LEZ.11 -LEGAMI INTERMOLECOLARI

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Legami chimici

Orbitali

molecolari

Legami

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L’elettrone è “inafferrabile”

• Le ricerche sulla meccanica

quantistica del ventesimo secolo hanno portato a superare l’idea di concepire l’elettrone come una

particella in movimento su traiettorie intorno al nucleo

La teoria della meccanica quantistica descrive i sistemi come una sovrapposizione di stati diversi e prevede che il risultato di una misurazione non sia completamente arbitrario, ma sia incluso in un insieme di possibili valori: ciascuno di detti valori è abbinato a uno di tali stati ed è associato a una certa probabilità di presentarsi come risultato della misurazione

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Orbitali

• La meccanica quantistica prevede che non sia possibile associare contemporaneamente ad una particella una posizione ed una quantità di moto ben definita (Principio di Indeterminazione di

Heisenberg).

• Il concetto di orbita di un elettrone è sostituito da quello di orbitale, di traiettoria entro la quale è massima la probabilità di trovare una

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Orbitale atomico

un orbitale atomico viene approssimato con quella regione di spazio attorno al nucleo atomico in cui la probabilità di

trovare un elettrone è massima (massima densità di probabilità) ed è delimitata da una superficie

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La configurazione elettronica

• Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni. Gli orbitali vengono riempiti partendo da quelli ad energia minima (stato fondamentale) e

riempiendo, via via, quelli ad energia superiore; se sono presenti degli orbitali degeneri (ovvero diverse distribuzioni spaziali a parità di livello energetico, come ad esempio i tre orbitali p) gli elettroni si distribuiscono

preferenzialmente in modo da occuparne il maggior numero.

• La disposizione degli elettroni negli orbitali atomici costituisce la

configurazione elettronica di un atomo, dalla quale dipendono la reattività, la valenza e la geometria delle molecole che questi va a comporre.

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Livelli energetici e configurazione

elettronica

_ESEMPI idrogeno: 1 elettrone nell'orbitale 1s -> 1s1 con un elettrone spaiato, è in grado di formare un legame semplice con gli altri atomi

elio: 2 elettroni nell'orbitale 1s -> 1s2 non ha elettroni

spaiati, non è in grado di formare legami con gli altri atomi

azoto: 2 elettroni

nell'orbitale 1s, 2 nel 2s, 3 nel 2p -> 1s2 2s2 2p3

con tre elettroni spaiati - uno in ogni orbitale 2p - è in grado di formare tre legami (ammoniaca: NH3)

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ORBITALI MOLECOLARI

Dalla sovrapposizione degli orbitali contenenti gli elettroni

condivisi in un legame covalente, nascono gli orbitali molecolari

e .

Legame : la nuvola elettronica avvolge omogeneamente la linea retta ideale che unisce i due nuclei.

Legame : la nuvola elettronica si trova ai due lati della linea retta ideale che unisce i due nuclei.

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Orbitali molecolari sigma

• Gli orbitali di due atomi si fondono o si

sovrappongono a formare un nuovo

orbitale, legame sigma 

Legame sigma tra due orbitali

s Legame sigma tra un 1s e _2p

z

•Legami  Si forma quando si ha sovrapposizione di due orbitali s, e quando un orbitale p si sovrappone ad un orbitale s o ad un altro orbitale p.

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Es. LEGAME COVALENTE APOLARE :

tra atomi uguali o aventi elettronegatività molto simile.

+

Cl Cl

Es.: Cl₂ s2 p5

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Es.: O₂ s2 p4 + O O Legame



+ Legame



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sp3: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 3 orbitali

p. Sono 4 e sono diretti secondo i vertici di un tetraedro.

ORBITALI IBRIDI

Gli atomi della stragrande maggioranza degli elementi , nel

momento della formazione di legami covalenti, vanno incontro ad un rimescolamento dei loro orbitali allo stato fondamentale,

formando i cosiddetti ORBITALI IBRIDI. Prendiamo in

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sp: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 1 orbitali

p. Sono 2 e sono diretti linearmente a 180°.

sp2: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 2 orbitali

p. Sono 3 e sono diretti a 120° l’uno dall’altro sullo stesso

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• Nel caso di ibridazione

sp2, possono rimanere

orbitali p, perpendicolari

al piano dei legami sigma.

• Se essi si sovrappongono

si forma il legame pi

greco, 

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Se fra due atomi vi è una sola coppia di elettroni condivisa,

questa si troverà sempre in un orbitale sigma (legame semplice, più forte); se le coppie condivise sono 2 o 3 (legame doppio o triplo), la prima è in un orbitale sigma, la seconda e la terza in uno pi greco.

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Riassumendo:

• una atomo ha ibridazione sp3 (tetraedrica) se

nella formula di struttura di Lewis NON partecipa a legami 

• ha ibridazione sp2 (triangolare) se partecipa ad

un legame 

• ha ibridazione sp (diagonale) se partecipa a due legami 

Dall’orientamento nello spazio degli orbitali ibridi, dipende anche la forma delle molecole.

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INTERAZIONI TRA MOLECOLE

E TRA IONI E MOLECOLE

INTERAZIONI TRA MOLECOLE

E TRA IONI E MOLECOLE

Sono attrazioni più deboli dei legami veri e propri, poiché si instaurano fra molecole che già possiedono legami capaci di esistere in forma stabile.

Sono importanti nel determinare le proprietà fisiche delle sostanze (stati di aggregazione, temperature di fusione, ebollizione,…).

Sono di natura elettrostatica e si dividono in: 1. Forze di van der Waals

2. Legami a idrogeno (o a ponte di idrogeno) 3. Interazioni tra molecole polari (ione-dipolo).

Sono di natura elettrostatica e si dividono in:

1. Forze di van der Waals

2. Legami a idrogeno (o a ponte di idrogeno)

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1. Le FORZE DI VAN DER WAALS (o attrazioni fra molecole):

forze elettrostatiche che si esercitano fra molecole non polari o polari.

- Fra molecole non polari (gas nobili allo stato liquido,

iodio..) si instaurano perché si può ritenere che, in istanti definiti, il movimento degli elettroni provoca la formazione di dipoli istantanei che cambiano continuamente e

polarizzano le molecole vicine.

- Fra molecole polari, l’estremità positiva di una molecola attrae l’estremità negativa di un’altra:

H Cl─ l l l l l l l l l l H

Cl ─

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L’intensità delle forze di van der Waals aumenta con l’aumentare delle dimensioni della molecola.

Quando si esercitano fra molecole polari (H₂O) e molecole

apolari (gas come O₂), si ritiene che le molecole polari

inducano un dipolo nelle molecole apolari. Queste interazioni spiegano i casi di solubilità di molecole apolari in acqua

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2. Il LEGAME A IDROGENO: attrazione che si esercita fra una

atomo di idrogeno, legato covalentemente ad una atomo N, O, F (fortemente elettronegativi) di una molecola e un atomo di N, O, F, di un’altra molecola.

Esempi: fra molecole d’acqua, fra molecole di ammoniaca, fra molecole di alcol e nei legami intramolecolari di

proteine, polisaccaridi o acidi nucleici.

A causa della presenza del legame idrogeno, l’acqua ha un punto di ebollizione maggiore rispetto a composti aventi lo stesso peso molecolare o poco maggiore (H₂S).

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Si nota come in composti apolari quali CH4, SiH4, il punto di ebollizione aumenta progressivamente con il peso molecolare, mentre negli altri composti polari vi sono delle discordanze come nell’NH3, HF e H2O. La spiegazione di questo fenomeno risiede proprio nel legame idrogeno

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3. Le INTERAZIONI FRA IONI E MOLECOLE POLARI: forze

elettrostatiche che si esercitano fra uno ione e più molecole polari.

Un esempio classico è l’idratazione degli ioni del sale da cucina NaCl sciolto in acqua: in soluzione, gli ioni sono circondati da molecole d’acqua che rivolgono la loro estremità polarizzata di segno opposto alla carica dello ione:  Na+ O H H  O H H  Cl -H O H  

Si dice che in acqua gli ioni non sono nudi, ma circondati da un guscio di molecole d’acqua legate con interazione ione-dipolo.

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In una molecola di questo tipo sono presenti

atomi con elettronegatività simile (

C

e

H

:

2,1

)

ed atomi con forte elettronegatività (

O

:

3,5

).

Nella molecola vi è una parte apolare ed una

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+

-e

-+

Il dipolo permanente induce (genera) nell’altra

molecola un dipolo tale da generare interazioni

attrattive. Se le due molecole si allontanano, il

dipolo indotto sparisce.

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Concludendo:

•_{Il legame a ponte d’idrogeno è quello relativamente più forte}

•_{Seguono le interazioni fra molecole polari e poi quelle fra molecole apolari} •_{I punti di ebollizione e fusione sono tanto più elevati quanto più intense sono}