Appunti chimica: i legami chimici, Appunti di Chimica

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I legami chimici Elettroni di valenza e simboli di Lewis: per gli elementi del gruppo A, il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo cui un elemento appartiene  Simbolo di Lewis: costituiti dal simbolo chimico dell’elemento circondato da un numero pari di punti quanti sono gli elettroni di valenza Regola dell’ottetto: configurazione esterna  Si tende a raggiungere la configurazione mediante: o La condivisione di elettroni  formazione di un legame covalente o La perdita o l’acquisto di elettroni  formazione di un legame ionico Energia di legame:  La formazione di un legame chimico avviene in modo spontaneo, in quanto ogni sistema tende a raggiungere uno stato di (minima energia potenziale) equilibrio.  Quando due atomi si legano  si libera energia = alla differenza di energia allo stato iniziale e finale La forza di un legame è proporzionale al valore dell’energia di legame Legame covalente: è costituito da una coppia di elettroni condivisa tra due atomi; si forma fra atomi la cui differenza di elettronegatività sia inferiore a 1,7 La lunghezza del legame è proporzionale al raggio degli atomi legati, e inversamente proporzionale alla forza del legame Lunghezza di legame:  C-C  1,50 Å Semplice  C=C  1,35 Å Doppio  C  C  1,20 Å Triplo Maggiore è l’ordine di legame, maggiore è la forza complessiva che tiene uniti gli atomi e quindi maggiore l’energia complessiva di legame e più breve la distanza del legame Orbitale molecolari: è la regione di spazio occupata da una coppia di elettroni di legame che circonda entrambi i nuclei dei due atomi legati  Dipende dal tipo di orbitale e dalla modalità di sovrapposizione o Sovrapposizione laterale o frontale  Legame  : legame forte o legame covalente semplice  Legame π: legame debole o Doppio legame  un legame π + un legame  o Triplo legame  un legame  + due legami π Polarità del legame covalente: varia in base alla differenza di elettronegatività  Legame covalente puro: 0<ΔEE<0,4 o Si forma tra atomi con simile elettronegatività o Condivisione equa della coppia di elettroni di legami  Legame covalente polare: 0,4<ΔEE<1,7 o Si forma tra atomi con piccola differenza di elettronegatività. ∂ +¿H−∂ −¿Cl ¿ ¿ ¿ ¿ o Condivisione non equa della coppia di elettroni Legame dativo o di coordinazione: è un tipo di legame covalente e, come tale, costituito da due elettroni condivisi tra due atomi Ibridazione: consiste nella combinazione degli orbitali atomici esterni, a diversa energia, di un atomo, con formazione di un ugual numero di orbitali atomici isoenergetici, detti orbitali ibridi Ibridazione sp 3 : un orbitale s e tre orbitali p che si combinano e formano quattro orbitali ibridi isoenergetici diretti verso i vertici di un tetraedro regolare con angoli di circa 109° Ibridazione sp 2 : due orbitali p e un orbitale s di uno stesso atomo si combinano formando tre orbitali ibridi isoenergetici disposti a 120° tra di loro. Ibridazione sp: un orbitale s e un orbitale p che di combinano a formare due orbitali ibridi isoenergetici disposti a 180° La spontaneità del processo di ibridazione, comporta un aumento della stabilità, poiché rende possibile la formazione di un maggiore numero di legami e una distribuzione ottimale nello spazio delle cariche e delle masse Gli orbitali ibridi sono orbitali atomici e NON molecolari Risonanza e delocalizzazione elettronica: concorrono ad aumentare la stabilità della molecola Risonanza: sistema di elettroni π esteso a più di due atomi  Le diverse formule di risonanza prendono il nome di forme limite di risonanza o Si rappresenta con una freccia a doppia punta  Una sostanza reale è intermedia alle due e prende il nome di ibrido di risonanza Energia di risonanza: differenza di energia tra l’ibrido di risonanza e la forma limite più stabile  La risonanza è dovuta al fatto che gli elettroni del legame π, sono delocalizzati su tutta la molecola  formano un orbitale molecolare π delocalizzato. Esempio: Benzene  nube di elettroni (energia di risonanza=-36kcal/mole) Caratteristiche dei legami forti Legame COVALENTE Legame IONICO Legame METALLICO Si stabilisce tra non metalli Si stabilisce tra metalli e non metalli Si stabilisce tra metalli Condivisione di elettroni (sovrapposizione degli orbitali) formazione di orbitali molecolari Trasferimento di elettroni dal metallo al non metallo  formazione di ioni Espulsione degli elettroni di valenza  condivisione degli elettroni in un orbitale esteso a tutto il metallo Legame direzionale Legame π sovr. Laterale Legame  sovr. Frontale Legame adirezionale Legame adirezionale Formazione di molecole Formazione di reticoli cristallini ionici Formazione di reticoli cristallini metallici Sostanze rappresentate da formule molecolari Sostanze rappresentate da formule minime Sostanze rappresentati da simboli degli elementi Puro-Polare-Dativo Ibridazione/Polarità/Risonanza Natura elettrostatica Malleabilità/Duttilità/Conduttività elettrica e termica Legami intermolecolari comprendono:  Interazioni dipolo dipolo-dipolo  Le forze di London  Legame a idrogeno  Interazioni ione-dipolo Le molecole in un solido o in un liquido interagiscono tra loro attraverso i legami intermolecolari forze attrattive molto più deboli dei legami che uniscono gli atomi nelle molecole  Lo stato di aggregazione di un composto è determinato dalla forza e dal numero di legami intermolecolari  Quando si fonde un composto ionico si rompe il reticolo cristallino. Quando si fonde un composto molecolare si rompono forze di dispersione, interazioni dipolo-dipolo o legami a idrogeno, quindi nel primo caso è necessario un maggiore dispendio di energia; infatti, i composti ionici hanno generalmente temperature di fusione molto alte. Interazioni dipolo-dipolo  forze di interazione che si instaurano tra molecole polari, si comportano come dipoli elettrici spontanei o permanenti Forza di dispersione  forze di attrazioni deboli legati alla formazione di dipoli temporanei L’intensità delle forze di dispersione aumenta all’aumentare del PM, della superficie di conatto e del numero di elettroni presenti nella molecola Legami a idrogeno: interazione tra un atomo di idrogeno e un atomo altamente elettronegativo  Particolare tipo di interazione dipolo-dipolo  Parte più forte tra le forze di attrazione intermolecolare  Molecole hanno elevati punti di ebollizione  È un legame direzionale Proprietà dell’acqua:  Presenza del legame a idrogeno  Massima densità a 4°  Aumenta di volume nel passaggio da liquido a solido  A temperatura ambiente è liquida  Bolle a 100°  Tendenza allo stato solido a formare una struttura cristallina Classificazione dei legami chimici: Legami con formazione di orbitali molecolari Covalenti:  Polare  Apolare  Dativo  A elettroni delocalizzati (risonanza) Legami intermedi  Metallico  A idrogeno Legami elettrostatici  Ionico  Forze di dispersione  Dipolo-dipolo  Ione-dipolo Allotropia e polimorfismo Quando uno stesso elemento presenta due forme che differiscono per la struttura molecolare o per il modo in cui sono concatenati gli atomi. Allotropia: differiscono per le caratteristiche sia fisiche che chimiche Polimorfismo: differiscono solo per la struttura cristallina