Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare -...

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Il Legame Chimico e la

Struttura Molecolare

Energia di interazione di due atomi di idrogeno

2017

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Energia di attrazione E = A r n

Energia di repulsione E = + B r (m > n) m

Interazioni tra atomi

r

r

3

0 r

M r

E

repulsione

attrazione

+

_

Si forma un legame chimico se ΔE ≥ 50 kJ/mole

ΔE risultante

4

H H

Formazione della molecola H2

H H

5 LEGAME CHIMICO

Gli obiettivi:!!1. La distribuzione degli elettroni di valenza nelle molecole e negli ioni.!2. Le strutture molecolari!3. Le proprietà di legame ed il loro effetto sulle proprietà molecolari.!

6 Tipi di Legame Chimico!

• Legame ionico— trasferimento completo di 1 o più elettroni da un atomo ad un altro!

• Legame covalente—alcuni elettroni di valenza sono condivisi fra due atomi!

•  La maggior parte dei legami sono intermedi tra questi estremi.!

7 Legame Ionico E’ un legame di natura elettrostatica che si forma tra due elementi

aventi rispettivamente -una bassa energia di ionizzazione -un’alta affinità elettronica

La forza attrattiva aumenta all’aumentare della carica ionica, e diminuisce all’aumentare della distanza tra gli ioni.

q+ x q–

Forza attrattiva = k r2

Legge di Coulomb

Es.: NaCl, FeSO4

8 Le Temperature di fusione dei solidi ionici dipende dalla carica e dal raggio ionico

Composto

LiF LiCl LiH NaF NaCl NaBr NaI

842 614 680 995 801 750 662

KCl MgCl MgO CaO

Al O

776 708

2800

1360 782

2572

2015

Composto Temperatura di fusione (°C)

Temperatura di fusione (°C)

2

CaF 2 CaCl 2

2 3

Aumentano le Dimensioni, quindi il raggio r.

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© 2009 Brooks/Cole - Cengage

9

Il legame covalente

Ha origine dalla condivisione di elettroni tra due elementi di elettronegatività uguale o confrontabile

Tra i nuclei aumenta la densità elettronica originando un legame se la forza attrazione nuclei-elettroni > repulsione tra nuclei e tra elettroni

nuclei

elettroni

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© 2009 Brooks/Cole - Cengage 10

La sovrapposizione di due orbitali s

La teoria del legame di valenza

Il legame covalente si forma per sovrapposizione di orbitali atomici Più estesa è la sovrapposizione degli orbitali atomici, più forte è il legame

Elegame H-H 432 kJ/mol d 0.74 Å

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La sovrapposizione assiale di due orbitali p

Legame σ : simmetria cilindrica attorno all’asse internucleare

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La sovrapposizione laterale di due orbitali p

Legame π : sovrapposizione nulla sull’asse internucleare Più debole del legame σp

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Cl H H Cl

•• • •

••

•• • •

•• +

Sovrapposizione di un orbitale H (1s) e un orbitale Cl (2p)

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Elettroni nelle Molecole

•  La distribuzione degli elettroni è rappresentata con strutture elettroniche a punti di Lewis

•  Gli elettroni di valenza sono classificati come:

-condivisi o COPPIE di LEGAME

-non condivisi o COPPIE SOLITARIE. G. N. Lewis 1875 - 1946

• • • •

• • H Cl Coppie solitarie Coppia di!

legame

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Elettroni di Valenza Gli elettroni sono classificati come elettroni degli strati

interni (core) e di valenza!!B 1s2 2s2 2p1!core = 1s2, valenza = 2s2 2p1!

Br [Ar] 3d10 4s2 4p5!core = [Ar] 3d10 , valenza = 4s2 4p5!

16 Regola dell’ottetto!

Un atomo tende ad acquistare o perdere elettroni

affinchè il suo livello esterno "guscio di valenza”

abbia otto elettroni.

Ci sono eccezioni alla regola dell’ottetto: es. BF3

BF3

17 Come Disegnare una Struttura a Punti di Lewis!Ammoniaca, NH3!!!

1. Individuare l’atomo centrale (quello con! !la più bassa affinità elettronica).! !!!!

2. Contare gli elettroni di valenza!! !H = 1 e N = 5!

! !Totale = (3 x 1) + 5 ! ! ! ! != 8 elettroni pari a 4 coppie!

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3.  Formare un legame singolo fra l’atomo centrale e ciascun altro atomo!!-servono tre coppie-!

H H

H

N

H • •

H

H

N 4. !La restante coppia completa

!l’ottetto.!

Quindi: 3 COPPIE di LEGAME ed 1 COPPIA SOLITARIA. !

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Biossido di Carbonio, CO2

1. Atomo centrale = ___C____!2. Elettroni di valenza = _16_ pari a _8_coppie!3. Formare i legami.!

4. Posizionare le restanti 6 coppie solitarie sugli atomi.!

1 coppia

2 coppia

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Biossido di Carbonio, CO2

La seconda coppia di legame forma un legame (π) .!

5. Perchè il Carbonio abbia un ottetto, dobbiamo formare DOPPI LEGAMI fra C e O.!

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Legami doppi si formano comunemente tra C, N, P, O, e S!

H2CO

SO3

C2F4

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Eccezioni alla Regola dell’ Ottetto

Generalmente succede con il Boro e gli elementi dei periodi superiori.

BF3 SF4

1 coppia

2 coppia

3 coppia

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La disposizione geometrica dei legami intorno ad un atomo dipende dal numero di coppie elettroniche (di legame + solitarie) che lo circondano. Tali coppie si dispongono il più lontano possibile fra loro nello spazio intorno all’atomo centrale.

GEOMETRIA MOLECOLARE Teoria VSEPR

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H

HH

H

tetrahedral

109˚

C4

120˚

planar trigonal

FFB

F3

180˚

linear2

GeometryExample

No. of e - PairsAround CentralAtom

F—Be—F

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H

HH

H

tetrahedral

109˚

C4

120˚

planar trigonal

FFB

F3

180˚

linear2

GeometryExample

No. of e - PairsAround CentralAtom

F—Be—F

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Le geometrie previste dal modello VSEPR per le molecole del tipo AX2 ad AX6 che contengano legami covalenti singoli.

27 Determinazione della Struttura con la VSEPR

Ammoniaca, NH3!1. Disegnare la struttura elettronica

a punti!2. Contare le coppie di legame e

solitarie = 4!

H ••

H

H

N

3. Le 4 coppie elettroniche si posizioneranno ai vertici di un tetraedro.!

HH

H

lone pair of electronsin tetrahedral position

NLa GEOMETRIA DELLE COPPIE ELETTRONICHE E’ TETRAEDRICA.

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Ammoniaca, NH3 La geometria delle coppie di elettroni è tetraedrica.

Determinazione della Struttura con la VSEPR

HH

H

lone pair of electronsin tetrahedral position

N

La GEOMETRIA MOLECOLARE (le posizioni degli atomi) è PIRAMIDALE.

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Strutture e VSEPR

Acqua, H2O!1. Disegnare la struttura elettronica a

punti!

La geometria delle coppie elettroniche è TETRAEDRICA.

2. Contare le coppie solitarie e di legame = 4!3. Le 4 coppie elettroniche sono ai vertici di un tetraedro.!

H

HO

La geometria molecolare è ANGOLARE

30 L’influenza delle coppie solitarie: gli angoli di legame nel metano, ammoniaca e acqua

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Elettronegatività

•  Elettronegatività: La capacità di un atomo in una molecola di attrarre gli elettroni impegnati in un legame chimico.

•  Pauling ha proposto una scala che varia da 0.7 (Cs) a 4.0 (F).

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Percentuale di Carattere Ionico di un Legame

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Legami polari ed elettronegatività

Quando due atomi con elettronegatività diversa condividono elettroni il legame tra loro è polare.

H Cl δ+ δ-

La coppia elettronica di legame si sposta verso l’atomo con maggiore elettronegatività, originando la formazione di cariche parziali.

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La coppia elettronica di legame si sposta verso l’atomo con maggiore elettronegatività, originando la formazione di cariche parziali

Momenti dipolari e geometria delle molecole

+q d -q (Coulomb · metro) µ = q ·d

µ = momento di dipolo 1 debye = 3,3 · 10 -30 C · m

Differente elettronegatività degli atomi Eventuale presenza di doppietti non condivisi sull’atomo centrale Struttura spaziale della molecola

Per stabilire se una molecola è polare occorre tenere conto dei seguenti fattori:

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Esempi di molecole apolari µ = 0

Be H H 2 δ+ δ- δ-

C O O 2 δ+ δ- δ-

B H H

H

3 δ+ δ- δ-

δ-

(molecola planare)

C Cl

Cl Cl

Cl 4 δ+

δ-

δ-

δ-

δ-

(molecola tetraedrica)

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Esempi di molecole polari µ = 0

µ = 1,47 D

µ = 1,86 D

N H

H H

_ 3 δ-

δ+

δ+

δ+

Baricentro delle cariche positive

µ = 1,03 D

O H H

δ+ δ+

2 δ-

H Cl δ+ δ-

37 Lunghezza di legame

Dipende dalle dimensioni degli atomi.

H—F H—Cl H—I

1 A = 10-2 pm.

•  Indica la distanza tra i nuclei di due atomi in un legame.

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1 A = 10-2 pm.

Lunghezza di legame

C–O

C=O

Lunghezza di legame: Legame semplice > legame doppio > legame triplo

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Energia di un legame

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•  energia necessaria per rompere un legame chimico. •  LEGAME Entalpie di dissociazione

di legame (kJ/mol) H—H 436 C—C 346 C=C 602 C≡C 835 N≡N 945

Maggiore è il numero di legami più elevata è l’energia necessaria alla separazione dei due elementi.

Energia di un legame

Fine

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