i legami chimici

Didascalia alternativa:

non metallo si incontrano → metallo cede e NON acquista (n. elettroni coinvolti tale che ci sia bilanciamento cariche elettroni del guscio di valenza solidi a temperatura ambiente e con reticolo cristallino ↳ dovuto all'attrazione fra ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano → spiega la buona conducibilità dei metalli H + Ĥ → H: H 0 H-H LEGAME COVALENTE ↳ elettroni condivisi⇒ si forma quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni ↓ si può rappresentare con i simboli di Lewis ⇒ formula di struttura si possono condividere anche due o tre coppie di elettroni = LEGAMI MULTIPLI (maggiore energia per spezzarli) LEGAME COVALENTE DATIVO (→) H H:N: H + H+ H H:N: → H+ H ammoniaca ione idrogeno ione ammonio → la coppia di elettroni comuni è fornita da uno solo degli atomi partecipanti al legame I se un atomo ha raggiunto l'ottetto e ha delle coppie di elettroni libere può ancora fare da donatore per altri atomi e far sì che anch'essi raggiungano l'ottetto + → responsabile dei complessi o composti di coordinazione [= quando un metallo, o uno ione metallico, viene circondato da atomi donatori di elettroni, appartenenti a molecole o ioni negativi] ELETTRONEGATIVITA' E I LEGAMI covalente puro covalente POLARE → formazione del dipolo (un atomo diventa parzialmente + e l'altro parzialmente -) 8+ puro ionico ↳ maggiore è la differenza di elettronegatività ▲, maggiore è la polarità del legame </= 0.4 ↳se non metalli uguali se diversa e → polare 3. metallo + non metallo = legame ionico 8- come si legano i vari elementi? 1. metallo + metallo = legame metallico 2. non metallo + non metallo = legame covalente → puro 0.4<e </= 1.9 polare >1.9 ionico LEWIS 1. stabilire l'atomo centrale di solito quello meno elettronegativo 2. contare gli elettroni di valenza degli atomi coinvolti 3. mettere una coppia di e- tra ogni coppia di atomi legati 4. completare gli ottetti degli atomi intorno 5. disporre gli e- rimanenti dell'atomo centrale 6. se l'atomo centrale non ha raggiunto l'ottetto creare i legami multipli 7. contare gli elettroni di valenza per ogni atomo e assicurarsi di aver messo il giusto numero di legami FORMA DELLE MOLECOLE (come gli atomi che le formano si dispongono nello spazio) ⇓ lunghezza di legame + angolo di legame distanza che intercorre tra i nuclei dei > due atomi uniti da un legame covalente 2 coppie elettroniche →→ LINEARE con 180° (BeH2) • 3 coppie →→ TRIANGOLARE con 120° (BH3) →se intorno agli atomi rimangono delle coppie di elettroni non condivise vengono chiamate coppie solitarie 4 coppie →→ TETRAEDRICO con 109,5° (CH4) angolo di legame 2008 www.scienzeascuola.it TEORIA VSEPR → teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza 1. la disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche appartenenti al livello di valenza che circondano l'atomo centrale 2. coppie elettroniche di uguale segno si respingono → si collocano a maggiore distanza possibile le une dalle altre • 5 coppie →→TRIANGOLARE BIPIRAMIDALE • 6 coppie → OTTAEDRICA ↳ non hanno coppie solitarie Molecola BeH₂ BH, lune. CH₁ angolo formato dagli assi che congiungono i nuclei degli atomi legati Numoro di gruppi elettronici 2 3 Struttura di Lewis Hộ Đo*H HB H H HC₂H Forma lineare triangolare planare tetraedrica Struttura geometrica H-Be-H (*-* H 310-2 Angolo di legame 180 120° 109,5 Modello 180 120 ZANIQUCLU repulsione tra due coppie elettroniche libere > repulsione libera - legame > repulsione tra due legame Tabella 11.6 Strutture di alcune molecole con coppie libere di elettroni sull'atomo centrale o con legami multipli. Molecola NO 3 CH NH₂ H₂O CO₂ → benzene Struttura di Lewis ... H:N:H H H:O: H :::C::0: Forma piramidale triangolare piegata lineare Struttura geometrica H H =C: H Angolo di legame 107,3° 104,5° 180° Modello 107,3° le nuove teorie di legame limiti Lewis: non spiega il perché della forma delle molecole → teoria VSEPR che lo spiega a partire dalle formule di Lewis 104,5 IBRIDO DI RISONANZA: molecola la cui struttura reale è intermedia tra due o più possibili strutture di Lewis 0: → queste due forme= forme limite → entrambe contribuiscono alla forma però nessuna delle due è quella reale sono ibridi di risonanza anche: 502 TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB - Valence Bond) [Linus Pauling - 1930] ↳ fornisce, attraverso un modello quanto-meccanico, il motivo per cui gli elementi si uniscono a formare certe sostanze e non altre ↓ un legame covalente si forma quando una coppia di elettroni con spin opposti è condivisa per parziale sovrapposizione di due orbitali ⇓ motivo che spinge gli atomi a legarsi: possibilità di riempire orbitali esterni incompleti LEGAMI DIATOMICI LEGAME O →la distribuzione elettronica è concentrata lungo l'asse di legame ed è disposta in modo simmetrico rispetto ad esso [i due atomi sono legati tramite la sovrapposizione dei loro orbitali lungo l'asse che collega i nuclei] LEGAME T →la distribuzione elettronica è concentrata in due zone situate da parti opposte rispetto all'asse di legame [quando c'è già il sigma arriva il pi greco] TITT sovrapposizione H..H stato fondamentale ORBITALI IBRIDI [orbitali a metà tra s e p] carbonio → gli orbitali atomici più esterni possono mescolarsi per formare tre tipi di orbitali ibridi stato fondamentale sp → + 3 sp³- →in tutti i composti in cui forma 4 legami singoli con altri 4 atomi (es. CH4) ogni legame singolo è un legame o ogni legame doppio è costituito da o + ogni legame triplo è costituito da σ + 2 л Head-on overlap -a o bond stato eccitato Sovrapposizione laterale Legame # stato eccitato 2 quando è legato ad altri tre atomi e c'è anche il legame doppio (es C2H4) sp → $B=1s 2s 2p 2p 2pº ibridazione sp ibridazione sp² quando è legato ad altri due atomi e c'è il legame triplo (es. C2H2) Be=1s 2s 2p 2p 2p TI stato fondamentale stato eccitato Geometria Ibridazione un legame pi greco si forma per sovrapposizione degli orbitali p non ibridati se c'è un legame multiplo gli atomi avranno ibridazione sp o sp2 Natura dei legami Numero orbitali p non ibridati esempio Tabella 12.2 Orbitali del carbonio nei diversi stati di ibridazione e natura dei legami che esso forma quando si combina con altri atomi. Ibrido sp³ Ibrido sp² Ibrido sp sp³ sp³ 11 sp³ ibridazione sp 4 legami o O legami metano 109,5° tetraedrica 1111 sp3 sp sp² P₂ 111 sp² sp² triangolare planare sp² forze dipolo-dipolo forze di London legami a idrogeno 3 legami o 1 legami T 1 etene 120° P₂ sp 11 sp P₂ sp lineare Px Py Pz 2 legami o 2 legami T 2 etino ATTRAZIONI TRA LE MOLECOLE forze molecolari → forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra di loro. Tra le molecole c'è spazio vuoto POLARITA' DELLE MOLECOLE dipende anche dalla sua geometria, cioè dalla disposizione nello spazio dei suoi legami 1- molecole formate da elementi e atomi uguali sono sempre non polari perchè c'è sempre legame puro 2- molecole biatomiche sempre polari perchè c'è sempre differenza di elettronegatività e quindi distribuzione asimmetrica delle cariche legame covalente polare → dipolo elettrico = sistema con due poli elettrici di carica parziale q opposta e separati da una distanza d ↓ caratterizzato dal suo momento dipolare (tanto maggiore quanto maggiori qe d) ↳unità di misura debye (D) e misurato sperimentalmente molecola polare somma dei momenti dipolari di tutti i suoi legami diversa da o [cloroformio e acqua diversi da o] [diossido di carbonio e tetracloruro di carbonio = 0] molecole semplici → sono non polari solo le molecole che hanno l'atomo centrale legato a gruppi uguali e che non presenta coppie di legame libere polarità della molecola influisce anche sulla solubilità [simile scioglie il simile] • i solventi non polari sciolgono composti formati da molecole non polari • i solventi polari sciolgono composti formati da molecole polari i liquidi e i solidi dipendono dall'intensità delle forze che tengono unite le molecole le forze DIPOLO - DIPOLO sono forze di attrazione tra dipoli [sono deboli, di natura elettrostatica, a corto raggio] le molecole polari hanno dipoli molecolari permanenti che tendono ad orientarsi in modo che la propria estremità positiva si avvicini a quella negativa del dipolo adiacente stabilendo così dei legami elettrostatici ↓ forze dipolo-dipolo [legami di natura elettrostatica tra dipoli permanenti] le molecole apolari non hanno dipoli, però, a causa del movimento caotico degli elettroni, ci possono essere degli sbilanciamenti di cariche elettriche che formano un dipolo temporaneo che polarizza le molecole vicine esercitando su di esse una forza di attrazione ↓ forze di LONDON [dovute all'attrazione tra i dipoli temporanei di molecole vicine] i legami elettrostatici tra entrambi i tipi di dipoli sono chiamati forze di VAN DER WAALS - decrescono all'aumentare della distanza delle molecole - aumentano all'aumentare delle dimensioni e della massa delle molecole tra le forze dipolo - dipolo => LEGAMI A IDROGENO [= forza attrattiva che si stabilisce tra molecole che contengono un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia di elettroni libera (N, O, F)] massima espressione nell'acqua requisiti molecola: H8+ 8+ Ho H8+ 0& legame a idrogeno 48₂ legame a idrogeno 0& WWW.ANDREAMININI.ORG ↳i tre atomi coinvolti sulla stessa linea [spiegato perchè ghiaccio galleggia e geometria delle molecole] 1. avere un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo e molto elettronegativo 2. l'atomo piccolo e molto e- deve avere almeno una coppia elettronica libera il legame a idrogeno è la più forte forza attrattiva tra molecole → aumenta nettamente i punti di ebollizione perchè necessitano di moltiiisima energia per essere spezzati FORZE DI LEGAME = energia necessaria per rompere il legame unità di misura = eV (elettronvolt) se un legame solo kilojoule (kJ) se una mole SOLUZIONI [solvente + soluto] → miscugli omogenei molecole di solvente circondano il soluto => solvatazione (se solvente è acqua → idratazione) diversi tipi di composti - composti molecolari polari non ionizzabili [come lo zucchero che nonostante si disciolga nell'acqua non conduce perchè dalla rottura del suo legame non si formano ioni] - composti molecolari polari ionizzabili [il dipolo dell'acqua rompe il legame covalente polare tramite il processo di ionizzazione liberando così ioni capaci di condurre] - composti ionici [le molecole dell'acqua separano gli ioni di carica opposta tramite un processo di dissociazione e quindi conducono] i composti che in acqua formano ioni (idratati perché circondati dalle molecole d'acqua) vengono chiamati ELETTROLITI (= sostanza che rende elettricamente conduttrice la soluzione acquosa in cui è disciolto)