Chimica Generale
CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE
LA STRUTTURA DELLA MATERIA
- La struttura dell’atomo: il nucleo
- La struttura dell’atomo: gli elettroni
- Il legame chimico
- Le forze di interazione intermolecolari
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Il legame chimico
L'esistenza di molecole poliatomiche implica che debbano esistere interazioni
fra atomi tali da formare aggregati energeticamente stabili:
quando il guadagno di energia nella formazione di un aggregato di atomi è pari
o superiore a 40 kJ/mol si può dire che si è formato un legame chimico.
Vedremo che gli atomi si uniscono a formare molecole cedendo o acquistando
elettroni o mettendoli in comune. In base a ciò i legami si distinguono in:
Legame ionico, legame covalente (puro e polare), legame metallico
ENERGIA DI LEGAME
Nel caso di una molecola biatomica l'energia di legame è definita come l'energia
necessaria per rompere il legame - cioè è l’energia che occorre impiegare per
separare gli atomi contenuti nella molecola
es.
H2(gas) = 2 H(gas)
D(H-H)=436 kJ/mol
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molecola
Energia di legame
in kJ/mol
N2
945
O2
498
F2
460
Cl2
243
CO
1077
HI
299
Maggiore è
l’energia di
legame, più
forte è il
legame chimico.
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DISTANZA DI LEGAME: nel caso di una molecola biatomica è definita come la distanza
media fra i nuclei dei due atomi legati
termine repulsivo: per distanze molto piccole
potenziale
Uenergia
prevalgono le forze repulsive fra elettroni-elettroni e
nuclei-nuclei:l’energia aumenta bruscamente
r0
r
distanza
internucleare
termine attrattivo:
per valori grandi di
distanza internucleare,
le forze di interazione
fra gli atomi sono nulle e
l’energia potenziale di
interazione vale 0
all’avvicinarsi degli atomi si
istaurano delle forze di interazione
fra le nuvole elettroniche di un
atomo e il nucleo di un altro:
l’energia diminuisce
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molecola
Distanza di
legame (nm)
F2
0,142
N2
0,1094
NO
0,1151
CO
0,1128
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Legame ionico
Il legame ionico è un legame di natura elettrostatica che si forma
quando si combinano fra loro gli atomi di elementi aventi,
rispettivamente, un basso potenziale di ionizzazione e una affinità
elettronica molto negativa.
Es. Na (basso PI) + Cl (AE molto negativa)  NaCl
L’elemento con basso potenziale di ionizzazione trasferisce un elettrone
all’elemento con affinità elettronica molto negativa: il primo si carica
quindi positivamente, mentre il secondo si carica negativamente. A
questo punto fra i due ioni di carica opposta subentra una attrazione di
tipo elettrostatico (legge di Coulomb)
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Na
3s1
Cl
3s23p5
Na+
2s22p6
attrazione
elettrostatica
Cl3s23p6
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Consideriamo da una punto di vista energetico la formazione
di una molecola di NaCl isolata (allo stato gassoso):
1) dobbiamo spendere energia per formare Na+
Na(gas)  Na+(gas) + elettrone PI=496 kJ/mol
2) abbiamo un rilascio di energia quando da Cl passiamo a ClCl(gas) + elettrone  Cl-(gas)
AE=-350 kJ/mol
Sommando PI del sodio a AE del cloro, abbiamo un numero positivo; cioè
se non intervenissero altri fattori, la molecola di NaCl non potrebbe essere
stabile!
PI+AE= +146 kJ/mol non ci sarebbe cioè guadagno di energia
e quindi stabilizzazione
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Se considero nel bilancio energetico anche l’interazione
coulombiana fra cariche di segno opposto
U = - q2 / r
per NaCl U=-589 kJ/mol e quindi
Na(gas)  Na+(gas) + elettrone
Cl(gas) + elettrone  Cl-(gas)
Na+(gas) + Cl-(gas)  NaCl(gas)
Na(gas) + Cl(gas)  NaCl(gas)
PI=496 kJ/mol
AE=-350 kJ/mol
U=-589 kJ/mol
guadagno energetico=-443
kJ/mol
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Se anziché una molecola isolata in fase gassosa consideriamo
un reticolo monodimensionale, la stabilizzazione dovuta
all'interazione coulombiana è maggiore (U=-766 kJ/mol)
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
e nel solido tridimensionale (situazione reale) è ancora maggiore
ogni ione Na+
interagisce con sei
ioni Clogni ione Clinteragisce con sei
ioni Na+
Cl-
Cl-
Cl-
ClNa+
Cl-
Cl-
ClCl-
i composti ionici sono
sempre solidi
nelle normali condizioni
di temperatura e pressione
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Cristallo di KCl
K
Cl
K+
Cl-
Cristallo di MgS
[Ar] 4s1
[Ne] 3s23p5
scambio di un elettrone
[Ar]
[Ne] 3s23p6=[Ar]
Mg [Ne] 3s2
S [Ne] 3s23p4
Mg++
S=
scambio di 2 elettroni
[Ne]
[Ne] 3s23p6=[Ar]
gli ioni che si formano per cessione o acquisto di elettroni ‘mimano’ la
configurazione del gas nobile più vicino
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Come si riconosce un composto/solido ionico?
I composti ionici sono sempre formati da elementi spiccatamente
metallici (quelli che cedono facilmente un elettrone, PI piccolo) uniti a
elementi spiccatamente non-metallici (quelli che accettano facilmente un
elettrone, AE molto negativa).
AE molto negativa
PI
piccolo
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In ragione del tipo di legame che caratterizza i composti ionici,
essi manifestano alcune proprietà caratteristiche:
1) In condizioni normali non formano una singola molecola, ma un intero
reticolo cristallino in cui ogni ione positivo (catione) si circonda di ioni
negativi (anioni) e viceversa
configurazione di massima stabilità energetica
2) I solidi ionici sono caratterizzati da alte temperature di fusione – questo
perché nel corpo del liquido gli ioni positivi e negativi non sono posizionati
in maniera regolare (con relativa minimizzazione della energia) come nel solido
NB: il solido non è un buon conduttore di elettricità,
il liquido si!
3) I solidi ionici risultano facilmente solubili in solventi polari come l’acqua
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Legame covalente
I composti in cui sono presenti i legami ionici sono in numero limitato.
Nella maggior parte dei composti gli atomi sono legati fra loro in modo
da raggiungere una configurazione più stabile (a minor energia) non per
cessione e acquisto di un elettone, ma per messa a comune
(condivisione, compartecipazione) di una coppia di elettroni
Lewis 1927: il legame covalente si forma in seguito alla
condivisione fra due atomi di una o più coppie di elettroni in modo
da far raggiungere a ciascun atomo la configurazione elettronica di
una gas nobile – le coppie elettroniche di legame si formano per
accoppiamento di elettroni spaiati originariamente presenti negli
atomi isolati
regola dell’ottetto
H fa eccezione (due elettroni)
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Es. il cloro ha sette elettroni esterni
:Cl .
:
notazione di Lewis
[Ne] 3s23p5
:
la formazione di un legame si ha per messa a comune degli elettroni
spaiati di ciascun atomo di Cl
:
:
:
:
:
:
. Cl :
:
:
:Cl . +
:Cl :Cl :
ogni atomo di cloro ha intorno a sé 8 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di Ar)
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Es. l’ossigeno ha sei elettroni esterni
[He] 2s22p4
.
notazione di Lewis : O .
:
la formazione di un legame si ha per messa a comune degli elettroni
spaiati di ciascun atomo di O – questa volta sono due elettroni per
ciascun atomo
.
:
:
:
: O :: O :
:
.
:O. + .O:
ogni atomo di ossigeno ha intorno a sé 8 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)
DOPPIO LEGAME
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Es. l’azoto ha cinque elettroni esterni
.N.
.
:
notazione di Lewis
[He] 2s22p3
la formazione di un legame si ha per messa a comune degli elettroni
spaiati di ciascun atomo di N – questa volta sono tre elettroni per
ciascun atomo
:
:
.
:
N:::N
:
.
. N. + . N.
ogni atomo di azoto ha intorno a sé 8 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)
TRIPLO LEGAME
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Cl2, O2 e N2 sono molecole omonucleari, vale a dire che gli atomi che
risultano uniti in seguito alla formazione del legame sono identici
Caso delle molecole eteronucleari
Es. il fluoro ha sette elettroni esterni
l’idrogeno ha un elettrone esterno
:
:
H :F :
:
H. + : F .
:
notazione di Lewis
[He] 2s22p5
1s1
la formazione di un legame si ha per messa a comune dell’elettrone
spaiato dell’atomo di idrogeno e quello spaiato di tipo p dell’atomo di fluoro
L’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni (acquisisce la configurazione
elettronica dell’He) mentre il fluoro ha intorno a sé 8 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)
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Molecole con più di due atomi
Es. La molecola di acqua H2O
l’ossigeno ha sei elettroni esterni
l’idrogeno ha un elettrone esterno
notazione di Lewis
[He] 2s22p4
1s1
:O.
.
H.
si ha la formazione di due legami in cui si ha per messa a comune degli
elettroni spaiati di O con l’elettrone spaiato di ciascun atomo di H
:
:
.
H :O : H
:
:
: O .+ 2 H .
l’atomo di ossigeno ha intorno a sé 8 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)
l’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di He)
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Molecole con più di due atomi
Es. La molecola di ammoniaca NH3
l’azoto ha cinque elettroni esterni
l’idrogeno ha un elettrone esterno
notazione di Lewis
[He] 2s22p3
1s1
. N.
.
H.
si ha la formazione di tre legami in cui si ha per messa a comune degli
elettroni spaiati di N con l’elettrone spaiato di ciascun atomo di H
:
:
.
:
:
. N . + 3 H.
H
H : N :H
l’atomo di azoto ha intorno a sé 8 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di Ne)
l’atomo di idrogeno ha intorno a sé 2 elettroni
(acquisisce la configurazione elettronica di He)
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Legame covalente puro e
legame covalente polare
Se gli elettroni di legame sono in perfetta compartecipazione fra gli atomi
si ha un legame covalente puro – in pratica solo le molecole omonucleari
sono caratterizzate da un legame covalente puro perché, essendo i nuclei
identici, nessuno di essi avrà una maggiore “affinità” per gli elettroni.
Se gli atomi sono diversi, gli elettroni si disporranno in maniera
asimmetrica, con densità maggiore in corrispondenza dell’atomo che ha
maggiore “affinità” per gli elettroni.
affinità
L’elettronegatività rappresenta la capacità di un atomo
di attrarre verso di sé gli elettroni messi in
compartecipazione durante la formazione del legame
elettronegatività
- l’affinità elettronica è riferita ad un atomo isolato ed è una forma di energia
- l’elettronegatività è riferita ad un atomo che ha formato un legame e non è
una forma di energia
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Elettronegatività
i non-metalli hanno elettronegatività maggiore dei metalli; il fluoro è l’elemento più
elettronegativo (anche ossigeno, azoto e cloro sono molto elettronegativi), il cesio
(e anche gli altri metalli alcalini) è l’elemento meno elettronegativo
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Maggiore è la differenza di elettronegatività fra gli elementi che
formano la molecola, maggiore è il carattere polare del legame
covalente.
Di fatto si viene a distorcere la densità elettronica in favore
dell’atomo più elettronegativo che assume una parziale carica
negativa, l’atomo meno elettronegativo assume una parziale
carica positiva. Questa asimmetria di cariche si chiama “dipolo”
Es. H 2,1
Cl 2,9
+ H - Cl
quindi la molecola di HCl è
caratterizzata da un
legame covalente polare
Legame ionico: caso limite con grande differenza di
elettronegatività
criterio: se la differenza di elettronegatività
è > 1,9 si ha un legame ionico
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La geometria delle molecole
I legami covalenti sono direzionali, cioè hanno una orientazione caratteristica nello spazio. Se un atomo centrale forma più di un legame covalente
con altre specie atomiche osserviamo che i legami si dispongono con una
orientazione tipica  si parla quindi di angolo di legame (l’angolo formato
da una coppia di legami)
esempio: molecola di metano CH4
l’atomo centrale di carbonio forma 4 legami
covalenti con altrettanti atomi di idrogeno; gli angoli
compresi fra ciascuna coppia di legami sono
esattamente uguali e pari a 109,5°
La forma geometrica di una molecola può essere prevista in base alla
teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) secondo la quale gli
atomi si dispongono intorno all’atomo centrale in modo tale da ridurre la
repulsione fra le coppie di elettroni, siano esse di legame oppure no.
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a seconda del
numero coppie di
elettroni facenti
capo all’atomo
centrale, quindi,
avremo diverse
geometrie che in
definitiva
tendono ad
allontanare il più
possibile le
coppie di
elettroni (miglior
modo per
minimizzare la
repulsione
reciproca)
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NB la geometria della molecola può influenzare il fatto che ci sia
un dipolo oppure no in presenza di legami covalenti polari
Per esempio la molecola di CO2 è lineare (O=C=O) e quindi ricade nel caso a) e non
ha un dipolo, nonostante i due legami C=O siano covalenti polari; la molecola di
acqua H2O, invece, è piegata e ricade nel caso b); l’acqua è quindi una molecola
polare
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Gli orbitali molecolari 1.
Un modo più corretto per descrivere il legame covalente fa uso del concetto
di orbitale molecolare introdotto in maniera analoga a quanto visto con gli
orbitali atomici. Si tratta quindi di risolvere l’equazione di Schroedinger per
un sistema con due (o più) nuclei e i relativi elettroni
tale calcolo è piuttosto complesso e si ricorre a delle semplificazioni
Per esempio, la forma degli orbitali molecolari sarà relazionata agli orbitali
atomici di partenza. Un metodo per risolvere questo problema è il metodo
del legame di valenza (indicato comunemente con VB da valence bond).
Secondo questa teoria un legame covalente si forma quando gli orbitali dei due atomi
si sovrappongono e sono occupati da una coppia di elettroni con spin opposto
Es. la molecola di H2
la configurazione elettronica di H è 1s1, cioè entrambi gli atomi di H di partenza
hanno un elettrone in un orbitale s
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1s
1s

i due orbitali s si sono fusi
a formare un orbitale molecolare 
gli orbitali di tipo 
(sigma) hanno
geometria cilindrica
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3pz
Cl2
3pz
i due orbitali p si sono fusi
a formare un orbitale molecolare 
Cl [Ne]3s23p5
uno degli orbitali p
è occupato da un solo elettrone
gli orbitali di tipo 
(sigma) hanno
geometria cilindrica
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3px
3px
3px
3px
i due orbitali p si
sono fusi a formare un
orbitale molecolare 
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N2
N [He]2s22p3
i sei orbitali p si
sono fusi a formare un
orbitale molecolare  e due
orbitali  triplo legame
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GEOMETRIE MOLECOLARI E IBRIDAZIONE
Al fine di minimizzare la repulsione fra le nuvole elettroniche, in alcuni casi
le molecole assumono particolari geometrie ottimali; ciò è possibile grazie
alla formazione di orbitali ibridi che hanno una opportuna direzione nello
spazio. In alcuni casi l'ibridazione consente anche di formare un numero di
legami maggiore (vedi il caso del carbonio).
C [He]2s22p2
in molti composti il carbonio forma 4 legami equivalenti
promozione di un elettrone da un orbitale s a un orbitale p
C [He]2s12p3
attenzione: i 4 legami devono essere equivalenti
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Gli orbitali ibridi si
ottengono per
combinazione lineare degli
orbitali atomici non ibridati.
Perché ciò sia possibile, è
necessario che:
1) Gli orbitali che si
combinano abbiano una
energia confrontabile.
1) Gli orbitali ibridi sono in
numero uguale agli
orbitali di partenza.
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Ibridazione sp
Un orbitale s si combina con
un orbitale p; si ottengono
due orbitali ibridi di tipo sp
(che non hanno né la forma
né l’energia degli orbitali di
partenza! Sono orbitali
diversi, con la loro
specificità).
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Esempio di una molecola con ibridazione sp
C2H2
I due atomi si carbonio
formano un legame sigma
per sovrapposizione dei due
orbitali ibridi sp; i due orbitali
p non ibridati del carbonio
formano due legami .
Quindi fra i due
atomi di carbonio c’è
un triplo legame.
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Ibridazione
sp2
Un orbitale s si combina con due orbitali p;
si ottengono tre orbitali ibridi di tipo sp2.
Esempio di una molecola con
ibridazione sp2
BH3
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Esempio di una molecola con ibridazione sp2
C2H4
I due atomi si carbonio formano
un legame sigma per
sovrapposizione dei due orbitali
ibridi sp2; l’orbitale p non ibridato
del carbonio forma un legame .
Quindi fra i due atomi
di carbonio c’è un
doppio legame.
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Ibridazione sp3
Un orbitale s si combina con tre orbitali p; si ottengono tr
orbitali ibridi di tipo sp3. I quattro orbitali risultanti sono
diretti verso i vertici di un tetraedro.
CH4
NH3
uno dei vertici è
occupato da un
doppietto di elettroni
dell’azoto
H2O
NB: con l’ibridazione si
ottengono le stesse geometrie
molecolari del metodo VSEPR
due dei vertici sono
occupati da un
doppietto di elettroni
dell’ossigeno
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Gli orbitali molecolari 2.
Un metodo alternativo al metodo del legame di valenza (VB) è la cosiddetta
teoria degli orbitali molecolari (Metodo LCAO, linear combination of atomic
orbitals) in cui gli orbitali molecolari si ottengono per combinazione lineare (somma
pesata) degli orbitali atomici di partenza (NB: nel caso VB non si parla di combinazione
lineare, ma di sovrapposizione). Secondo questo metodo, combinando linearmente gli
orbitali atomici ottengo quelli
molecolari in numero uguale
a quelli di partenza.
Caso dell’atomo di idrogeno:
Combinando i due orbitali
1s (uno per atomo) ottengo
un orbitale sigma a più
bassa energia (orbitale di
legame perchè stabilizza
la molecola) e uno a più
alta energia (detto di
antilegame perché destabilizza
la molecola)
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Formazione di orbitali sigma (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo s
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Formazione di orbitali sigma (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo p
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Formazione di orbitali pi greco (leganti e antileganti) a partire da orbitali di tipo p
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Aufbau per le molecole
Si procede in maniera analoga a quanto visto per gli orbitali atomici con i seguenti
schemi di orbitali a energia crescente
Schema per le molecole
omonucleari leggere
(fino a N2)
NB la molecola di boro
ha due elettroni spaiati
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Aufbau per le molecole
Schema per le molecole
omonucleari più pesanti
di N2
NB la molecola di
ossigeno ha due elettroni
spaiati
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Aufbau per le molecole
Schema per le molecole
biatomiche eteronucleari
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Nel metodo LCAO si definisce ORDINE DI LEGAME il rapporto
Le molecole con ordine di legame zero non sono stabili e non
esistono (per esempio, si può verificare la non esistenza delle
molecole biatomiche di gas nobili); le molecole con ordine di legame
1, hanno un singolo legame (per es. Cl2); le molecole con ordine di
legame 2, hanno un doppio legame (per es. la molecola O2); le
molecole con ordine di legame 3, hanno un triplo legame (per es. la
molecola N2).
Il metodo LCAO può essere applicato anche al caso di molecole molto
più complesse.
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SOLIDI COVALENTI
In alcuni composti, il legame covalente, anziché caratterizzare una singola
molecola vista come entità microscopica a se stante, può caratterizzare un
intero reticolo cristallino. In questo caso si parla di SOLIDI COVALENTI.
L’esempio più classico è il diamante
Il diamante è costituito da carbonio puro; ogni
atomo di carbonio è legato ad altri 4 atomi di
carbonio tramite legami covalenti equivalenti. La
struttura si ripete per tutto il corpo del solido. È
proprio la forza di tali legami tutti equivalenti
lungo tutte le direzioni a conferire le particolari
proprietà di durezza al diamante.
Inoltre il diamante è un ottimo isolante perché
tutti gli elettroni sono impegnati in legami
covalenti fortemente direzionali e quindi non sono
liberi di muoversi (il trasporto di corrente è
associato a cariche in movimento)
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In realtà il carbonio elementare è presente in natura in diverse forme allotropiche, di cui
quella più stabile è la grafite.
Nella grafite gli atomi di carbonio sono
ibridizzati sp2 e quindi si legano con legami
sigma ad altri tre atomi di carbonio formando
così degli esagoni perfettamente regolari uniti
dai lati. L’elettrone dell’orbitale 2p non ibridato
viene condivisi in un orbitale di tipo pi greco
formato per sovrapposizione con gli altri
orbitali 2p. Gli esagoni formano un esteso piano
molecolare che è legato ad altri analoghi piani
molecolari tramite interazioni deboli di tipo van
der Waals (vedi poi). La differenza di struttura
spiega la grande differenza nelle proprietà di
grafite e diamante: il diamante è la sostanza più
dura conosciuta, la grafite si sfalda facilemente
lungo i piani ed è usata come lubrificante.
Inoltre la grafite manifesta una certa conducibilità elettrica grazie agli elettroni
condivisi delocalizzati sull’orbitale pi greco.
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Gli altri allotropi del carbonio sono:
FULLERENE: gli atomi di
carbonio si legano formando
esagoni e pentagoni e assumendo
una forma che ha la stessa
geometria del pallone da calcio
NANOTUBI: struttura tipo grafite
ma con geometria cilindrica
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SOLIDI COVALENTI
Ci sono anche solidi covalenti in cui sono presenti atomi diversi come è il caso
della silice SiO2 (che nella forma cristallina prende il nome di quarzo) o del
nitruro di boro (BN)
NB: come nel
diamante si
ripete una unità
tetraedrica
SiO2
in rosso: ossigeno, in grigio : silicio
BN
in nero: boro, in bianco: azoto
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Legame metallico
Circa i ¾ degli elementi della tavola periodica sono metalli. I metalli
danno luogo a un tipo di legame peculiare che è all’origine delle loro
particolari proprietà (conducibilità termica, conducibilità elettrica,
duttilità, malleabilità).
Abbiamo già visto che i metalli sono caratterizzati da una certa tendenza a
perdere i loro elettroni esterni (danno facilmente legame ionico in
presenza di un nonmetallo). Nel reticolo dei metalli le posizione fisse
reticolari sono occupate dagli ioni positivi mentre gli elettroni messi in
compartecipazione per la formazione del legame non occupano posizioni
fisse nello spazio, ma sono liberi di muoversi
Modello del mare (o gas) di elettroni
Chimica Generale
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elettrone
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Gli elettroni sono in moto caotico, essendo carichi
negativamente tengono unito il cristallo formato
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dagli ioni positivi (attenzione, si parla di ioni perché
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ciascun atomo perde solo gli elettroni esterni – è
sbagliato dire che sono i nuclei ad occupare le
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posizioni reticolari perché questo implicherebbe la
cessione di tutti gli elettroni, anche quelli dei livelli
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interni, ma così non è).
Il modello delle bande: le proprietà dei metalli
si possono anche spiegare
con la teoria degli orbitali
molecolari – in questo caso
si combinano gli orbitali
di un gran numero di atomi,
tanto da generare “bande”
piuttosto che singoli orbitali
molecolari. Gli elettroni dei
metalli sono quindi condivisi
per tutto il cristallo.
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in assenza di campo elettrico,
il moto degli elettroni è caotico
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se applico una differenza di
potenziale, siamo cioè in presenza
di campo elettrico, il moto degli
elettroni è unidirezionale
(causa del fenomeno della
conducibilità elettrica)
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Proprietà meccaniche
dei reticoli metallici:
Se applico una forza, tipo
uno sforzo di taglio, il
reticolo si deforma senza
rompersi. Questo perché gli
elettroni sono molto
veloci e si riadattano rapidamente
alla mutazione del reticolo
di ioni
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NB la situazione in un solido ionico
(composti ionici) è completamente
diversa. Abbiamo già visto come in
un solido ionico le posizione
reticolari siano occupate
alternativamente da ioni positivi e
ioni negativi, i modo che ogni ione
sia circondato solo da ioni di
carica opposta. Uno sforzo di
taglio in questo caso ha l’effetto
di far slittare un piano rispetto
all’altro. Ma in questo caso
l’alterazione è profonda perché
ora cariche dello stesso segno si
trovano contigue e generano una
repulsione (anziché attrazione)
elettrostatica: IL SOLIDO SI
SFALDA
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Gli stati di aggregazione della materia
Il legame chimico rende conto della esistenza delle molecole. Le molecole
rappresentano delle entità ben definite con delle proprietà ben
caratterizzate.
Es. Una molecola di acqua è sempre costituita da un atomo di ossigeno legato a
due atomi di H, indipendentemente dall’ambiente circostante in cui si trova.
Tuttavia l’acqua è presente in natura come vapore (fase gassosa), liquido (fase
liquida) e ghiaccio (fase solida).
Da che cosa sono determinati gli stati di aggregazione
della materia?
Stato gassoso
Stato liquido
Stato solido
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Solidi ionici: (cloruro di sodio, bromuro d’argento) ioni
positivi e negativi sono tenuti assieme dalla attrazione
elettrostatica.
Solidi covalenti: (diamante, carburo di silicio SiC, nitruro di
boro BN) atomi sono tenuti insieme da legami covalenti con
formazione di estesi reticoli.
Solidi metallici: (ferro, rame, argento) ioni positivi sono
circondati e tenuti assieme dagli elettroni condivisi
(delocalizzati su tutto il cristallo).
in questi casi la formazione stessa dei legami implica
l’esistenza di un aggregato molto complesso
 sostanza rigida
e il ghiaccio??
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LA STRUTTURA DELLA MATERIA
- La struttura dell’atomo: il nucleo
- La struttura dell’atomo: gli elettroni
- Il legame chimico
- Le forze di interazione intermolecolari
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Le forze di interazione intermolecolari
- le forze di interazione intermolecolari sono forze
attrattive che le molecole esercitano fra di loro
- si tratta di nuovo di forme di interazione elettrostatica,
ma le energie coinvolte sono molto più modeste delle
energie coinvolte nella formazione del legame chimico
da qualche decimo di kJ/mol a qualche decina di kJ/mol
 forze di questo tipo rendono conto della esistenza come solidi del
ghiaccio, degli zuccheri, etc. e rendono anche conto della esistenza di
molti composti sottoforma di liquidi (acqua, olio, alcol etilico, etc.).
forze dipolo-dipolo
1) interazioni dipolari
2) legame a idrogeno
forze di dispersione
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Interazioni dipolari
Forze dipolo-dipolo: si manifestano fra molecole caratterizzate
da un momento di dipolo – le molecole orientano le proprie
estremità con addensamento di carica positiva verso le estremità di
altre molecole con addensamento di carica negativa
+
+
-
+
+
-
-
-
+
+
+
-
-
HCl
+
-
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triclorometano
(o cloroformio)
CHCl3
se considero una miscela contenente una molecola polare come l’acqua e una non
polare (come Br2) il dipolo dell’acqua può indurre temporaneamente un dipolo
nella molecola apolare (dipolo indotto) sempre a causa delle forze elettrostatiche
NB alcune molecole
si lasciano indurre
un momento di
dipolo molto
facilmente (più è
grande l’atomo
coinvolto più è
facile)
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Forze di dispersione: si manifestano fra molecole apolari – poiché la
distribuzione degli elettroni non è uniforme intono ai nuclei, si possono
determinare delle asimmetrie nella distribuzione delle cariche, si forma cioè
un dipolo istantaneo; la presenza di un dipolo istantaneo induce una
asimmetria di carica nelle molecole vicinali; a questo punto si stabilisce una
attrazione elettrostatica
+
+
-
formazione di un dipolo istantaneo
condizione iniziale, no dipolo
+
-
-
interazione
dipolo istantaneo –
dipolo indotto
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Br2
S8
I2
il bromo elementare è un liquido
lo zolfo elementare è un solido
lo iodio elementare è un solido
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Legame a idrogeno
Si tratta anche in questo caso di una interazione debole di tipo
elettrostatico che si verifica fra un atomo di idrogeno legato
covalentemente a un atomo fortemente elettronegativo (e
generalmente piccolo, come N, O, F) e un altro atomo dello stesso tipo
di una molecola vicina
Caso dell’acqua
O
H
H
O
H
O
H
H
H
O
H
O
H
H
H
O
H
O
H
H
H
O
H
H
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La presenza del legame a idrogeno conferisce una particolare
proprietà all’acqua: il ghiaccio ha un peso specifico inferiore
all’acqua liquida. Questo perché l’impaccamento ordinato del
solido genera una “struttura aperta”, molto meno regolare
nel caso del liquido
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ci sono anche altri
composti
caratterizzati dal
legame a idrogeno
come l’acido
fluoridrico o l’acido
acetico
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solidi ionici
cloruro di sodio
NaCl
Fluoruro di litio LiF
Solfuro di zinco
ZnS
posizioni del
reticolo occupate
da
ioni alternati di
carica opposta
solidi covalenti
diamante (C)
carburo di silicio
(SiC)
silice (SiO2)
solidi metallici
ferro (Fe)
rame (Cu)
argento (Ag)
oro (Au)
solidi molecolari
ghiaccio (H2O)
zucchero
iodio
atomi (identici
come nel diamante o
diversi come nella
silice)
ioni positivi
molecole
forze di interazione
intemolecolari
teneri e fragili
isolanti
tipo di legame
legame ionico
legame covalente
legame metallico
(elettroni molto
delocalizzati)
proprietà
meccaniche ed
elettriche
duri ma fragili
isolanti allo stato
solido, conduttori
una volta fusi
molto duri
isolanti
duttili e malleabili
buoni conduttori