Una nota storica
Nel 1823 Friedrich Wöhler scoprì che quando l’ammonio cianato era dissolto in acqua calda, si convertiva ad urea.
L’ammonio cianto e l’urea sono isomeri costituzionali di CH4N2O.
L’ammonio cianato è “inorganico.” L’Urea è “organica.” Wöhler ha il merito di aver
contribuito a scardinare la teoria del “vitalismo.” NH4OCN Cianato d’ammonio H2NCNH2 O Urea
C
61 s
2•Perché gli atomi si legano?
•Come si possono descrivere i legami elettronicamente?
Il legame ionico è la forza di attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta
Cl– (anione) Na+ (catione)
Legame Ionico
I legami ionici sono comuni nei composti inorganici ma rari in quelli organici.
Il carbonio mostra una minore tendenza a formare cationi rispetto ai metalli, e una minore tendenza a formare anioni rispetto ai nonmetalli.
La massima stabilità è raggiunta quando un
atomo è isoelettronico con un gas nobile.
Una coppia elettronica condivisa tra due atomi costituisce il legame covalente.
Il Modello di Lewis dei Chimici Legami
Nel 1916 G. N. Lewis propose che gli atomi si combinano in modo da raggiungere la piu’ stabile configurazione elettronica
Legame Covalente nell’ H2
H . . H
Due atomi di idrogeno, ciascuno con 1 elettrone,
può condividere questi elettroni in un legame covalente. H : H
Ciò conferisce all’idrogeno una configurazione Elettronica simile all’elio.
Legame Covalente nell’ F2
Due atomi di fluoro, ciascuno con 7 elettroni di valenza,
può condividere gli elettroni in un legame covalente.
La condivisione degli elettroni conferisce al fluoro una configurazione elettronica simile al neon
.. .. F . . F : .. : .. F : F : .. .. .. .. :
La Regola Dell’Ottetto
La regola dell’ottetto è la la più utile in casi che coinvolgono legami covalenti per C, N, O, e F.
F : F
: .. .. .. .. :
Nel formare i composti, gli atomi guadagnano, perdono o condivino elettroni per dare una
configurazione elettronica stabile caratterizzata da otto elettroni di valenza.
C . . . . F : .. .. .
Combinare un atomo di carbonio (4 elettroni di valenza) e quattro atomi di fluoro (ognuno con 7 elettroni di valenza)
per scrivere la struttura di Lewis per il composto CF4.
: F : .. .. C : F : .. .. : F : .. .. : F : .. ..
La regola dell’ottetto è soddisfatta sia per il carbonio che per il fluoro .
Il legame covalente è generalmente rappresentato con una linea. Si può riscrivere
: F : .. .. C : F : .. .. : F : .. .. : F : .. .. .. C F F F F .. .. .. .. : : : : : : .. come Esempio
Legami Covalenti Polari e Elettronegatività
Un elemento elettronegativo attrae elettroni. Un elettropositivo elemento respinge elettroni.
Elettronegatività
L’Elettronegatività è la misura della capacità
di un elemento di attrarre elettroni verso sè stesso quando è legato ad un altro elemento.
1.0 Na 0.9 Li Be B C N O F 1.5 Mg 1.2 2.0 Al 1.5 2.5 Si 1.8 3.0 P 2.1 3.5 S 2.5 4.0 Cl 3.0
L’elettronegatività cresce dalla sinistra alla destra della tavola periodica e decresce andando verso il basso.
Maggiore è la differenza di elettronegatività
tra due atomi legati, maggiore è il carattere polare del legame.
Generalizzazione
Legami non-polari uniscono atomi con La stessa elettronegatività. H—H F : : N N : .. .. F : .. ..
I legami polari uniscono atomi dotati di elettronegatività differente. : O C d+ d- F : .. .. H d+ d- O .. .. H d+ d- H d+ .. O : .. d-
Maggiore è la differenza di elettronegatività
tra due atomi legati, maggiore è il carattere polare del legame.
C : : O : .. : O .. : : C O : .. O .. : : : : N : C : H H C N : Diossido di carbonio Acido cianidrico Esempi Inorganici
Etilene Acetilene : : : C : C : H H H C C H C : C : .. H : : .. H H H C C H H H H Esempi Organici
Costituzione
L’ordine in cui gli atomi di una molecola sono connessi è chiamata costituzione o connettività.
La costituzione di una molecola deve essere determinata per scrivere una struttura di Lewis.
Step 1: La formula molecolare e le connettività sono determinate sperimentalmente. Esempio:
Il nitrito di metile ha formula molecolare CH3NO2. Tutti gli idrogeni sono legati al carbonio, e l’ordine delle connessioni
atomiche è CONO.
Step 2:
Contare il numero degli elettroni di
valenza. Per una molecola neutra, esso è uguale al numero di elettroni di
valenza degli atomi coinvolti. Esempio (CH3NO2):
Ogni idrogeno contribuisce con 1
elettrone di valenza. Ogni carbonio con 4, azoto 5, e ogni ossigeno 6 per un
totale di 24.
Step 3:
Connettere gli atomi attraverso un legame covalente indicato come una linea.
Esempio:
il nitrito di metile ha la seguente struttura parziale:
C O N O H
H
H
Step 4:
Sottrarre il numero di elettroni dei legami dal numero totale degli elettroni di valenza.
Esempio:
24 elettroni di valenza – 12 elettroni di legame. Quindi, 12 elettroni rimanenti da piazzare.
C O N O H
H
H
Step 5:
Aggiungere coppie di elettroni in maniera che il maggior numero di atomi abbia 8 elettroni.
Iniziare con gli atomi più elettronegativi.
Esempio:
I rimanenti 12 elettroni nel nitrito di metile sono aggiunti come 6 coppie.
.. C O N O H H H .. .. : .. ..
Step 6:
Se un atomo non ha l’ottetto completo, usare coppie elettroni su un atomo adiacente per formare un doppio o un triplo legame.
Esempio:
L’azoto ha solo 6 elettroni nella struttura sottostante: .. C O N O H H H .. .. : .. ..
.. .. C O N O H H H .. : .. Step 6:
Se un atomo non ha l’ottetto completo, usare coppie elettroni su un atomo adiacente per formare un doppio o un triplo legame.
Esempio:
Tutti gli atomi hanno l’ottetto nella struttura sottostante:
Step 7:
Calcolare la carica formale.
Esempio:
Nessuno di questi atomi possiede una carica formale nella seguente struttura di Lewis:
.. .. C O N O H H H .. : ..
Carica Formale
La carica formale è la carica calcolata per un atomo in una struttura di Lewis sulla base del calcolo degli elettroni di valenza .
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. ..
Calcoliamo la carica formale di ogni atomo in questa struttura di Lewis.
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. ..
•L’idrogeno condivide due elettroni con l’ossigeno.
•Assegniamo 1 elettrone ad H e 1 a O.
•Un idrogeno neutro ha 1 elettrone.
•Pertanto, la carica formale di H nell’acido nitrico è 0.
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. ..
•L’ossigeno ha 4 elettroni coinvolti in legami covalenti.
•Assegniamo 2 di questi 4 all’ossigeno O.
•L’ossigeno ha due doppietti non condivisi. Assegniamo questi 4 elettroni all’O.
•Pertanto il numero totale di elettroni è 6.
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. .. •Il numero di elettroni di O è 6.
•L’O neutro ha 6 elettroni.
•Pertanto,la carica formale di O è 0. Carica formale di O
.. : .. H O O O N : : .. .. Acido Nitrico
• Il numero di elettroni dell’ O è 6 (4 non condivisi+ metà dei 4 legati).
• L’O neutro ha 6 elettroni.
• Pertanto,la carica formale di O è 0. Carica formale di O
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. ..
•Il numero di elettroni dell’ O è 7 (6 elettroni non condivisi + metà di 2 elettroni legati).
•Un ossigeno neutro ha 6 elettroni.
•Pertanto, la carica formale di O è -1. Carica Formale di O
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. ..
•Il numero di elettroni dell’ N è 4 (metà di 8 elettroni coinvolti in legami).
•Un azoto neutro ha 5 elettroni.
•Perciò, la carica formale di N è +1. Carica formale di N
Acido Nitrico .. : .. H O O O N : : .. ..
•Una struttura di Lewis non è completa se le eventuali cariche formali non sono messe in evidenza.
Cariche Formali
– +
Carica formale =
numero del gruppo nella tavola periodica
metà del numero di elettroni di legame numero di elettroni non condivisi – –
Una formula matematica per calcolare la carica formale Carica Formale
“Numero di elettroni" e carica in NH4+ e BF4- 1 5 N H H H H + 7 3 .. B F F F F .. .. .. .. : : : : : : .. – Carica Formale
Nitrometano Nitrito di metile .. : H C O O N : : .. – + H H
Esempi di isomeri costituzionali
Entrambi hanno formula molecolare CH3NO2
ma gli atomi sono connessi in maniera diversa.
.. C O N O H H H .. : .. ..
due o più strutture di Lewis possono essere scritte per alcuni composti (o ioni)
stesse posizioni degli atomi diversa posizione degli elettroni
struttura di Lewis più stabile struttura di Lewis meno stabile .. .. C O N O H H H .. : .. + – .. .. C O N O H H H .. : ..
.. .. C O N O H H H .. : .. + – .. .. C O N O H H H .. : ..
Strutture di risonanza del nitrito di metile stesse posizioni degli atomi
diversa posizione degli elettroni
struttura di Lewis più stabile
struttura di Lewis meno stabile
Gli elettroni in una molecola sono spesso delocalizzati tra due o più atomi.
Gli elettroni in una singola struttura di Lewis
sono assegnati ad atomi specifici: una singola struttura di Lewis è insufficiente a mostrare la delocalizzazione.
L’insieme delle strutture di risonanza descrive meglio la delocalizzazione elettronica.
Ozono (O3)
La struttura di Lewis
dell’ozono ha un legame singolo e uno doppio
Questo presupporrebbe un legame lungo e uno più corto
In realtà i legami sono uguali (1,28 A)
Esempio O O •• O •• •• •• • • • • – +
Risonanza: O O •• O •• •• •• • • • • – + O O •• O •• •• •• • • • • – + O O O •• •• •• • • • • – + •• Ozono (O3) La struttura di Lewis dell’ozono ha un legame singolo e uno doppio
Funzioni d’onda elettroniche e Legame Chimico
Come si possono descrivere i legami elettronicamente?
Il modello di Lewis per il legame chimico
prescinde dall’idea che l’elettrone abbia proprietà di un’onda.
Ci sono altre due teorie del legame ampiamente usate che possono considerarsi complementari .
Modelli per il Legame Chimico
Teoria del Legame di Valenza Teoria degli orbitali Molecolari
Equazione di Schrödinger
Schrödinger combinò l’idea che l’elettrone avesse proprietà ondulatorie con le equazioni
classiche del moto delle onde, ottenendo
un’equazione per ricavare l’energia elettronica in un atomo.
L’equazione d’onda (Equazione di Schrödinger) fornisce una serie di soluzioni chiamate funzioni
Solo determinati valori di
y
sono consentiti.Ogni
y
corrisponde a una certa energia.La probabilità di trovare un elettrone in un
particolare punto rispetto al nucleo è dato da
y
2.Ogni stato di energia corrisponde a un orbitale.
Figure 1.1 Distribuzione della probabilità di posizione (
y
2) di un elettrone in un orbitale 1s.Figure 1.3 Superficie di legame di un orbitale 1s e di un orbitale 2s.
1s 2s
Una superficie di legame rappresenta una regione dove la possibilità di trovare un elettrone è nell’ordine del
Gli orbitali s sono simmetricamente sferici.
L’energia di un orbitale s aumenta con il numero di superfici nodali che esso possiede.
Una superficie nodale è una regione dove la probabilità di trovare un elettrone è uguale a zero.
Un orbitale 1s non possiede nodi; un orbitale 2s ne ha uno; un orbitale 3s ne ha due, ecc.
Due elettroni nello stesso atomo non possono avere gli stessi numeri quantici.
Due elettroni possono occupare lo stesso orbitale solo quando essi hanno spins opposti.
Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni.
1s 2s 2p H
He
Numero Quantico Principale (n) = 1
Idrogeno Elio
Z = 1 Z = 2
1s 1 1s 2
Gli orbitali p hanno una forma a “manubrio”. Non esistono per n = 1.
Esistono per n = 2 e per valori maggiori di 2. Ci sono tre orbitali p per ogni valore di
n (quando n è maggiore di 1). Orbitali p
Gli orbitali p hanno una forma a “manubrio”. Non esistono per n = 1.
Esistono per n = 2 e per valori maggiori di 2. Ci sono tre orbitali p per ogni valore di
n (quando n è maggiore di 1). Orbitali p
Gli orbitali p hanno una forma a “manubrio”. Non esistono per n = 1.
Esistono per n = 2 e per valori maggiori di 2. Ci sono tre orbitali p per ogni valore di
n (quando n è maggiore di 1). Orbitali p
Numero Quantico Principale (n) = 2 1s 2s 2p Be 4 B 5 C 6 Li 3 Z Secondo Periodo
1s 2s 2p O 8 F 9 Ne 10 N 7 Z Secondo Periodo
