Legami chimici

Legami Chimici

• IONICO
• METALLICO
• COVALENTI

Gli elettroni che partecipano al legame sono quelli degli orbitali più esterni, detti elettroni di valenza.

Generalmente non si indicano gli elettroni del core.

Struttura di Lewis

._x ^. e^- di valenza

• X = elemento
• Li    Be    B    C    N^:

Solitamente due elettroni dello stesso orbitale si rappresentano con una linea:

• N_... - |_...
• F_... - |_...

Gli elementi del primo periodo possono fare al massimo 1 legame (1 sola orbitale atomica disponibile, 1s)

II periodo → 4 legami massimo (2s, 2p)

III periodo → 10   ,   possono avere più di 8 e^- di valenza

Composizione Ionica: Differenza di elettronegatività > 2

Il legame ionico è l'attrazione tra elementi che hanno un'elevata differenza di elettronegatività.

Dipende inoltre dall'energia reticolare → energia necessaria a staccare 1 mole di sostanza nei suoi ioni (valore molto grande).

Esempio: composto formato da Be e F

Be⁰   F₁

Be   →   Be⁺ + 1e^- (P₁)

Be⁺F^- → in fase ionica è ionico

F   +   e^-   →   F^-

Be²⁺   +   Be   +   e^- (P₂)   = BeF₂

→ rapporto raggio molto alto

→   fluoro avvicina i due 

→   l'energia reticolare è più alta

Be²⁺   +   Be³⁺   +   e^- (P₃)   = BF₃

= un e^- del core

= potenziale di ionizzazione e²⁺

= non e^2- riesce a combatterlo

molto grande

I gruppo → tendono a perdere 1e^-

II gruppo → "  2e^-

III gruppo → "  3e^-

Elementi di transizione = possono avere, ad esempio, in base alle condizioni

di ossidazione o riduzione degli anioni più ioni omologanti

regole: semplice per prevedere la carica degli ioni

LEGAME COVALENTE

gli e- sono condivisi

Un legame covalente è una coppia di elettroni condivisa da due atomi.

X Y_{legame covalente}

oppure

elettroni liberi

Si instaura quando la differenza di elettronegatività (ΔX) ≤ 1.

Se ΔX = 0 ⇒ legame covalente puro (es. Cl₂).

CARICA FORMALE

Y X ≤ ΔX_x

y x = 5+1 - 1

• x appartiene al V gruppo | x

- gli e si considerano equamente distribuiti, quindi x avrà 5e^- + 4e^- dati dal legame = 9e^- ⇒ ha una carica formale di +1.

ΔX compresa tra 1 e 2 ⇒ legami polarizzati.

FORMA DELLE MOLECOLE

BCl₃

1 e- Cl

Numero di e- divalenza 3 + (7·3) = 24e^-

242 ⇒ 12 coppie di elettroni

1. L'idrogeno tende a stare all'esterno. 2. Gli alogeni 3. L'elemento con X bassa sta all'interno

[La carica formale_{deve essere = 0}]

N₂O₄ n e- = (2·5) + (4·6) = 34e-

342 ⇒ 17 coppie

O^- O^- ⎺N - N⎼ O O

Vi è carica formale, ma è inevitabile, dato che i legami non possono disporsi diversamente.

Ma si può anche scrivere come:

O^- ⎺N - N⎼ O^- O

⇒ Le due strutture sono equivalenti ⇒ si parla di RISONANZA

Per descrivere in maniera corretta la molecola devono essere considerate tutte le strutture possibili.

Forma delle molecole

Molte delle proprieta fisiche e chimiche di una molecola dipendono dalla sua forma.

Il concetto principale e che le coppie elettroniche si respingono e tendono ad assumere nello spazio posizioni il piu lontano possibile le une dalle altre.

I doppietti liberi respingono di piu.

Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

1. Lineare 180°
2. Trigona le piana re 120°
3. Tetraedrica 109.5°
4. Piana re quadrata (elementi con 8e- negli orbitali d)
5. Bipiramidale trigona le 120° tra equatoriali 90° tra equatoriali-assiali
   • * atomi assiali
   • • atomi equatoriali
6. Ottaedrica

Esempi

1. NH₃
   • 4 coppie > tetraedro irregolare
   • è presente un doppietto libero che respinge di più
2. Tetraedrica
   • Non regolare triang. triáng.
3. O tetraedrica
4. Tetraedrico storto
5. Lineare
6. Bipiramidale trigona le

ORDINE di LEGAME (OL)

OL = _legami - _antilegami / 2

• OL > 0 stabile
• OL < 0 dissociazione
• OL = 0 dissociazione

OL_H₂ = 2 - 0 / 2 = 1 legame

Può esistere la molecola H₂⁺?

Il singolo elettrone andrà

nell'orbitale a E più bassa (σ)

quindi lo ione H₂⁺

esiste

È un radicale

Ha proprietà magnetiche (S = 1/2)

OL = 1 - 0 / 2 = 0,5

OL = 2 - 2 / 2 = 0 => gli atomi tendono a dissociarsi

OL = 2 - 1 / 2 = 0,5 quindi He₂⁺, pur

essendo un gas nobile

può interagire con altre

molecole

La molecola H₂O a causa dei legami H molto forti ha caratteristiche particolari (bassa volatilità, calore specifico abbastanza alto,...)

Polarità delle molecole

In una molecola polare gli e^- si accumulano verso un'estremità determinando una parziale carica negativa, lasciando all'altra estremità una parziale carica positiva → momento di dipolo

Esempi:

• N₂O_H → Polare
• PF₅ → Non polare, i vettori si annullano tra loro
• PF₄Ce
  • Sull'asse Z i vettori si annullano
  • F → Il fluoro è più elettronegativo
• PF₃Ce₂
  • I vettori si annullano lungo l'asse Z, ma non sul piano equatoriale → Polare
  • Ce → P → F → Apolare
• NH₃
  • I vettori di H si annullano ma rimane il doppietto elettronico → Polare
• BF₃ → Apolare