g) Na (g) + Cl (g) = + 147 kJ/mol

+ -

3. Formazione della coppia ionica ∆E

Na (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 = 1

0 + -

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)

N

E = + -

A

p 4πε d

0

Ma i composti ionici sono solidi……..

∆E

Na (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 M

E = 4πε d

A

p 0

M( 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

2

E = +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

2

E = +107 kJ/mol

subli.

Na(s) + ½Cl (g)

2 E = -411 kJ/mol

f NaCl(s)

E + E + EI + AE + E = E

subli. diss. reticolare f

+107 kJ + 122 kJ + 496 kJ - 349 kJ + E = -411 kJ

reticolare

E = -787 kJ/mol

reticolare

Legame covalente: teoria di G. N.Lewis

Teoria di G. N. Lewis: il legame si forma quando una o più coppie di

elettroni 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


PAGINE

43

PESO

2.04 MB

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+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in chimica industriale
SSD:
Università: Messina - Unime
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Giuseppe^^ di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica Generale e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Messina - Unime o del prof Arena Carmela.

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