GENERALITA’ SUI LEGAMI CHIMICI
Legame ionico
Legami forti
Legami
Legame covalente
Legame metallico
Legami deboli
1
Regola dell’“ottetto” (Lewis, 1916)
Lewis:
Lewis rappresentazione elettroni di valenza con punti posti ai lati del simbolo
chimico dell’atomo
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Gli atomi si legano ad altri atomi acquistando, perdendo, mettendo in
comune elettroni per assumere negli orbitali esterni una struttura ad ottetto
III
IV V VI VII
Li Be B
C N O F
Na Mg Al
Si P
I
He
Ne
Ar
-1e
-2e
II
S Cl
K Ca Ga
Ge As Se Br
Kr
Rb Sr In
Sn Sb Te I
Xe
Cs Ba Tl
Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra Fr
-3e
4e
3e
2e
1e
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
Il legame ionico
Na
Cl
Na+
Cl−
[Ne]3s1
[Ne]3s23p5
[Ne]
[Ne]3s23p6
legame ionico: completo trasferimento
di elettone/i da un atomo (metallo M)
all’altro (non metallo X)
formazione
di ioni
attrazione elettrostatica tra
gli ioni con formazione di un reticolo
cristallino solido
Na + Cl
Favorito da:
+
−
[Na] [ Cl ]
per M
bassa affinità elettronica
per X
elevata affinità elettronica
3
−
E
1s
1s
+
+
−
interazioni repulsive
interazioni attrative
energia di
legame
0
rm
r
4
Legame covalente
H + H = H H
H
H
H2
Cl + Cl = Cl Cl
Cl
Cl
Cl2
H + Cl = H Cl
H
Cl
HCl
5
O + O = O O
O
O
O2
N + N = N N
N
N
N2
6
H
H
C
H
C
C2H4
H
H
2 C + 4H =
H
H
C C
H
7
Direzionalità del legame covalente
Il numero di coppie di elettroni (sia di legame, sia di non legame) del guscio
elettronico di valenza influenza la direzione dei legami covalenti.
Secondo teoria VSEPR (valence shell electron pair repulsion) i doppietti elettronici
si dispongono in modo da minimizzare le repulsioni elettrostatiche
180°
180°
Cl Be Cl
O
C
O
180°
H C C H
Cl
Cl
B
Cl
Cl
120°
Sn
Cl
120°
8
H
H
C
H
H
H
N
H
109°28’
H
107°
O
H
H
104,5°
9
Elettronegatività
Misura la capacità di un atomo in una molecola ad attrarre gli elettroni di
legame
δ+
δ−
H
F
4
Elettronegatività (eV)
Cl
Cl
Br
3
I
At
H
2
Fr
1
Li
Na
K
Cs
Rb
0
0
10
20
30
40
50
numero atomico Z
60
70
80
90
10
Elettronegatività (Pauling)
1
IA
1
H
2,1
3
aumenta
2
IIA
fino a 1
2,0-2,9
1,5-1,9
3,0-4
4
Li Be
1,0
1,5
11
12
diminuidce
Na Mg
1,2
3
IIIA
4
IVA
5
VA
6
VIA
7
VIIA
8
0,9
19
20
21
22
23
24
25
26
9
VIII
27
10
28
13
IIIB
14
IVB
15
VB
16
VIB
17
VIIB
5
6
7
8
9
B
C
N
O
F
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
13
14
15
16
17
Si
P
S
Cl
3,0
35
11
IB
12
IIB
Al
1,5
1,8
2,1
2,5
29
30
31
32
33
34
K
Ca Sc Ti
V
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0,8
1,0
1,3
1,5
1,6
1,5
1,5
1,8
1,8
1,8
1,9
1,6
1,6
1,8
2,0
2,4
2,8
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
Rb Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
0,8
1,0
55
56
1,2
Cs Ba
0,7
0,9
87
88
1,4
1,6
1,8
1,9
2,2
2,2
72
73
74
75
76
77
Hf Ta W Re Os Ir
1,3
1,5
1,7
1,9
58
59
60
61
2,2
1,9
1,7
78
79
80
I
1,7
1,8
1,9
2,1
2,5
81
82
83
84
85
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
2,2
2,2
2,2
2,4
1,9
1,8
1,9
1,9
2,0
2,2
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
Fr Ra
0,7
0,9
57
A causa
del raggio
atomico
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
1,1
1,1
1,1
1,1
1,2
1,2
1,1
1,2
1,2
1,2
1,2
1,2
1,2
1,2
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
Ac Th Pa
1,3
1,5
1,7
1,3
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
1,3
1,3
1,3
1,3
1,3
1,3
1,3
1,3
1,3
1,3
1,5
11
I legami possono avere un carattere misto ionico- covalente a seconda
dell’elettronegativita’ degli atomi che si legano.
0,0
0,5
prevale carattere ionico
covalente polare
prevale carattere covalente
covalente puro
Percentuale di carattere ionico
1,0
1,5
∆ EN
2,0
2,5
3,0
3,5
12
Molecole polari
δ+
δmomento dipolare
µ=q·d
coulomb · m (C · m) [SI]
Debye
1D = 3,33 · 10-30 C · m
molecole biatomiche omonucleari (H2, O2, F2) sono apolari
molecole biatomiche eteronucleari (HCl, NO) sono polari
molecole poliatomiche eteronucleari momento dipolare totale dipende da
somma vettoriale di singoli momenti dipolari
Per stabilire se una molecola è polare occorre tenere conto di fattori quali:
Differente elettronegatività degli atomi
Struttura spaziale della molecola
13
µ=0
Molecole apolari
BeF2
CO2
δ−
δ−
2δ+
δ−
F
Be
F
δ−
2δ+
δ−
O
C
O
F
3δ+
F
2δ+
SO2
S
δ−
NH3
N
δ−
H
F
δ−
C
H
H
H
δ−
δ−
F
H
δ−
δ−
3δ+
δ−
CH4
O
O
δ−
B
BF3
µ≠0
Molecole polari
H
δ−
4δ+
H
CH3F
δ−
δ−
δ−
C
H
H
δ−
4δ+
H
δ−
14
La polarità influenza comportamento fisico delle molecole
H
µ≠0
Cl
H
C C
cis
Cl
Cl
H
H
C C
µ=0
Cl
trans
T eb. di composto cis >T eb composto trans
15
Il carbonio
Numero atomico: 6
Configurazione elettronica teorica:
C = [He]2s22px12py1
Si trova pero’ che il Carbonio puo’ legarsi a 2, 3, 4 atomi (che possono essere altri
Carboni o atomi diversi) formando angoli di legame precisi e cristalli con proprieta’
eterogenee:
In forma pura puo’ legarsi a:
4 atomi
Æ Diamante (materiale molto duro, isolante)
3 atomi Æ Grafite (materiale molto soffice, conduttore), fullerene
Quando si lega all’idrogeno (idrocarburi), puo’ accadere che formi composti del
tipo:
CnH(2n+2) (alcani) Es. CH4, C2H6, C3H8
Cn H2n (alcheni) Es. C2H4
CnH(2n-2) (alchini) Es. C2H2
Idrocarburi ciclici (aromatici o aliciclici):Es. Benzene (C6H6)
16
Formazione del legame carboniocarbonio: legami multipli
fig.1.2: la sovrapposizione orbitalica nel doppio legame carbonio-carbonio [3].
Orbitale Molecolare = combinazione lineare degli orbitali atomici (LCAO)
17
Orbitali Ibridi
C è tetravalente: quando forma 4 legami uguali, ciò non è spiegabile con la
struttura:
C = [He]2s22px12py1
H 2O
Ci sono solo 2 elettroni spaiati
Y
angolo reale molecola H2O = 104,5°
O = [He]2s22px22py12pz1
H = 1s1
X
Nelle molecole e negli ioni poliatomici gli
elettroni occupano orbitali diversi da
quelli atomici
orbitali ibridi
90°
18
Ibridizzazione sp: BeH2
H = 1s1
Be = [He]2s2
2s
2px
2py
2pz
sp
sp
E
2p
180°
2p
2sp
2s
s
sp
sp
AB2: lineare
s
stato
fondamentale
Ibrido sp
19
Ibridizzazione degli orbitali: sp2
Orbitale ibrido sp2
Vista dall’alto
Vista laterale
fig.1.1: un atomo di carbonio ibridizzato sp2 [3].
20
Ibridizzazione sp3: CH4
H = 1s1
C = [He]2s22p2
2s
109°28’
2px
2py
2pz
E
2p
sp3
2s
stato
fondamentale
AB4: tetraedrica
Ibrido sp3
21
Ibridizzazione sp3: H2O
E
2p
sp3
2s
104°28’
stato
fondamentale
Ibrido sp3
AX2B2: tetraedrica
22
E
2p
2p
2p
sp
sp2
sp3
2s
stato
fondamentale
Esempi:
Ibrido sp
Ibrido
sp2
Ibrido sp3
c c
c c
c
1σ
2π
120 pm
1σ
1π
134 pm
1σ
154 pm
C2H2
C2H4
CH4
23
orbitali
ibridi
orbitali
atomici
impiegati
n°orbitali
ibridi
geometria
angolo
orbitali
atomici non
utilizzati
sp
1s, 1p
2
lineare
180°
2p
sp2
1s, 2p
3
planare
trigonale
120°
1p
sp3
1s, 3p
4
tetraedrica
109,28°
_
dsp3
1s, 3p, 1d
5
bipiramidale
trigonale
90°, 120°
4d
d2sp3
1s, 3p, 2d
6
ottaedrica
90°, 90°
3d
24
legame π
Ibridazione
sp2
H
H
C
C
H
H
legame σ
legame σ
H
H
C
H
C
H
H
C
H
H
C H
25
legame π
legame π
H
C
C
Ibridazione
sp
H
legame σ
legame σ
H
C
C
H
H
C
C
H
26
Effetto dei sostituenti sugli angoli di legame
Cl δ−
H
C
H
C
H
H 109°28'
CH4
Cl
δ+
δ+
δ−
H
H
H 110°30’
C
H
Cl
H
CH3Cl
112°
CH2Cl2
N
H
δ−
O
H
H 107°
NH3
H
104°5' H
H2O
27
Risonanza
H
C6H6
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
H
C
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
H
Molecola reale: rappresentata da entrambe le strutture: ibrido di risonanza tra
le varie formule di struttura indicate come formule limite.
limite
formula
limite
formula
limite
molecola
reale
28
H
C6H6
H
C
C
C
C
C
H
H
H
C
H
C
C
C
C
C
C
H
-1
O
-1
O
P
-1
O
O
C
N
C
O
PO43−
O
H
C
C
C
C
-1
-1
O
P
-1
O
O
H
H
H
-1
-2
O
N
O
N
H
C
H
-1
NCO−
C
H
H
-1
+1
C
O
H
H
H
-1
O
-1
-1
O
P
-1
O
O
-1
O
P
O
O
29