I legami chimici e la nomenclatura

Didascalia alternativa:

l'energia potenziale della molecola risultante della loro unione. La regola dell'ottetto di stabilità afferma che un atomo è stabile quando possiede l'ottetto elettronico (ossia la configurazione s²pº) nel livello energetico più esterno (o livello di valenza). Per poter raggiungere questa situazione ideali gli atomi possono seguire due strade: 1. Cedere uno o più elettroni a un altro atomo o acquistare uno o più elettroni da un altro atomo: i due atomi coinvolti nello scambio di elettroni si trasformano in ionio di carica opposta e tra essi si forma un legame ionico. 2. Condividere uno o più elettroni di valenza con un altro atomo: in questo caso si forma un legame covalente per ogni coppia di elettroni che viene condivisa. La notazione di Lewis (o diagramma a punti) è una simbologia che permette di rappresentare l'elemento con i suoi elettroni più esterni. Gli elettroni sono raffigurati da punti disposti intorno al simbolo dell'elemento chimico a cui appartengono. Quando gli elettroni di valenza sono più di quattro, essi vengono disegnati a coppie. Queste ultime rappresentano i doppietti elettronici presenti negli orbitali quando sono completi. Il legame covalente si forma quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni (le coppie di legame). Nel primo caso il legame è semplice, negli altri doppio o triplo. Se gli atomi che si legano condividono una sola coppia di elettroni allora si ha un legame semplice (o singolo). Definendo ordine di legame il numero dei doppietti elettronici in comune, in questi casi l'ordine di legame è 1. Se gli atomi condividono due coppie di elettroni si ha un legame doppio e l'ordine di legame è 2. Se gli atomi condividono tre coppie di elettroni si ha un legame triplo e l'ordine di legame è 3. Il legame covalente puro, detto anche apolare o omopolare, si forma tra atomi con la stessa elettronegatività, o con valori di elettronegatività molto vicini. Esso è caratteristico delle molecole i cui atomi sono uguali e hanno una differenza di elettronegatività nulla (molecole biatomiche→ES: Cl₂). Questo tipo di legame produce una molecola non polare, ovvero una molecola in cui la nuvola elettronica si distribuisce equamente tra i nuclei. Il legame covalente polare si forma tra due atomi aventi valori di elettronegatività diversi, la cui differenza tuttavia non superi il valore di 1,9. Esso è caratterizzato da molecole i cui atomi appartengono ad elementi diversi che presentano una diversa forza di attrazione sugli elettroni di legame e hanno una differenza di elettronegatività che non supera 1,9 (ES: HCI). In questo tipo di legame la nube elettronica che costituisce il legame covalente risulta spostata verso l'atomo più elettronegativo, per cui si ha una molecola polare. Nel legame covalente dativo la coppia di elettroni in compartecipazione proviene da un solo atomo, il donatore (o datore), mentre il secondo atomo, l'accettore, mette a disposizione un orbitale vuoto in cui gli elettroni possano muoversi. Il legame dativo spesso si forma tra due atomi non appartenenti alla stessa molecola: in questo caso è detto legame di coordinazione. Il legame covalente dativo viene rappresentato con una freccia che parte dall'atomo datore De arriva all'atomo accettore A: D-A (ES: NH3). Il legame ionico si stabilisce per attrazione elettrostatica tra uno ione positivo e uno negativo e si forma tra atomi con differenza di elettronegatività elevata, superiore a 1,9. Al crescere della differenza di elettronegatività tra i due atomi che formano il legame, le caratteristiche del legame variano gradualmente e aumenta la percentuale di ionicità del legame stesso. Il legame ionico avviene soprattutto tra gli elementi del I e II gruppo A, e VI e VII gruppo A, poiché la differenza di elettronegatività è quasi sempre maggiore di 1,9. ESEMPIO →→ NaCl Il sodio ha un solo elettrone nello strato esterno. Cedendolo, si trasforma in ione positivo, Na*. Il cloro ha 7 elettroni nello strato esterno. Acquistandone uno, si trasforma in ione negativo, CI. Per cui, secondo la legge di Coulomb, tra questi ioni di cariche opposte avviene un'attrazione di tipo elettrico che causa la formazione del legame ionico. Il legame metallico è caratterizzato dalla presenza di ioni positivi immersi in un mare di elettroni liberi di muoversi in tutto il reticolo cristallino. Gli atomi metallici, a causa della loro bassa energia di ionizzazione, si trasformano tutti in ioni positivi, perdendo così tutti gli elettroni esterni: questi elettroni, liberi di muoversi in tutto il cristallo, creano uno schermo tra i nuclei che ne impedisce la reciproca repulsione. Alcune delle proprietà metalliche (come la conducibilità elettrica e quella termica) dipendono dalla libertà di movimento degli elettroni: se colleghiamo un pezzo di metallo a un generatore di corrente, i suoi elettroni si mettono in movimento ordinatamente formando una corrente elettrica ; se scaldiamo la parte esterna di un pezzo di metallo, i suoi elettroni acquistano energia cinetica e la trasportano verso le zone con minore energia, in modo che tutto il pezzo di metallo diventi presto omogeneamente caldo. Inoltre, altre caratteristiche dei metalli sono il fatto che hanno una struttura cristallina e allo stato fondamentale sono tutti solidi (tranne il mercurio). La teoria VSEPR ("repulsione delle coppie di elettroni nel livello di valenza") afferma che le coppie di elettroni di valenza disposte intorno all'atomo centrale, avendo carica uguale, si respingono a vicenda e tendono a collocarsi alla massima distanza angolare possibile tra loro. *vedi sul foglio La teoria del legame di valenza asserisce che: Un legame covalente si forma grazie alla sovrapposizione parziale degli orbitali degli atomi contraenti, che provoca l'aumento della densità elettronica nella zona interposta tra i due nuclei, con conseguente riduzione della loro reciproca repulsione; ● ● ● A formare i legami sono gli orbitali semicompleti, che contengono un elettrone spaiato (o singoletto), al fine di saturarsi (riempirsi) con una coppia di elettroni condivisi, con spin antiparallelo; Esistono due tipi fondamentali di sovrapposizione, detti teta e pigreco; La forza del legame è tanto maggiore quanto più ampia è la sovrapposizione degli orbitali. IBRIDAZIONE Gli elettroni possono passare dallo stato fondamentale ad uno stato eccitato acquistando energia dall'esterno. In alcuni casi, i doppietti si separano e qualche elettrone va a occupare singolarmente un orbitale di energia più elevata. Così si aggiunge anche una modificazione degli orbitali, la vera e propria ibridazione. IBRIDAZIONE SP (BeF₂) L’atomo di berillio, prima di effettuare legami con gli atomi di fluoro, promuove un elettrone da 2s a 2p, in modo da avere due elettroni spaiati. Contemporaneamente, gli orbitali s e px semicompleti si mescolano e producono due orbitali ibridi sp che hanno una forma intermedia tra s e p. IBRIDAZIONE SP² (BF3) L'atomo di boro, prima di effettuare legami con gli atomi di fluoro, porta un elettrone da 2s a 2p, in modo da avere tre elettroni spaiati. Intanto gli orbitali s, px e py semicompleti si mescolano e formano tre orbitali ibridi sp² degeneri che hanno una forma intermedia tra s e p. IBRIDAZIONE SP³ (CH4) L'atomo di carbonio, prima di effettuare i legami con l'idrogeno, sposta un elettrone da 2s a 2p, così da avere 4 elettroni spaiati. Nel frattempo gli orbitali s, px, py e pz semicompleti producono quattro orbitali ibridi sp³ degeneri che hanno una forma intermedia tra s e p. La valenza di un elemento è il numero di elettroni che esso cede, acquista o mette in comune per formare legami con altri elementi. Il numero di ossidazione è la carica elettrica formale di un atomo in un composto e si determina attribuendo gli elettroni di legame all'elemento più elettronegativo, come se tutti i legami fossero di tipo ionico. ● NOMENCLATURA OSSIGENO+METALLO (FeO OSSIDO FERROSO) TRAD. OSSIDI BASICI (-OSO PER MINORI, -ICO PER MAGGIORI) IUPAC OSSIDI OSSIGENO+NON METALLO (CO ANIDRIDE CARBONIOSA) TRAD. ANIDRIDI (-IPO..., -...OSA, ...ICA, -PER... ) IUPAC OSSIDI ● IDROGENO+METALLO (SnH₂ IDRURO STANNOSO) Prima H e poi metallo TRAD. IDRURI (-OSO PER MINORI, -ICO PER MAGGIORI) IUPAC IDRURI IDROGENO+NON METALLO (HCI ACIDO CLORIDRICO) Prima non metallo e poi H TRAD. ACIDI BINARI (-OSO PER MINORI, -ICO PER MAGGIORI) IUPAC ACIDI BINARI (PRIMA NON METALLO CON-URO DI IDROGENO) METALLO + OH (Fe (OH)2 IDROSSIDO FERROSO) TRAD. E IUPAC. IDROSSIDI NON METALLO + OH (H₂SO4) TRAD. E IUPAC OSSOACIDI NON METALLO+METALLO+OSSIGENO TRAD. SALI TERNARI