Legami chimici e ibridazione

LEGAME CHIMICO

Legami intramolecolari

Gli atomi di quasi tutti gli elementi, a parte i gas nobili, non si trovano mai liberi in natura ma

sempre legati ad altri atomi per formare molecole o aggregati cristallini.

Il legame chimico rappresenta le forze di attrazione che legano stabilmente gli atomi nelle

molecole dei composti molecolari e gli ioni negli aggregati cristallini dei composti ionici. Il legame

chimico si forma perché l’energia del sistema molecola è inferiore all’energia dei due atomi isolati.

molecola aggregato di atomi uguali o diversi tra loro uniti da legami chimici



Energia di legame quantità di energia che mi serve per rompere il legame (kj/mole o kcal/mole)

ordine di legame numero legami tra due atomi



Lunghezza di legame distanza fra nuclei due atomi che formano legame e possono avere

lunghezze diverse avvicinando nuclei

il legame interessa solo gli elettroni più esterni degli atomi: ogni atomo tende a completare gli

orbitali del livello più esterno e quindi ad avere 8 elettroni di valenza (regola dell’ottetto)

assumendo o cedendo elettroni (legame ionico) o mettendo elettroni in compartecipazione (legame

covalente).

 Legame ionico

 Legame covalente (puro e polare)

 Legame metallico



Legame ionico Il legame ionico si realizza tra un metallo e un non metallo e comporta il

trasferimento di elettroni da un atomo all’ altro.

 

I metalli tendenza a perdere un elettrone = catione

 

non metalli acquistare un elettrone = anione, quindi il metallo trasferisce uno o più dei

suoi elettroni al non metallo.

 Tra i due ioni di segno opposto si esercita una forza di attrazione elettrostatica, allo stato

solido si forma un reticolo cristallino tridimensionale in cui cationi e anioni si ripetono con

regolarità.

Esempi: NaCl (cloruro di sodio), KCl (cloruro di potassio), MgS (solfuro di magnesio)

Proprietà dei composti ionici

 In condizioni normali non formano una singola molecola, ma un intero reticolo cristallino

in cui ogni ione positivo (catione) si circonda di ioni negativi (anioni) e viceversa

(configurazione di massima stabilità energetica). Cristallo di KCl Cristallo di MgS

 I solidi ionici sono caratterizzati da alte temperature di fusione – questo perché nel corpo

del liquido gli ioni positivi e negativi non sono posizionati in maniera regolare (con relativa

minimizzazione della energia) come nel solido.

 I solidi ionici risultano facilmente solubili in solventi polari come l’acqua. configurazione

stabile, cristallina che difficilmente è variabile.

 Non sono buoni conduttori di corrente

 Reticolo cristallino= energia reticolare energia liberata quando vado a formare cristallo.

La formazione del reticolo cristallino a partire dagli ioni in fase gassosa libera energia,

emessa come calore, che prende il nome di energia reticolare

 Nei composti ionici non è possibile identificare la molecola. La scritta NaCl esprime la

formula empirica o minima, che indica la natura degli ioni presenti nel cristallo e il più

semplice rapporto tra loro espresso da numeri interi.

N.B. Si scrivono i due ioni che formano il composto mettendo a sinistra il catione e a destra

l’anione.

Il catione ha come pedice il valore assoluto della carica dell’anione.

L’anione ha pedice pari alla carica assoluta del catione.

Si semplificano dividendo entrambi per lo stesso numero.

Mg Cl Mg++ Cl- MgCl2



Legame covalente Il legame covalente si realizza tra due non metalli. Gli elettroni non

vengono ceduti da un elemento ad un altro ma vengono messi in condivisione per raggiungere la

configurazione elettronica esterna stabile a otto elettroni.

 Gli elettroni condivisi hanno un’energia potenziale più bassa rispetto agli stessi negli

atomi isolati:

 Gli atomi uniti con questo legame formano una molecola.

 I legami covalenti sono fortemente direzionali, perché l’attrazione tra due atomi legati

covalentemente è dovuta alla condivisione di una o più coppie di elettroni confinate nello

spazio tra due nuclei. Es: La molecola di ammoniaca NH3

l’azoto ha cinque elettroni esterni 2s22p3

l’idrogeno ha un elettrone esterno 1s1

si ha la formazione di tre legami in cui si mettono in comune gli elettroni spaiati

di N con l’elettrone spaiato di ciascun atomo di H

l’atomo di azoto ha intorno a sé 8 elettroni

(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)

l’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni

(acquisisce la configurazione elettronica di He)

Due atomi possono condividere più di una coppia di elettroni per raggiungere l’ottetto.

 Si parla di legame doppio quando 2 coppie di elettroni sono condivise tra due

atomi. I legami doppi sono più forti e più corti dei legami singoli.

 Si parla di legame triplo quando 3 coppie di elettroni sono condivise tra due atomi. I

legami tripli sono più forti e più corti dei legami doppi.

 Legame puro o omopolare Quando i due atomi che mettono in compartecipazione gli

elettroni sono identici, cioè hanno la stessa elettronegatività. Si forma una molecola non

polare.

Ad es. Cl2, H2.

 

Legame covalente polarizzato Quando l’elettronegatività degli atomi è diversa e si

forma una molecola polare.

Ad es. HCl, H2O.

La molecola ottenuta assume caratteristiche paragonabili a quelle di un dipolo elettrico in

cui si ha una separazione tra cariche di segno opposto + e -.

1. Se la differenza di elettronegatività è ΔE < 0,4 il legame è covalente puro.

Es. Cl2 ΔE =0

2. Se la differenza di elettronegatività è 0,4< ΔE < 1,9 il legame è covalente polare.

Es. H2O ΔE=1,4

3. Se la differenza di elettronegatività è ΔE >1,9 il legame è ionico.

Es. NaCl ΔE=2,1 Diversi

Legame dativo (legame covalente) composti chimici presentano un particolare tipo di

legame covalente in cui la coppia di elettroni di legame viene fornita da

un solo atomo= donatore

che la condivide con l’altro= accettore.



Legame dativo indicato con freccia indicando colui che ha donato.

Metalli di transizione =I metalli di transizione presentano orbitali d incompleti che possono essere

accettori di elettroni in legami dativi. Gli orbitali d non sono considerati orbitali esterni, quindi

questi elementi possono formare un numero di legami covalenti superiore a quelli consentiti

dagli

orbitali esterni. Questi composti si chiamano complessi di coordinazione.

Esempio ione Fe++ in emoglobina (6 legami di tipo dativo)

Legame metallico Il legame metallico si realizza tra atomi di metalli.

 I metalli hanno energia di ionizzazione bassa, cioè tendono a perdere elettroni, quindi

quando atomi metallici si legano tra loro a formare un solido, ciascun atomo del metallo

cede elettroni, quindi avrò dei cationi immersi in un mare di elettroni. Il modello più

semplice di questo legame viene appunto detto " mare di

elettroni".

 Tutti gli atomi nel reticolo del metallo condividono gli elettroni di valenza.

 Gli elettroni messi in comune sono delocalizzati sull’intero metallo.

Esempio: sodio metallico

La delocalizzazione degli elettroni spiega molte delle proprietà dei metalli

come:

 Capacità di condurre la corrente elettrica;

 Capacità di condurre il calore;

 Malleabilità;

 Duttilità.

I legami metallici hanno forza variabile, quindi posso avere temperature di

fusione molto diverse tra metalli diversi.

Problemi della regola dell’ottetto

È seguita solo dagli elementi del secondo periodo e quasi mai da quelli dei periodi superiori.

Non spiega la formazione del legame covalente in molecole dove gli atomi non

raggiungono o superano l’ottetto.

Un esempio di elementi che tendono a formare ottetti incompleti è il boro,

che forma composti con solo sei elettroni intorno ad esso:

Ugualmente non seguono la regola dell’ottetto molecole che hanno un numero

dispari di elettroni: NO ossido nitrico (non dovrebbe esistere ma in realtà esiste) ed è una molecola

messaggero può andare ad agire come modificare enzima (radicali liberi molecole o ioni con un

numero dispari di elettroni)

per tutti questi problemi introdotta nuova teoria:

TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB)

Un legame covalente si forma perché due orbitali atomici, con un solo elettrone tendono a

combinarsi per accoppiare il proprio elettrone. Si forma un nuovo orbitale detto orbitale molecolare.

Gli atomi formano un numero di legami pari al numero di elettroni disaccoppiati nel loro livello

energetico più esterno. Ciò avviene indipendentemente dal raggiungimento dell’ottetto, il legame

chimico si forma per saturare orbitali esterni incompleti.

In molti casi si osserva che un atomo forma un numero di legami superiore a

quello che si può prevedere dal numero di orbitali con un solo elettrone nel

guscio esterno.

La formazione di legami è un processo stabilizzante, quindi si tende a

formare quanti più legami è possibile anche creando “orbitali di legame

particolari”. Orbitali ibridi

Per formare un legame, gli atomi possono ricombinare gli orbitali atomici (s,p,d,f) per dar luogo

ad un ugual numero di orbitali atomici eccitati detti ibridi.

Questo processo è detto ibridazione.

 Gli orbitali ibridi così formati sono tutti di uguale forma ed energia.

 Gli orbitali sono orientati in modo da interferire il meno possibile fra di loro.

 Quanto più un orbitale è concentrato nella direzione del legame tanto più grande è la

sovrapposizione e quindi la forza del legame che si forma.

 Questi orbitali hanno il massimo grado di carattere direzionale.

Nei legami sempre coinvolti 4 orbitali esterni cioè orbitali s e p troviamo 3 casi

1. Ibridazione SP3 -tutti e quattro gli orbitali diventano uguali

-atomo coinvolto in un solo legame semplice

-disposti in spazio tridimensionale con angoli tra un legame e altro di 109

2. Ibridazione SP2- tre orbitali si ibridano e un orbitale p resta puro

-atomo coinvolto in un doppio legame

-disposti su un piano con angoli tra un legame e altro di 120 gradi

3. Ibridazione SP -due orbitali si ibridano e due orbitali p restano puri

-atomo coinvolto in un triplo legame

-disposti su un piano con angoli tra un legame l’altro 180 gradi

Ibridizzazione del carbonio

Nel caso del carbonio si può avere un riassetto elettronico con la possibilità

di mettere in gioco ben 4 elettroni, questo viene raggiunto rimescolando gli

elettroni del secondo livello.

Perché si formano gli orbitali ibridi?

1. La repuls