Le teorie sul legame chimico (ionico,
covalente e metallico) si basano su:
•Legge di Coulomb (bilanciamento forze
elettriche)
•Meccanica
quantistica
(posizione
e
ENERGIA DI LEGAME
Composti con legami ionici
Legame ionico di natura elettrostatica si realizza tra 2 elementi
aventi una bassa I ed un’alta A
I composti ionici sono duri, rigidi e fragili, hanno alte T
fe T
eb,
allo stato fuso sono conduttori di elettricità, si sciolgono in
solventi polari nei quali possono condurre la corrente elettrica.
CARATTERISTICHE DEI
CARATTERISTICHE DEI
COMPOSTI IONICI
COMPOSTI IONICI
I composti ionici sono tutti solidi a
temperatura ambiente. Hanno in genere
punti di fusione elevati e punti di
ebollizione ancora più elevati, per cui è
difficile farli passare allo stato di vapore.
Ciò indica che l’attrazione fra gli ioni è
forte, per cui occorre molta energia per
Caratteristiche dei composti ionici allo stato
liquido
Quando il composto ionico è allo stato liquido, ogni ione è circondato da ioni di segni opposto; per le caratteristiche proprie dei liquidi, gli ioni non sono vincolati a posizioni fisse,
ma possono muoversi attraverso il liquido. Ciò spiega perché i composti ionici allo stato liquido sono in grado di condurre
corrente elettrica. Si ha, perciò, un passaggio di corrente quando delle particelle carche si muovono. Se nel liquido si immergono due elettrodi aventi cariche di segno opposto, gli
ioni positivi migrano verso l’elettrodo negativo, mentre gli ioni negativi vanno verso l’elettrodo positivo.
elettrodo negativo (-) + + + + + + + + + elettrodo positivo (+) Direzione di migrazione degli ioni verso i due elettrodi immersi in un composto ionico allo stato
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)
1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo.
Na Na+ + e
-= Atomo di sodio (Na)
2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo.
Na+ + Cl- NaCl
= Atomo di sodio (Na)
= Atomo di cloro (Cl)
3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti.
Nei cristalli ionici non sono presenti molecole ben definite, ma un numero grande di ioni presenti in un dato rapporto (Na:Cl, 1:1)
Legame covalente dovuto alla
condivisione tra 2 atomi di 1 o +
coppie di e
-
in modo che ciascun
atomo raggiunga la configurazione
di un gas nobile (teoria di Lewis).
Le coppie elettroniche si formano
per accoppiamento di elettroni
spaiati.
Il legame covalente si forma fra atomi la cui differenza dei valori di elettronegatività non è maggiore di 1,7. I due
atomi mettono in comune un elettrone ciascuno. Gli elettroni che vengono messi in comune sono elettroni spaiati, cioè elettroni che si trovano isolati in un orbitale.
Quando i due atomi si avvicinano a sufficienza, avviene una parziale sovrapposizione dei due orbitali in cui si
trovano gli elettroni spaiati: i due orbitali si
compenetrano l’un l’altro per una certa regione di spazio, che apparterrà contemporaneamente ad entrambi gli orbitali e di conseguenza gli elettroni che si trovano in
questi orbitali apparterranno contemporaneamente ai due atomi.
Il legame covalente è il legame chimico più forte e si distinguono due tipi di legame covalente:
1 - il legame covalente puro;
Legame
omonucleare Legame eteronucleare più o meno polarizzato
Legame covalente omonucleare
Legame covalente eteronucleare
Legame covalente dativo
Un legame covalente polare si forma tra atomi
che hanno elettronegatività diversa, ma non tanto
diversa da rendere possibile la formazione di un
legame ionico (la differenza dei valori di
elettronegatività è sempre minore di
1,7
).
I due atomi mettono in comune i loro elettroni
spaiati, tramite la sovrapposizione degli orbitali
in cui si trovano questi elettroni. Tuttavia la
coppia di elettroni non è equamente condivisa fra
i due atomi: gli elettroni passano più tempo
attorno all’atomo più elettronegativo, rendendolo
parzialmente negativo, mentre l’altro atomo
Teoria del legame di valenza
Teoria dell’orbitale molecolare
Teoria di Lewis
Formule di struttura
Formule di Lewis elettroni di valenza (elettroni spaiati
o spaiabili) indicati come punti e coppie elettroniche
come trattini
Le coppie non utilizzate nel legame (trattini) si chiamano
doppietti solitari
Le formule di Lewis non danno nessuna indicazione
circa la disposizione spaziale o geometria dei legami
I simboli di Lewis mettono in evidenza la configurazione
Legame omonucleare
o di coordinazione
donatore accettore
N.B.: questo tipo di legami non sono diversi dagli altri legami covalenti
Un atomo mette a disposizione una coppia elettronica e l’altro un orbitale vuoto per riceverli
Una molecola biatomica contenente un legame polare
è sempre polare, cioè ha un’estremità positiva e
un’estremità negativa.
Nel caso di molecole con più di due atomi, la
situazione può essere diversa, e dipende dalla
geometria della molecola e dalla somma vettoriale dei
momenti dipolari associati ai vari legami polari.
Possiamo considerare alcuni esempi:
- la molecola dell’acqua (H
2O)Momento di dipolo:
Prodotto della carica per la distanza
La risultante dei momenti di dipolo dei singoli legami nella molecola ne determina la polarità o apolarità.
La disposizione geometrica dei legami attorno ad un atomo
dipende dal numero totale di coppie elettroniche (di legame e
solitarie) che lo circondano
Le coppie elettroniche si dispongono nello spazio in modo da
minimizzare la loro mutua repulsione
La disposizione spaziale influenza il momento di
dipolo della molecola e quindi la polarità
Due modi per mostrare la
Due modi per mostrare la
geometria della molecola di
Alcune molecole o ioni (es. O
3, SO
2, ione
NO
3-, benzene)
Possono essere rappresentate da
strutture in risonanza
Differiscono per la disposizione degli e
-
Sono strutture limite o canoniche ma che
concorrono alla rappresentazione della
Teoria del legame di valenza
- Gli orbitali atomici (OA) che si sovrappongono devono avere
energie simili
- Ognuno dei due atomi deve contribuire con OA che
descrivano un solo e
-(o una coppia di e
-e un orbitale vuoto)
- La direzione di massima sovrapposizione degli OA
corrisponde alla direzione di legame
Geometria molecolare: orbitali ibridi
(Trattazione avanzata della teoria VSEPR)
• Si ottengono orbitali ibridi isoenergetici orientati lungo le direzioni dei possibili legami che l’atomo centrale può formare
C
ibridizzazione spTeoria dell’orbitale molecolare
Introdotta per spiegare le proprietà magnetiche e
spettroscopiche di alcune molecole
Teoria dell’orbitale molecolare (OM)
Assegna gli elettroni di una molecola a una serie di orbitali, detti
orbitali molecolari (OM), che appartengono all’intera molecola
Gli OM sono delle funzioni matematiche che descrivono il
comportamento di un elettrone in una molecola (analogamente
agli OA negli atomi)
Gli OM si ottengono per combinazione lineare degli OA
Gli elettroni, in numero uguale al totale di elettroni degli atomi della
molecola, vengono assegnati agli OM seguendo il principio di Pauli
e la regola di Hund
Il legame in una molecola è tanto più forte quanto più elevato è il
numero di elettroni in orbitali di legame rispetto agli orbitali di
antilegame
(n° di e
-negli orbitali di legame - n° di e
-negli orbitali di antilegame)/2
Ordine di legame:
Legame metallico
Quando la teoria OM viene applicata a un numero N grande di
atomi uguali, si ottiene un numero totale N di orbitali molecolari a
energia ravvicinata, talmente vicini da dar luogo a una banda
praticamente continua di energia
Teoria delle bande
Per una mole di metallo:
Vi sono tante bande quanti sono i tipi di orbitali atomici negli atomi isolati; quando sono interessati gli orbitali atomici di valenza, la banda viene chiamata banda di
valenza
Se le energie degli OA di partenza sono molto diverse, le bande di energia
rimangono ben distinte (es. 1s e 2s); se le loro energie sono vicine (es. 2s e 2p, 3s e 3p), le bande si sovrappongono costituendo un’unica banda
Per avere conduzione elettrica (e termica) occorre che la banda di valenza, oppure la banda che si sovrappone a quella di valenza (se satura), sia vuota o parzialmente
Es. Li Es. Be Es. Na
Colore dei metalli: assorbimento di radiazioni luminose diverse perché diverso
Si e Ge
Tutti i metalli Es. diamante
Gas nobili
Legame a idrogeno
Forze dipolo-dipolo Forze dipolo-dipolo indotto
Forze dipolo istantaneo-dipolo istantaneo o di London
FORZE DI VAN DER WAALS
Le forze di Van der Waals sono forze che agiscono a corto raggio:
caotici
ben definiti
Il carattere direzionale del legame H fa’ sì che H2O allo stato solido occupi un volume maggiore rispetto allo stato liquido
Struttura a strati di B(OH)3 che permette alla sostanzadi essere solida a T ambiente e struttura lamellare che riflette la luce
