Il legame chimico
Configurazione degli elettroni diversa ed energeticamente più favorevole di quella degli
atomi isolati?
Ionico (traferimento di e-)
legame chimico
Covalente (condivisione di e-)
legame ionico
e-
EI bassa
AE elevata
Attrazione elettrostatica
Legame ionico
Na( g )
 Na(g )  e
Cl( g )  e  Cl(g )
Na(g )
 Cl(g )
Na( g )  Cl( g )

EI
494,0 kj  mol 1
AE
 368,0 kj  mol 1

 ( Na Cl )( g )
 ( Na Cl  )( g )
Ecoul
 584,0 kj  mol 1
 458,0 kj  mol 1
E reticolare!
MA
Na( s )

Na( g )
Na( g )  Na(g )  e EI
1
Eatom
Cl2( g )  Cl( g )
2
Cl( g )  e  Cl(g ) AE
Na(g )  Cl(g )
108,8 kj  mol 1
E sub
494,0 kj  mol 1
119,7 kj  mol 1
 368,0 kj  mol 1
 ( Na Cl  )( s ) Eret  786,6 kj  mol 1
1
Na( s )  Cl2( g )
2
 ( Na Cl  )( s )
 432,1 kj  mol 1
Legame covalente
Energia di legame
Lunghezza del legame
Modello di Lewis
Guscio di valenza:
pieno
non pieno
→
→
stabilità
reattività
Regola dell’ottetto:
4 coppie di e- condivise
e/o solitarie = STABILITA’
EI ed AE molto diversi:
EI ed AE simili:
trasferimento elettronico → legame ionico
condivisione di elettroni → legame covalente
MA eccezioni alla regola dell’ottetto:
molecole con numero dispari di e- ?
es. NO
molecole con carenza di e ?
es. BF3
molecole con espansione del guscio di valenza ? es. SF6
Dagli orbitali atomici agli orbitali molecolari
Descriviamo il modello classico del legame covalente, basato sulla
condivisione degli elettroni, con la Meccanica Quantistica
Teoria del legame di valenza (VB)
Teoria degli orbitali molecolari (MO)
descrive la coppia di elettroni
condivisa e localizzata
tra due nuclei impegnati nel
legame
con un orbitale molecolare
bielettronico
descrive tutti gli elettroni
di una molecola distribuiti
su orbitali molecolari
e delocalizzati
su tutta la molecola
Geometrie
HA : HB con
ψA1 e ψB2
Ψcov = ψA1ψB2 + ψA2ψB1 + ψA1 ψA2 + ψB1ψB2
covalente
ionico
Legami multipli coniugati
Reattività di specie radicaliche
Paramagnetismo
Legame metallico
Ricordiamo che stiamo descrivendo la particella «elettrone» in termini ondulatori
la sovrapposizione di due orbitali dà luogo a interferenze
Sovrapposizione
frontale:
orbitali molecolari σ
simmetria cilindrica rispetto all’asse
internucleare
max densità lungo l’asse internucleare
Legame σ
Sovrapposizione
Laterale:
orbitali molecolari π
max sovrapposizione possibile
legame fortemente direzionale
1° legame tra due nuclei
energia di legame
NO simmetria cilindrica
max densità ai lati dell’asse internucleare
Legame π
legame successivo al 1°
energia di legame minore MA
rafforza e «blocca» il legame σ
HCl
Cl2
σ
π
π
N2
permesse
proibite
Molecole poliatomiche
La teoria del VB descrive ogni legame singolarmente:
le coppie di elettroni condivise sono “localizzate” tra
i due nuclei interessati al legame
COME SONO FATTE LE MOLECOLE?
coppie di elettroni = zone ad elevata densità elettronica
Forti repulsioni
Geometrie compatibili con il contenuto
energetico più favorevole
Metodo VSEPR
(Valence Shell Electron Pair Repulsion)
- Scelta atomo meno elettronegativo come atomo centrale
- Disporre i suoi elettroni del guscio di valenza spaiati e a spin parallelo
- Accoppiare gli e- (di legame bp o coppie solitarie lp)
- Contare le coppie di e- (σ-bp + lp)
- Assegnare la geometria
- Distorsione delle geometrie: lp-lp > lp-bp > bp-bp
Geometrie
molecolari
acqua
ammoniaca
Distorsione delle geometrie
Distorsione delle
geometrie