LEGAME CHIMICO ENERGIA DI LEGAME DISTANZA DI LEGAME. ATOMI MOLECOLE - FORMULA BRUTA (es. H 2 O, C 2 H 4, H 2 SO 4 ) - FORMULA DI STRUTTURA IONICO

LEGAME CHIMICO

- FORMULA BRUTA (es. H₂O, C₂H₄, H₂SO₄) - FORMULA DI STRUTTURA

LEGAME CHIMICO

IONICO

COVALENTE

METALLICO

OMEOPOLARE

POLARE

FORZE INTERMOLECOLARI

VAN DER WAALS

LEGAME IDROGENO

ENERGIA DI LEGAME

DISTANZA DI LEGAME

LEGAME IONICO

+ - + - + -

+ - + - + -

- +

- +

- +

- +

- +

- +

Ioni positivi (cationi) → elementi aventi basso I (metalli) Na → Na⁺ + e^-

[Ne]3s¹ → [Ne]

Ioni negativi (anioni) → elementi aventi alta A_e (non metalli) Cl + e^- → Cl^-

[Ne]3s²3p⁵ → [Ne] 3s²3p⁶ = [Ar]

Ioni positivi e negativi tenuti insieme da interazioni elettrostatiche

Na⁺ + Cl^- → Na⁺Cl^- = NaCl

LEGAME IONICO

Ioni positivi e negativi tenuti insieme da interazioni elettrostatiche Ioni positivi (cationi) → elementi aventi basso I (metalli)

Ioni negativi (anioni) → elementi aventi alta A_e (non metalli)

Energia reticolare

Cl^- Cl^-

Cl^- Cl^-

Cl^-

Cl^-

Cl^-

Cl^- Cl^-

Na⁺

Na⁺ Na⁺

Na⁺

Na⁺

Na⁺

Na⁺ Na⁺

Na⁺

Na⁺_(g) + Cl^-_(g) → NaCl _(s) -E_ret Na_(s) + ½ Cl_2(g) → NaCl_(s) DH_f

Na_(s) → Na_(g) DH_sub Na_(g) → Na⁺_(g) + e^- I₁ NaCl _(s) →Na⁺_(g) + Cl^-_(g) E_ret

½ Cl_2(g) → Cl_(g) ½ D Cl_(g) + e^-→ Cl^-_(g) A_e Na⁺_(g) + Cl^-_(g) → NaCl _(s) -E_ret

CICLO DI BORN-HABER

DH_f = DH_sub + I₁ + ½ D+ A_e - E_ret

Costanti di Madelung

...

R 2 6 e R

3 8 e R

2 12 e R

6 e E

...

R 2

;R R 3

;R R 2 R

0 2

0 2

0 2

0 2 MAD

0 3

0 2

0 1

+ +

− +

−

=

=

=

=

Cl^- Cl^-

Cl^- Cl^-

Cl^-

Cl^-

Cl^-

Cl^- Cl^-

Na⁺

Na⁺ Na⁺

Na⁺

Na⁺

Na⁺

Na⁺ Na⁺

Na⁺

R₀ R₁

Cl^-

Cl^- Cl^-

Na⁺

Na⁺ Na⁺

R₂ R₃

= -E

LEGAME COVALENTE Teoria a coppia di elettroni (Lewis ) Teoria del legame di valenza (VB)

Valenza→ capacità di un atomo di formare legami

O O

s + p

Orbitali s → s Orbitali p → s, p

E

> E

E

> E

Legami multipli

O

x y z

p_x p_y p_z

N

2s

2p

p_x p_y p_z

x

p_x

p_y

p_z

s p

p

1 s + 2 p

: N .

. . N : . . .

N N

Legame singolo → s Legame doppio → s + p Legame triplo → s + 2 p

E

> E

> E

d

<d

< d

ELETTRONEGATIVITA’

MOLECOLE BIATOMICHE ETERONUCLEARI

H-Cl

Momento di dipolo m = q x d

LEGAME COVALENTE POLARE

Tendenza di un atomo ad attrarre su di sè gli elettroni di legame

Differenza di elettronegatività DE>2 → legame ionico

0<DE<2 → legame covalente polare (eteropolare) DE = 0 → legame covalente puro o omeopolare

ELETTRONEGATIVITA’

Mulliken x

=½(I+A

) Potenziale di

Ionizzazione Affinità elettronica

Pauling

(E

)

= ½(E

+E

) D= (E

)

- (E

)

x

-x

=0,102D

d⁺ d⁻

A-B A-A B-B

E

E

E

%

=1-exp{-[¼(x

-x

)

]}

MOLECOLE POLIATOMICHE

s O

2s² 2p⁴ s

N

2s² 2p³

s s s

H₂O

N H

H ^H

NH₃

Formula di struttura

Angolo di legame 106°

C

2s² 2p²

Bivalente → no! TETRAVALENTE CH₄ 4 legami equivalenti

- + + - +

ORBITALI IBRIDI

109,5°

109,5°

C H

H H

H

ibridazione

Y_sp2 = N (Y_2s + 3Y_2p)

2s² 2p²

2s 2p³

ibridi sp²

px py pz

pz

Y_sp2 = N (Y_2s + Y_2px + Y_2py )

x y

+

+ - + - -

120°

L’orbitale pz non ibridizzato rimane lungo l’asse z

⊥ al piano degli orbitali ibridi

pz

x y z

C C

H

H H

H

s + p

C C H H H

H

Orbitali ibridi: legami s

Orbitale non ibrido: legame p 3 legami s + 1 legame p

Un legame doppio (s+p) Due legami semplici (s)

Y_sp = N (Y_2s + Y_2px ) 2s² 2p²

2s 2p³

ibridi sp pypz px

py pz

orbitali py e pz non ibridizzati

⊥ tra loro e alla direzione degli orbitali ibridi Orbitali ibridi: 2 legami s

Orbitali non ibridi: 2 legame p

x x

- +

+ -

+ -

+ +

s p_x

180°

sp

C₂H₂ H-CC-H s+2p

C H

H C

1 legame singolo + 1 legame triplo

CO₂ O = C = O

 

s+p s+p

C O

O

2 doppi legami

SOMMARIO

sp

sp

p

sp p

Ibridazione sp³ → tetraedrica angoli di 109°

4 orbitali ibridi → 4 legami s → 4 legami singoli Ibridazione sp² → trigonale planare

angoli di 120°

3 orbitali ibridi → 3 legami s

1 orbitale p non ibridato ⊥ al piano → 1 legame p 2 legami singoli + un legame doppio

Ibridazione sp → lineare

angoli di 180°

2 orbitali ibridi → 2 legami s

2 orbitali p non ibridati → 2 legame p

1 legame triplo + 1 legame singolo

2 doppi legami

6 legami s

S F

F F

F F

F nc = 

SF₆ S

sp³d²

s p

d

x y z

d_z²d_x²_-y²

d²sp³ PF₅ P

sp³d

s p d

5 legami s P

F

F F

F F n c = 5

[FeF₆]^3-

dsp² s, p_x, p_y d_x²_-y² [PtCl₄]^2-

V ALENCE SHELL ELECTRON P AIRS REPULSION (VSEPR)

nc = 2 H-Be-H

B

nc = 3 ^B

F

F F

Be nc=2 180°

lineare

sp nc=3 120°

trigonale planare sp²

nc=4 109,5°

tetraederica sp³

nc=5

bipiramide trigonale dsp³

nc=6 90°

ottraederica d²sp³

120°

90°

1

2s 180

3s 120

nc = 6

SF₆ 6 legami s S F

F F

F F

F

E se ci sono legami p?

Solo legami s + lone pair determinano la geometria molecolare

C = O H-O

H-O

3 s 120°

N O O

H

2 s + 1 lp 120°

H-CN 2s → 180°

O=C=O 2s → 180°

O

O

H H

N

N H

H ^H

C

C H

H H

H

nc =4

4s

109,5 3s +1 lp

10

2s + 2lp 104

5 legami s P

F

F F

F F n c = 5

RISONANZA C

H

benzene

1 2

3 4 5

2 6 1

3 4 5

2 6 1

3 4 5

6

2 legami singoli e 1 doppio 3 s + 1 p = ibridazione sp²

Trigonale planare 3 C=C e 3 C-C

E_C=C > E_C-C d_C=C < d_C-C

I 6 legami tra gli atomi di carbonio sono uguali tra loro Stessa energia di legame Stessa distanza di legame

Ione NO

LEGAME DATIVO

NH₃ + H⁺  NH₄⁺

S

3s² 3p⁴

.. ..

SO₂

Orbitale Molecolare

A B

e-

LCAO

Linear Combination of Atomic Orbitals Y_MO=

Y

 Y

Y

= Y

+ Y

Y

= Y

- Y

Y_ Y_

Y_+Y_ Ya = Y_−Y_ E

+DE

-DE s s

E

s s

1s 1s

H₂

Ordine di Legame = n.coppie_legame -n. coppie_antilegame He₂

LCAO Si combinano orbitali di pari: a) Energia, b)Simmetria (s o p)

E

s s

+ -

E

+ -

p p

O.L. = 3 NN

s s

2s 2s

2p 2p

s s

p p

E

O₂

O.L. = 3-2(1/2)=2 O=O

O.L. = 3-2=1 F-F

s s

2s 2s

2p

2p

s s

p E p

C CO O

2p_z E

p₂,p₃ p₁ p₂, p₃

p*₁

* *

C C H C C H

H H

C C H

H

s s

1s

2p E

n.l.

H HF F

LEGAME METALLICO

RETICOLO CRISTALLINO

→ IONI METALLICI

ELETTRONI DI VALENZA

→MARE DI FERMI

Na

Mg

BANDA DI VALENZA BANDA DI CONDUZIONE

conduttore

isolante DE

semiconduttore DE

Isolante DE ~ 5eV Semiconduttore DE ~ 0,61 eV

Semiconduttori es. Si

+

Drogaggio p es. B

e-

Drogaggio n es. P

FORZE INTERMOLECOLARI Energia

Legami covalenti 100-1000 KJ/mole Forze intermolecolari 0,1-10 KJ/mole

dipolo-dipolo

Van der Waals dipolo-dipolo indotto

dipolo istantaneo-dipolo indotto Legame idrogeno

Solidi > liquidi >> gas  0 Gas reali> gas ideali = 0

Punto di fusione Punto di ebollizione

FORZE DI VAN DER WAALS

Es F₂, Cl₂, Br₂, I₂

dipolo istantaneo-dipolo indotto

LEGAME IDROGENO X^__H^………Y

d⁻ d⁺ d⁻

cem.msu.edu

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H

O

H H O

H H

O

H H

CH₃ C O

O-H

CH₃ C

O H-O

C C

H C O

C H

C H C

H C

O H H