Riassunto sui Legami Chimici PDF

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Cap 10 I LEGAMI CHIMICI 1. L’ENERGIA DI LEGAME Un legame chimico tra gli atomi si instaura solo se la formazione a partire da atomi isolati libera energia e quindi l’aggregato che ne risulta abbia un’energia potenziale minore degli atomi separati. A+B(EP) AB Energia di legame: la quantità di energia che è necessario fornire a una mole di sostanza per rompere il legame che trattiene i suoi atomi (kJ/mol). Più è grande l’energia di legame, più stabile è l’aggregato e è più forte il legame che unisce due atomi. La natura del legame che unisce gli atomi dipende dalle proprietà degli elementi che si combinano. 2. I GAS NOBILI E LA REGOLA DELL’OTTETTO Soltanto due gas nobili reagiscono per formare composti. Abegg: gli atomi avrebbero potuto accettare o cedere elettroni per conseguire la stessa configurazione dei gas nobili (8 elettroni esterni). Dal trasferimento di elettroni tra gli atomi si producono ioni dotati di carica capaci di attrarsi, cioè di unirsi mediante legame ionico. Lewis: gli atomi possono raggiungere la stess configurazione dei gas nobili non solo scambiandosi elettroni, ma anche condividendoli (condivisione di una coppia di elettroni) legame covalente. Regola dell’ottetto: quando un atomo si combina con gli altri, raggiunge il massimo di stabilità scambiando o condividendo, in modo da conseguire una configurazione elettronica esterna a otto (o a due) elettroni simile a quella del gas nobile più vicino nel sistema periodico. La regola non è sempre soddisfatta: alcuni non raggiungono l’ottetto (BeH2 e BH3), altri hanno più di 8 elettroni (PCl5, SF6). H è l’unico gas nobile con 2 elettroni, ma è stabile. 3. IL LEGAME COVALENTE Si forma quando due atomi mettono in comune una coppia di elettroni (al fine di raggiungere la configurazione del gas nobile vicino). Appartengono contemporaneamente ai due atomi che li condividono risultando attratti da entrambi, completa quindi la configurazione di due atomi. È responsabile della formazione delle molecole. La tendenza a mettere in comune elettroni si manifesta anche tra atomi di natura diversa (HF, H2O, NH3, CH4). A+BA:B. - La lunghezza del legame: distanza che intercorre tra i nuclei di due atomi uniti da un legame covalente (H2: 74pm). Aumenta all’aumentare delle dimensioni atomiche e al diminuire delle forze di legame. - I legami covalenti multipli: condividono due (legame doppio, O2) o tre coppie di elettroni (legame triplo, N2). Numero di coppie condiviso: l’ordine di legame. All’aumentare dell’ordine di legame variano sia l’energia che la lunghezza del legame. 4. IL LEGAME COVALENTE DATIVO Si forma quando uno dei due atomi ha già raggiunto l’ottetto esterno. La coppia di elettroni comuni è fornita, quindi, da uno solo degli atomi partecipanti al legame (ione ammonio NH4+). È presente infatti un accettore e un donatore. Giustifica la formazione di composti complessi o composti di coordinazione: si originano quando un metallo, o uno ione metallico, viene circondato da atomi donatori di elettroni, appartenenti a molecole o a ioni negativi. Le molecole che circondano il metallo si dicono leganti e il metallo coordinante. 5. IL LEGAME COVALENTE POLARE Il legame covalente puro (apolare) si forma tra atomi identici che esercitano la stessa forza sugli elettroni di legame. Se i due atomi sono di natura diversa eserciteranno una diversa forza di attrazione (HCl, verso il Cl: H polo parzialmente positivo, Cl polo parz negativo dipolo e legame covalente polare). Nel legame covalente polare gli atomi presentano una parziale carica elettrica di segno opposto. + differenza elettronegatività, + polarità del legame che li unisce. L’insieme delle

cariche positive esercita una forza elettrica complessiva che risulta applicata in un unico punto chiamato centro delle cariche. Lo stesso vale per le cariche negative. Nel legame covalente apolare i due centri di carica coincidono, nel legame covalente polare no e si ha quindi la separazione di carica. Composti polari. 6. IL LEGAME IONICO Il legame ionico si ottiene quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è molto alta, in genere superiore a 1,9. Carattere ionico di un legame aumenta gradualmente all’aumentare della differenza dell’elettronegatività. Il legame ionico è dovuto alla forza di attrazione che tiene uniti gli ioni di carica opposta (NaCl). - I metalli appartenenti ai gruppi I, II,III tendono a perdere elettroni e a diventare ioni positivi, raggiungendo la struttura del gas nobile più vicino - I non metalli dei gruppi V, VI, VII tendono ad acquistare elettroni e a trasformarsi in ioni negativi - Quando essi si incontrano, si scambiano gli elettroni, diventano ioni e tra essi si stabilisce la forza di attrazione che rappresenta il legame ionico 7. I COMPOSTI IONICI Si forma il reticolo cristallino del NaCl (cloruro di sodio). La formula di un composto ionico indica il rapporto di combinazione tra gli ioni positivi e negativi affinché esso risulti elettricamente neutro, non indica una molecola di composto, perché nei loro cristalli non si distinguono le unità molecolari. Le intense forze attrattive tra gli ioni spiegano l’elevato punto di fusione di questi composti solidi. All’aumentare delle forze di attrazione aumenta il punto di fusione del solido, perché tali forze si oppongono all’allontanamento degli ioni. Tutti i composti ionici sono buoni conduttori di elettricità allo stato fuso. + temperatura  + moti di vibrazione degli ioni  distacco dal reticolo (l’acqua è capace di sciogliere molte sostanze ioniche). 8. IL LEGAME METALLICO È caratteristico dei metalli, di cui la maggior parte sono solidi a temperatura ambiente e quindi caratterizzati da un particolare reticolo cristallino. Il legame metallico è responsabile delle proprietà fisiche dei metalli (*). Il reticolo cristallino del Na: sequenza ordinata di ioni positivi tra i quali vagano gli elettroni esterni ( mare di elettroni o mare di Fermi) di tutti gli atomi del cristallo. Il legame metallico è dovuto dall’attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano. + forte è il legame metallico + elettroni mobili. 9. LA TAVOLA PERIODICA E I LEGAMI TRA ELEMENTI Atomi dei metalli  legami metallici. Atomi dei non metalli  legami covalenti puri. Se gli atomi dei non metalli = legame covalente puro, se sono diversi e hanno diversa elettronegatività  legame covalente polare. Metalli + non metalli  legami ionici fortemente polari. Carattere ionico aumenta all’aumentare della differenza di elettronegatività fra atomi del composto. 10. LA FORMA DELLE MOLECOLE Dalla forma delle molecole dipendono molte proprietà delle sostanze. Per descrivere la forma si fa riferimento alla lunghezza di legame e all’angolo di legame, che è l’angolo formato dagli assi congiungenti i nuclei degli atomi legati. Acqua: 104,5°. 11. LA TEORIA VSEPR

Gillespie: VSEPR (repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza), perché presuppone che le coppie di elettroni esterni si respingano reciprocamente. - La disposizione degli atomi di una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche, libere e condivise, appartenenti al livello di valenza, che circondano l’atomo centrale. - Poiché tali coppie si respingono, esse si trovano alla maggior distanza possibile l’una dall’altra. In base al numero di coppie elettroniche si ha che: - due coppie determinano un assetto lineare della molecola con angoli di legame di 180° - tre coppie elettroniche determinano un assetto triangolare equilatero con angoli di legame di 120° - quattro coppie elettroniche determinano un assetto tetraedrico con angoli di legame di 109,5°. MOLECOLE CON LEGAMI COVALENTI SEMPLICI BeH2 H:Be:H (struttura di Lewis, legame covalente ciascuno) angolo di 180° e è lineare BH3 triangolo planare CH4 tetraedrica MOLECOLE CON LEGAMI MULTIPLI O COPPIE DI ELETTRONI LIBERI SULL’ATOMO CENTRALE Le coppie di elettroni liberi si comportano come quelle condivise, ma esse sono soggette all’attrazione di un solo nucleo atomico, allora sono più vicine a esso. Però generano una repulsione maggiore tra di loro rispetto alle coppie di elettroni condivisi. Legami multipli repulsione maggiore sulle coppie adiacenti....