LEGAMI CHIMICI
Perché gli atomi si legano?
Tutti gli elementi (tranne i gas nobili!) tendono a raggiungere uno
stato di
Minima Energia = Massima stabilità
Tale stato consiste nel raggiungere l’ottetto elettronico: 8 elettroni
negli orbitali del livello energetico più esterno
Modo per raggiungere tale stato: LEGARSI fra di loro
1) Cedendo o acquistando elettroni
2) Mettendo elettroni in compartecipazione
LEGAMI FORTI (Fra ATOMI):
1. IONICO
2. COVALENTE: Teoria di Lewis
Teoria del Legame di Valenza
Teoria degli Orbitali Molecolari
3. METALLICO: Teoria delle bande
LEGAMI DEBOLI (Fra Molecole):
1. Interazioni a Idrogeno
2. Interazioni dipolo-dipolo
3. Forze di Van der Waals
Caratteristiche generali dei legami fra Atomi
Energia o forza di legame:
Energia necessaria a rompere un legame (KJ/mol)
AB (g)
A (g) + B (g)
I legami possono essere singoli, doppi, tripli.
Le rispettive energie aumentano con l’aumentare del loro numero in una
molecola
Distanza di legame:
o
Distanza fra i nuclei degli atomi costituenti il legame (A)
Legami semplici più lunghi di legami doppi più lunghi di
legami tripli
Ordine di legame
E’ uguale al numero di coppie di elettroni di legame
condivise fra due atomi.
C-C
Legame singolo
1,54 Å
C=C
Legame doppio
1,34 Å
CC
Legame triplo
1,20 Å
La distanza di legame in genere diminuisce all’aumentare
dell’ordine di legame
LEGAME IONICO
Si instaura SEMPRE fra METALLI e NON METALLI o, in generale, fra
Atomi con ALTA differenza di elettronegatività
Consiste nel trasferimento di uno o più elettroni da un atomo a bassa
Energia di Ionizzazione (METALLO) ad uno ad alta Affinità Elettronica
(NON METALLO)
Si ha formazione di uno ione positivo (Catione) e uno negativo
(Anione)
La forza che tiene uniti i due ioni che costituiscono la molecola a
legame ionico è di natura ELETTROSTATICA (Attrazione fra cariche
di segno opposto)
Composto ionico: NaCl (Cloruro di Sodio)
Configurazioni elettroniche degli elementi allo stato fondamentale:
Na = [Ne] 3s1
Cl = [Ne] 3s2 3p5
Formazione di NaCl
Na (I Gruppo; Metallo; Bassa Energia di Ionizzazione; Bassa Elettronegatività)
Perde un elettrone e diventa Na+ (catione) con configurazione elettronica [Ne]: STABILE!
Cl (VII Gruppo; Non Metallo, Alta affinità Elettronica; Alta Elettronegatività)
Acquista un elettrone dal Na e diventa Cl- (anione) con configurazione elettronica
[Ne] 3s2 3p6 = [Ar] STABILE!
Analisi del processo di formazione di NaCl (s) da un punto di
vista energetico
Na (s)
Na (g)
Na+ (g) + e-
Na (g)
Cl2 (g)
2Cl (g)
Cl (g) + eNa+ (g) + Cl- (g)
En. Sublimazione >0 (DE1)
En. Di Ionizzazione >0 (DE2)
En. Di legame >0
(DE3)
Cl- (g)
Affinità Elettronica <0 (DE4)
NaCl (s)
Energia Reticolare << 0 (DE5)
DE processo: DE1 + DE2 + DE3 + DE4 + DE5 < 0
PROCESSO FAVORITO!
Struttura del solido NaCl
Il reticolo più stabile per un solido ionico è quello in cui
– Ciascuno ione è circondato dal numero massimo di
ioni di segno opposto. Questo rende massime le
interazioni attrattive
– Gli ioni di stessa carica sono sufficientemente lontani
cosicché le interazioni repulsive vengono minimizzate
LEGAME COVALENTE
Fra NON Metalli uguali : Elettronegatività uguale
Legame covalente PURO o OMEOPOLARE
Fra NON Metalli differenti e Fra NON Metalli e Idrogeno : Bassa differenza
di Elettronegatività
Legame covalente POLARE o ETEROPOLARE
Minimo Energetico:
EL = Energia di Legame
dL = Distanza di Legame
ELETTRONI DI VALENZA
•
Gli elettroni più esterni di un atomo che sono coinvolti in un legame
sono chiamati elettroni di valenza. Gli elettroni del nocciolo interno non
vengono coinvolti nel legame.
•
Il numero degli elettroni di valenza corrisponde al numero del gruppo.
•
n è il numero del periodo
– Per gli elementi nel blocco s (gruppi 1 e 2): nsx (x = 1, gruppo 1; x =
2, gruppo 2)
– Per gli elementi nel blocco p (gruppi 3-8): ns2npx (x = 1 gruppo 3; x
= 6, Gruppo 8)
– Per gli elementi nel blocco d (Transizione): ns2(n-1)dx (x = 1-10)
Strutture di Lewis: notazione a punti
Gli elementi si combinano fra di loro tramite legami chimici cui sono
interessati SOLO gli elettroni di valenza
Il n° di e- di valenza per ogni atomo si deduce dalla Tavola Periodica
Ogni e- viene indicato con un punto vicino al simbolo dell’elemento
I primi 4 e- (punti) vanno scritti ai 4 lati del simbolo dell’elemento, ogni ulteriore
e- viene abbinato a uno dei precedenti
Nel caso di cationi o anioni si tolgono o aggiungono tante cariche, dall’atomo
neutro, dipendentemente dalla carica dello ione
n° e- valenza
1
1
2
2
3
3
4
4
5
5
6
6
7
7
Simbolo Lewis
H .
. Be
.
. B .
.
. C .
.
.
. P :
.
.
: O :
.
.
: Cl
.. :
.
GRUPPO
..
8
8
: Ne :
..
Regole per scrivere le strutture di Lewis
1) Contare il n° di e- (puntini) che devono comparire, sommando gli e- di
valenza degli atomi. Nel caso di cationi o anioni si tolgono o aggiungono
tante cariche, dall’atomo neutro, dipendentemente dalla carica dello ione
2) Disporre gli atomi sul foglio. L’atomo centrale è quasi sempre il 1° a
essere scritto nella formula.
3) Legare gli atomi con legami singoli (linee : 2 e-) sottraendo al n° originario di
e- 2 per ogni legame
4) Le coppie di e- in esubero possono essere usate a formare legami doppi o tripli
5) Risistemare i rimanenti e- come puntini (coppie solitarie) in modo che ogni
atomo raggiunga l’ottetto
6) Gli atomi di H si trovano sempre in posizione terminale
7) Gli atomi di C formano sempre 4 legami
8) Negli acidi ossigenati HxYyOz il Non metallo (Y) si trova in posizione
centrale,
circondato da atomi di O a cui sono legati gli H (terminali)
Esempi…
Come prevedere le geometrie molecolari…
Effetto di una coppia solitaria di non legame: struttura piegata
Risonanza
Abbiamo finora assunto che gli elettroni di legame siano
localizzati tra due atomi.
In alcuni casi ciò non è però possibile. Ad esempio per
l'ozono si possono scrivere due formule di Lewis del tutto
equivalenti.
O
O
A
+
O
-
-
O
O
+
O
B
Sperimentalmente si trova che i due legami O-O sono
identici per cui né la formula A né la B sono corrette.
Una delle coppie di legame dell’ozono è uniformemente
distribuita fra i due atomi di ossigeno invece di rimanere
localizzata su uno dei due legami O-O.
O
O
O
Quando, come in questo caso, una singola struttura di
Lewis non riesce a descrivere adeguatamente il legame si fa
uso di una descrizione di risonanza in cui sono
rappresentate tutte le possibili formule di Lewis.
O
O
+
O
-
-
O
O
+
O
Queste formule vengono chiamate formule di risonanza o
ibridi di risonanza e separate da doppie frecce. Nessuna di
esse ha però significato fisico reale da sola
Ione nitrito NO2-
O
N
O
-
-
O
N
O
Ione carbonato CO32-
-
O
:O:
:O:
C
C
O-
O
:O:
O
-
-
O
C
O