Elettronegatività
• Nel legame covalente tra atomi uguali, la
nuvola elettronica è simmetrica rispetto ai due
nuclei (es. H2, Cl2, F2) ⇒ legame covalente
apolare.
• Nel legame covalente tra atomi con Zeff diversa,
la nuvola elettronica è asimmetrica, spostata
verso l’atomo con > Zeff , come F nell’esempio:
Elettronegatività: si dice che l’atomo su cui si
sposta la nuvola elettronica è il più
elettronegativo.
(F è più elettronegativo di H).
• E’ diversa da Zeff, che fa riferimento all’atomo
isolato: si misura rispetto ad un altro atomo (in
realtà è una differenza di elettronegatività.)
• il valore è lo stesso per l’atomo libero o
combinato
• Nella tavola periodica aumenta verso destra e
verso l’alto (col crescere del carattere non
metallico).
El.=f(Eion, EAE)
• Un legame fra due atomi è tanto più
polarizzato, quanto maggiore è la differenza di
elettronegatività
• Da questa differenza si può ricavare la % di
ionicità del legame, cioè il contributo della
forma ionica nell’espressione della risonanza:
__
__
H--IClI f H+ IClI-
POLARITÀ DELLE MOLECOLE
Molecole come HCl, HF sono dipoli elettrici,
contraddistinti dal vettore momento di dipolo
elettrico μ.
Una molecola è polare se μ≠0.
μ=q.d
q=carica,
d=distanza fra i baricentri delle cariche, verso dal
baricentro ⊕ al baricentro 0.
• Il calcolo della polarità è immediato per le
molecole biatomiche.
• Da 3 atomi in poi bisogna calcolare la somma
vettoriale dei momenti elettrici dei singoli legami
⇒ è necessaria la disposizione spaziale degli
atomi, cioè la struttura della molecola.
•
MOLECOLE APOLARI
Atomi uguali: H2, O2, F2, Cl2
Atomi diversi, ma disposti in modo da avere μ=0
BCl3, BF3, SO3 (planari)
CH4, CCl4, SiCl4 (tetraedriche)
CO2, CS2 (lineari)
MOLECOLE POLARI μ≠0
Molecole formate da due atomi diversi
HF, HCl, HBr, HI, CO, NO
Molecole con geometria piramidale
NH3, PH3, AsH3,PCl3
Molecole con geometria angolare
H2O, H2S, H2Se, H2Te, SO2
Casi particolari
CHCl3, CH3Cl, HCN, IO=C=SI
Polarità e forze intermolecolari
La polarità influenza le proprietà fisiche delle
molecole.
• Una molecola polare presenta Tf e Teb maggiori
rispetto ad una apolare.
• Poiché le molecole restano inalterate nel
passaggio di stato, tanto più sono polari,
maggiori sono le forze da vincere per separarle.
Forze
intermolecolari
1-Dipolo
permanente- dipolo
permanente
(Le molecole dipolari
si orientano in modo
da esercitare delle
forze elettrostatiche).
2-Dipolo
permanente- dipolo indotto
Il dipolo permanente polarizza una
apolare (es. O2 in H2O)
molecola
3-Dipolo indotto- dipolo indotto
Deboli interazioni fra
molecole apolari: la
nuvola elettronica è
simmetrica, ma
mediando nel tempo
⇒ un momento
elettrico istantaneo
può creare un dipolo
indotto ( Es He2) .
4-Forze di London
Interazione fra cariche
positive e negative di
atomi
vicini
⇒
equilibrio fra attrazione
e repulsione
5-Forze di Van Der Waals (3+4)
• Sono la somma delle Forze di London e
dipolo indotto- dipolo indotto.
• Proporzionali al numero di elettroni della
molecola ⇒ ≈ alla massa molecolare M
• Spiegano l’aumento di Tf, Teb per un elemento
od una serie omologa di composti, scendendo
lungo un gruppo.
Legame ad idrogeno
1. Importante caso particolare delle interazioni
dipolo permanente – dipolo permanente.
2. Si verifica per atomi di H legati ad un atomo
piccolo, e molto elettronegativo (F, O, N).
3. Minori dimensioni ⇒ maggiore avvicinamento
⇒ legame più forte: inoltre H ha un solo
elettrone nell’orbita esterna ⇒ no repulsione
con elettroni del partner.
4. Il “ponte ad idrogeno” ha energia di legame ≈
5-10 Kcal/mol (≈1/10 di un legame covalente).
5. Può aver luogo fra molecole diverse
(⇒intermolecolare) o all’interno della stessa
(⇒intramolecolare).
Influenza sulle proprietà fisiche
Per gli idruri del V, VI, VII gruppo, Tf e Teb
crescono linearmente con M, in accordo con
VdW.
Tuttavia, il 1° elemento del gruppo (N, O, F
rispettivamente), presenta valori sono molto più
alti perché, a causa del legame ad idrogeno,
occorre vincere forze molto maggiori per
separare le molecole.
Il legame ad idrogeno spiega perché il ghiaccio
galleggia sull’acqua: i legami ad idrogeno fra le
molecole creano una struttura “aperta”, meno
densa di quella allo stato liquido.