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chimica: i legami chimici, Appunti di Chimica

(1)I legami chimici sono forze attrattive, (2)La configurazione elettronica dell'ottetto, (3)I legami chimici primari, (4)Il legame ionico, (5)Il legame covalente, (6)Il legame covalente omopolare o puro, (7)Il legame covalente polare, (8)Legame covalente dativo, (9)Il tipo di legame dipende dalla differenza di elettronegatività tra due atomi, (10)Il legame metallico, (11)I legami chimici secondari.

Tipologia: Appunti

2020/2021

In vendita dal 09/12/2022

giada-masut
giada-masut 🇮🇹

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Scarica chimica: i legami chimici e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity! I LEGAMI CHIMICI 1. I LEGAMI CHIMICI SONO FORZE ATTRATTIVE TRA ATOMI O TRA MOLECOLE Gli atomi isolati (tranne i gas nobili) sono instabili e di conseguenza hanno un'elevata energia. Per aumentare la stabilità e diminuire la loro energia, modificano la loro configurazione elettronica esterna formando legami chimici. I legami chimici sono forze attrattive che si stabiliscono tra gli elettroni del livello energetico esterno (elettroni di legame) e i nuclei di due o più atomi uguali o diversi. L'energia che si libera in seguito alla formazione di un legame chimico tra i due atomi si chiama energia di legame e corrisponde anche a quella che deve essere fornita per rompere il legame chimico tra gli stessi atomi. LA RAPPRESENTAZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA NELLO STATO FONDAMENTALE Nella formazione dei legami chimici entrano in gioco gli elettroni del livello energetico esterno. La formazione di un legame chimico libera energia di legame, mentre la rottura di questo legame necessita un quantità di energia pari a quella che si era liberata in seguito alla sua formazione. La configurazione elettronica esterna nello stato fondamentale è indicata con:  La notazione s, p mette in evidenza il numero di elettroni negli orbitali del livello energetico esterno  Il diagramma energia-orbitale visualizza la disposizione degli elettroni negli orbitali del livello esterno  La simbologia o notazione di Lewis fa dedurre il tipo e il numero di legami che un atomo dei gruppi principali può formare. In questa notazione un solo elettrone in un orbitale (elettrone singolo) si indica con un puntino; una coppia di elettroni nello stesso orbitale si chiama doppietto e si indica con due puntini. Gli elettroni singoli e i doppietti si dispongono intorno al simbolo chimico dell'elemento  diagramma a punti (non viene utilizzato per gli elementi di blocco d, lantanidi e attinidi) 2. LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELL'OTTETTO È STABILE Gli elementi del gruppo 18 sono stati denominati gas nobili (o inerti), la loro bassa reattività (e l'alta stabilità) è da attribuire alla loro configurazione elettronica esterna n s2n p6 (ottetto). Lewis suppose che altri atomi tendessero a raggiungere l’ottetto bassa energia/reattività ed elevata stabilità. Ogni atomo tenderà a raggiungere la configurazione elettronica esterna dell'ottetto mediante la formazione dei legami chimici. La stabilità tuttavia può essere raggiunta anche conseguendo una configurazione elettronica non otteziale:  L'elio consegue la stabilità con due elettroni perché ha solo l'orbitale s; anche l'idrogeno e il litio raggiungeranno la stabilità conseguendo la configurazione elettronica esterna dell’elio  Il berillio e il boro conseguono la stabilità con quattro e sei elettroni (ottetto incompleto)  Intorno ai non metalli che seguono il silicio si possono sistemare più di 8 elettroni (espansione dell'ottetto) I legami chimici sono: primari (interatomici) e secondari (interazioni intermolecolari e interazioni ione-dipolo) 3. I LEGAMI CHIMICI PRIMARI SONO DISTINTI IN IONICO, COVALENTE E METALLICO La tendenza degli elementi a raggiungere la configurazione elettronica stabile è alla base della formazione dei legami chimici primari o interatomici che si formano mediante le seguenti modalità: 1. Legame ionico: acquistando elettroni da un atomo o cedendo elettroni a un altro atomo I due atomi si trasformano in ioni di carica opposta tra cui si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica data legame ionico. Lo stabilirsi di un legame ionico porta la formazione di un'unità a formula 2. Legame covalente: condividendo uno o più elettroni di legame con altrettanti di un altro atomo dello stesso tipo (omopolare, legami puri=l'elettrone sta al centro) o diverso (eteropolare). Lo stabilirsi di legami covalenti porta la formazione di una molecola 3. Legame metallico: condividendo elettroni di legame con cationi dello stesso tipo Lo stabilirsi del legame metallico porta la formazione di un elemento metallico 4. IL LEGAME IONICO SI FORMA TRA ATOMI DI METALLI E ATOMI DI NON METALLI Il legame ionico si realizza per il trasferimento di uno o più elettroni da un atomo a un altro atomo con la formazione di un catione e di un anione tra i quali si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica Il legame ionico si forma per il trasferimento di elettroni da atomi che hanno un'elevata tendenza a perdere elettroni (bassa energia di ionizzazione), ad atomi che hanno elevata affinità elettronica. Il legame ionico si forma tra atomi che hanno un'elevata differenza di En, ovvero tra atomi di metalli e non metalli un valore di ΔEn>1,7. Tra alcuni metalli (in particolare berillio e alluminio) e gli alogeni non si stabilisce un legame ionico ma si forma un legame covalente polare. IL LEGAME IONICO TRA IL SODIO E IL CLORO Il sodio è un metallo (En=0,9) mentre il cloro è un non metallo (En=3,0)  ∆En è pari a 2,1. Il sodio ha un basso valore di energia di ionizzazione, quindi tende a perdere un elettrone trasformandosi nello ione N a+¿ ¿ conseguendo la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo precede (neon) Il cloro ha un alto valore di affinità elettronica e quindi tende ad acquistare un elettrone trasformandosi nello ione C l−¿ ¿ conseguendo così la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo segue (argon) Tra i due ioni di carica opposta si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica che costituisce il legame ionico si forma un composto ionico, il cloruro di sodio. La forza di un legame ionico e tanto maggiore quanto più elevata è la carica degli ioni e minore la loro distanza. La formazione del legame chimico è giustificata dalla minore energia potenziale del composto rispetto a quella complessiva dei due elementi. La forza di attrazione elettrostatica tra i due ioni porta alla formazione di una unità formula. L'unità formula (= dice il numero di elettroni) è una specie elettricamente neutra costituita da ioni Uniti da un legame ionico; indica il rapporto quantitativo esistente tra gli ioni di un composto ionico allo stato liquido o solido. Nel cloruro di sodio per ogni ione N a+¿ ¿ si ha uno ione C l−¿ ¿  l'unità formula è Na+¿C l−¿ ¿ ¿ PROBLEMA MODELLO Determinare l'unità formula e la formula chimica di un composto ionico 1) Stabilisci l'unità formula e la formula chimica che derivano dalla formazione del legame ionico tra Ca e Br 2) Rappresentiamo con la simbologia di Lewis l'equazione che descrive il processo di formazione degli ioni; stabiliamo poi il numero di elettroni che devono essere ceduti o acquistati per raggiungere la configurazione del gas nobile che precede il catione e che segue l'anione. Ca tende a perdere 2 elettroni formando lo ione Ca2+¿ ¿con la configurazione elettronica del gas nobile che lo precede (Ar) Br tende ad acquistare 1 elettrone formando lo ione Br−¿¿ con la configurazione elettronica del gas nobile che lo segue (Kr) Conclusione: dato che l'atomo di calcio perde due elettroni e l'atomo di bromo ne acquista uno solo, occorrono due atomi di bromo per un atomo di calcio: sia la formazione dell'unità formula Ca2+¿Br−¿¿ ¿ IONI DEI METALLI DI POST TRANSIZIONE E DI TRANSIZIONE I metalli di post-transizione (elementi in basso a sx del blocco p) perdono generalmente gli elettroni dei sottolivelli s e p ma possono cedere anche solo gli elettroni del sottolivello p. I metalli di transizione (blocco d) perdono abbastanza facilmente gli elettroni del sottolivello s ma possono perdere anche gli elettroni del sottolivello d. IONI POLIATOMICI Gli ioni poliatomici sono gruppi di due o più atomi legati tra loro mediante legami covalenti e recanti una o più cariche elettriche positive o negative. I più comuni sono alcuni anioni biatomici e cationi poliatomici e diversi anioni poliatomici che derivano da ossoacidi (composti formati da idrogeno, non metallo e ossigeno) per perdita totale o parziale in soluzione acquosa di atomi di idrogeno. IL LEGAME COVALENTE POLARE NELLA MOLECOLA DEL CLORURO DI IDROGENO (HCL) L'atomo di idrogeno e di cloro devono condividere un elettrone per raggiungere la configurazione esterna del gas nobile che li segue Per realizzare la condizione di stabilità gli atomi mettono a disposizione il proprio elettrone esterno. FORMAZIONE LEGAME: La sovrapposizione parziale e frontale dell'orbitale s con l'orbitale p determina la formazione di un orbitale di legame costituito da due elettroni con spin opposto che si muovono intorno a entrambi i nuclei. L'addensamento elettronico avviene lungo l'asse congiungente i due nuclei e il legame è di tipo σ. Dato che la molecola è costituita da atomi con diversa En, gli elettroni di legame non sono distribuiti simmetricamente: sono attirati con maggiore forza dal cloro. L'atomo di cloro quindi ha un maggiore addensamento e assume una parziale carica negativa, mentre l'atomo di idrogeno una parziale carica positiva.  formazione di orbitale di legame asimmetrico che si espande intorno al cloro e si restringe intorno all'idrogeno. In questa molecola gli atomi non sono più elettricamente neutri ma hanno carica elettrica  formazione di due poli elettrici di segno opposto che costituiscono un dipolo elettrico. Il legame covalente che si stabilisce definito eteropolare o polare. IL LEGAME COVALENTE POLARE NELLA MOLECOLA DI ACQUA (H2O) I due atomi di H e l'atomo di O devono condividere rispettivamente uno e due elettroni per raggiungere la stabilità  FORMAZIONE LEGAME: la sovrapposizione parziale e frontale dell'orbitale s dei due atomi di idrogeno con due orbitali p incompleti dell'atomo di ossigeno formazione di due legami covalenti eteropolari di tipo σ Dato che l'ossigeno è più elettronegativo gli elettroni di legame sono addensati sull’atomo di ossigeno che assume due parziali cariche negative, mentre ciascun atomo di idrogeno assume una parziale carica positiva. IL LEGAME COVALENTE POLARE NELLA MOLECOLA DI AMMONIACA (NH3) I tre atomi di idrogeno e l'atomo di azoto devono condividere rispettivamente uno e tre elettroni per raggiungere la stabilità  FORMAZIONE LEGAME: la sovrapposizione parziale e frontale dell'orbitale s di ciascun atomo di idrogeno con i tre orbitali p incompleti dell'atomo di azoto  formazione di tre legami covalenti polari di tipo σ Dato che l'azoto è più elettronegativo gli elettroni di legame sono addensati sull’atomo di azoto che assume tre parziali cariche negative, mentre ciascun atomo di idrogeno assume una parziale carica positiva. 8. NEL LEGAME COVALENTE DATIVO GLI ELETTRONI DI LEGAME SONO FORNITI DA UN SOLO ATOMO Il legame covalente eteropolare può anche formarsi per sovrapposizione parziale di un orbitale di un atomo contenente due elettroni con un orbitale di un altro atomo o di uno ione positivo monoatomico  legame dativo Il legame covalente dativo consiste nella condivisione di un doppietto elettronico ma è solo un atomo a fornire gli elettroni per la formazione del legame L'atomo che fornisce gli elettroni (atomo donatore) ha già raggiunto l'ottetto e deve avere un doppietto elettronico non impegnato in legami; l'atomo che si serve di 2 elettroni (accettore) deve avere un orbitale vuoto. La sovrapposizione parziale dei 2 orbitali porta alla formazione di un orbitale di legame che circonda i 2 nuclei. Se l'atomo donatore ha due o tre doppietti disponibili può formare due o tre legami dativi. IL LEGAME COVALENTE DATIVO NELLA MOLECOLA DEL DIOSSIDO DI ZOLFO (SO2) L'atomo di zolfo e i due di ossigeno per conseguire l'ottetto ciascuno dei tre atomi deve condividere due elettroni. Lo zolfo e uno dei due atomi di ossigeno raggiungono l'ottetto condividendo ognuno due elettroni mediante sovrapposizione degli orbitali p incompleti formazioni di un doppio legame (σ e π) Lo zolfo, conseguito l'ottetto, presenta due doppietti elettronici non impegnati in legami; l’atomo di ossigeno non ha orbitali vuoti ma può addensare i 2 elettroni singoli in un solo orbitale liberandone uno che diventa accettore. L'energia consumata dall'atomo di ossigeno è compensata dalla possibilità di formare un nuovo legame  viene raggiunta la stabilita mediante la sovrapposizione dell'orbitale vuoto con l'orbitale p dello zolfo. Il legame covalente dativo non è distinguibile da un altro legame covalente, poiché presenta sia lunghezza di legame sia energia di legame uguali a quelle degli altri legami covalenti semplici. IL LEGAME COVALENTE DATIVO NELLO IONE AMMONIO (NH +¿4¿) Nell’ammoniaca (NH3) l'azoto ha già raggiunto l'ottetto e dispone di un doppietto elettronico non impegnato in legami. In presenza dello ione H+ il doppietto dell'azoto può essere utilizzato per formare un legame covalente dativo con formazione di ione poliatomico lo ione ammonio La carica positiva e delocalizzata su tutti gli atomi. LA POLARITÀ DEL LEGAME COVALENTE Tra due atomi legati da un legame covalente il grado di polarità del legame dipende dalla distribuzione degli elettroni di legame rispetto ai nuclei dei due atomi legati e quindi dalla loro elettronegatività:  Tra due atomi uguali (En=) la coppia elettronica esattamente condivisa, distribuzione degli elettroni di legame simmetrica: legame omopolare  Tra due atomi diversi (En diverso) la coppia elettronica condivisa è più attratta dall’atomo più elettronegativo, distribuzione degli elettroni di legame asimmetrica; l'atomo più elettronegativo assume una parziale carica negativa e l’altro atomo una parziale carica positiva: legame eteropolare o polare La distribuzione asimmetrica del doppietto elettronico si può rappresentare:  Con i simboli δ+ e δ-  Con un vettore diretto verso la parziale carica negativa e dove il segno + sulla freccia evidenzia la localizzazione della parziale carica positiva Due atomi legati da un legame covalente polare costituiscono un dipolo= un sistema costituito da due cariche elettriche (simbolo q) uguali e disegno a posto poste a una distanza d l'una dall'altra Il grado di polarità di un dipolo è espresso quantitativamente dal momento dipolare (μ, mi)= esprime il prodotto tra il valore assoluto della carica (q) ai due estremi di un dipolo e la distanza (d) tra le cariche --> μ= d x q Il valore del momento dipolare aumenta con l'aumentare della carica dei due di poli e all'aumentare della distanza che li separa. Il momento dipolare è una grandezza vettoriale e quindi possiamo rappresentarla mediante una freccia la cui lunghezza è proporzionale al valore Il momento dipolare (e quindi il grado di polarità) aumenta con l'aumentare della differenza di elettronegatività 9. IL TIPO DI LEGAME DIPENDE DALLA DIFFERENZA DI ELETTRONEGATIVITÀ TRA DUE ATOMI Dato che il grado di polarità di un legame dipende dalle differenze di En, esso avrà:  Un valore più elevato nel legame ionico (alta differenza di En)  Un valore nullo nel legame covalente omopolare (differenza nulla o molto piccola)  Un valore intermedio nel legame covalente polare È possibile correlare la polarità di un legame con il suo parziale carattere ionico: maggiore è la polarità (ovvero la differenza di elettronegatività), maggiore sarà il carattere ionico tra gli atomi:  ΔEn=0 o ΔEn<0,4 Il legame è covalente omopolare e i due atomi non assumono alcuna carica  0,4<ΔEn<1,7 il legame è prevalentemente covalente eteropolare con carattere ionico inferiore al 50%  ΔEn=1,7 nel legame non prevale né il carattere covalente né quello ionico  ΔEn>1,7 il legame è prevalentemente ionico La differenza di elettronegatività più elevata tra due atomi si ha tra il cesio e il fluoro (ΔEn=3,2) tuttavia neanche in tal caso il legame è puramente ionico perché la percentuale di carattere ionico è del 95% 10. IL LEGAME METALLICO SI FORMA TRA ATOMI DELLO STESSO METALLO Per definire il tipo di legame tra atomi di un metallo si esamina la struttura e i valori dell'energia di ionizzazione  Gli atomi in un metallo si dispongono in modo ordinato e regolare a costituire un reticolo cristallino; l'unità del reticolo che si ripete nelle tre dimensioni e la cella elementare caratterizzata dalla struttura compatta e da un numero di coordinazione elevato. Le strutture più comuni sono: la cella cubica a corpo centrato (atomo circondato da 8 atomi), a facce centrate, esagonale compatta (atomo circondato da 12 atomi)  I metalli sono elementi con bassi valori di energia di ionizzazione per cui tendono a cedere facilmente elettroni trasformandosi in ioni positivi Tra gli atomi di un metallo non si può stabilire né un legame ionico (perché gli atomi sono uguali) né un legame covalente (perché ogni atomo ha a disposizione pochi elettroni esterni in confronto al numero di atomi a cui è legato nella cella elementare) Si è allora ipotizzata per i metalli una struttura costituita dagli ioni positivi immersi in una nube di elettroni mobili diffusi per tutto il reticolo cristallino; ognuno degli elettroni del livello energetico esterno è attratto contemporaneamente da tutti i cationi circostanti. Il legame metallico consiste nella forza di attrazione che si stabilisce tra gli ioni positivi di un metallo gli elettroni del livello energetico esterno (elettroni di legame) che sono in continuo movimento Il legame metallico è tanto più forte quanto maggiore è la carica del nucleo poiché aumenta la forza di attrazione che il nucleo esercita sugli elettroni mobili del livello energetico esterno nei primi gruppi il legame è più debole. Questo tipo di legame giustifica le tipiche proprietà che contraddistinguono i metalli:  Conducibilità elettrica e termica: Applicando una differenza di potenziale piccola alle due estremità di una barretta metallica si ha il passaggio di corrente elettrica. Ponendo all'estremità della barretta una fonte di calore se osserva che l'energia termica si trasmette lungo tutta la barretta sono da attribuire alla bassa energia di ionizzazione (all'elevata mobilità degli elettroni di legame)