IL LEGAME CHIMICO

IL LEGAME CHIMICO
In maniera semplicemente qualitativa si può dire che
fra due atomi A e B o due gruppi R ed S c’è un
legame chimico quando esiste una interazione così
forte che si possa considerare l’insieme AB o RS
come qualcosa di unitario, quando cioè l’insieme è
capace di manifestare la propria esistenza individuale
entro un intervallo più o meno ampio di valori di
pressione o temperatura.
La conoscenza di queste interazioni, o legami, ha
rappresentato e rappresenta un aspetto fondamentale
della chimica.
IL LEGAME CHIMICO
Sono stati proposti vari modelli atti a visualizzare il
legame nei suoi diversi aspetti e a interpretarne le
proprietà quali forza, la distanza fra gli atomi, etc...
Secondo i casi si parla di:
•Legame covalente
•Legame ionico
•Legame di coordinazione
•Legame metallico
•Legame a idrogeno
•Interazioni di Van der Waals
IL LEGAME COVALENTE NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
Nel 1916 Gilbert N. Lewis propose che il legame chimico di tipo
covalente avvenisse attraverso la compartecipazione di due
elettroni da parte di due atomi, uno per ciascuno.
Affinché i due atomi siano legati occorre che, a una certa
distanza, l’attrazione sia maggiore della repulsione; occorre che
l’energia complessiva dei due atomi A e B quando sono legati
per formare il composto AB sia minore di quella dei due atomi
separati, a distanza infinita.
IL LEGAME COVALENTE NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
Nella figura si riporta l’andamento dell’energia del
sistema AB in funzione della distanza fra gli atomi
Curva rossa: A e B possiedono coppie di
elettroni
Curva blu: A e B possiedono un elettrone
spaiato(non accoppiato)
Il valore di distanza fra A e B cui corrisponde il valore minimo di energia, r0,
prende il nome di distanza di legame;
L’energia in quel punto, cambiata di segno, rappresenta l’Energia di legame,
che è quel valore che bisogna fornire per rompere il legame.
LA SOVRAPPOSIZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
Nella condizione di formazione del legame due elettroni occupano una
stessa regione fra i due nuclei. Si può pensare che tale regione sia definita
dalla compenetrazione dei due orbitali atomici, che prima della formazione
del legame contenevano un elettrone ciascuno. .
Il legame covalente risulta dalla sovrapposizione di due orbitali
atomici, contenente ognuno un elettrone , per dare un unico orbitale
di legame.
Anche per questi orbitali vale il principio di esclusione di Pauli
LA SOVRAPPOSIZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
Quando la sovrapposizione avviene lungo la
internucleare, si formano legami covalenti di tipo σ;
direzione
dell’asse
Negli altri casi si formano legami covalenti di tipo π;
La sovrapposizione degli orbitali atomici è maggiore nella formazione degli
orbitali σ rispetto ai π da cui segue che l’energia di un legame σ e maggiore
rispetto a quella di un legame π.
LA SOVRAPPOSIZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI
Due atomi legati mediante un legame σ possono ruotare
indipendentemente intorno all’asse di legame senza che il legame stesso
venga ad essere compromesso;
Due atomi legati mediante un legame π non possono ruotare
indipendentemente intorno all’asse di legame poiché le condizioni di
massima sovrapposizione si ottengono quando gli assi degli orbitali sono
paralleli. Ne consegue che la presenza di uno o più legami π conferisce
rigidità alla molecola.
LA FORMA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI
Caso (a): orbitale molecolare
di tipo σ formato dalla
sovrapposizione di 2 orbitali
s
Caso (b): orbitale molecolare
di tipo π formato dalla
sovrapposizione di 2 orbitali
pz
IL LEGAME σ E π NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
La molecola di H2 (atomo di H I° periodo I° gruppo)
SOVRAPPOSIZIONE ORBITALI ATOMICI
FORMALISMO DI LEWIS
H·
·H
H▬H
IL LEGAME σ E π NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
La molecola di Cl2 (atomo di Cl 3° periodo 7° gruppo)
SOVRAPPOSIZIONE ORBITALI ATOMICI
FORMALISMO DI LEWIS
Cl·
·Cl
Cl ▬ Cl
IL LEGAME σ E π NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
La molecola di HCl ( atomo di H 1° periodo 1° gruppo; atomo di Cl 3°
periodo 7° gruppo)
SOVRAPPOSIZIONE ORBITALI ATOMICI
FORMALISMO DI LEWIS
H·
·Cl
H▬ Cl
IL LEGAME σ E π NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
La molecola di O2
( atomo di O 2° periodo 6° gruppo)
SOVRAPPOSIZIONE ORBITALI ATOMICI
FORMALISMO DI LEWIS
O:
:O
O=O
IL LEGAME σ E π NELLE MOLECOLE BIATOMICHE
La molecola di N2
( atomo di N 2° periodo 5° gruppo)
SOVRAPPOSIZIONE ORBITALI ATOMICI
FORMALISMO DI LEWIS
.
.
.
.N
N.
.
N≡N
La geometria e il legame nelle molecole poliatomiche
Quando un atomo A è legato ad altri due atomi B nella molecola AB2,
la disposizione degli atomi B attorno all’atomo centrale A può essere
diversa.
Il formalismo di Lewis non dà informazioni circa la disposizione dehli
atomi nello spazio, quindi circa gli angoli di legami.
La conoscenza della geometria, essendo un dato essenziale e
caratterizzante della molecola, è necessaria per scrivere le formule di
struttura.
Sidgwick e Powell (1940) introdussero un modello qualitativo molto
semplice che permette, con discreta approssimazione, di prevedere la
disposizione geometrica degli atomi legati ad un atomo centrale.
La teoria che sta alla base prende il nome di Valence Shell Pair
Electron Repulsion (VSPER)
La geometria e il legame nelle molecole poliatomiche
Nel modello di Sidgwick e Powell si ammette che le coppie di elettroni
di legame σ e le coppie di valenza solitarie si respingono (come
succede per le cariche elettriche dello stesso segno sulla superficie di
un conduttore di forma sferica).
La geometria molecolare di H2O
Atomo di O
2°periodo
6° gruppo
Atomo di H
1° periodo
1° gruppo
FORMALISMO DI LEWIS
H·
O:
·H
H-O-H
Modello di Sidgwick e Powell
Geometria delle coppie
elettroniche: tetraedrica
Geometria della molecola:
angolare
Angoli di legame: 105°
inferiore rispetto a 109,5°
La geometria molecolare di NH3
Atomo di N
2°periodo
5° gruppo
Atomo di H
1° periodo
1° gruppo
FORMALISMO DI LEWIS
.
. N
3H·
.
H-N-H
H
Modello di Sidgwick e Powell
Geometria delle coppie
elettroniche: tetraedrica
Geometria della molecola:
piramide trigonale
Angoli di legame: 107°
inferiore rispetto a 109,5°
Regola dell’ottetto e limiti alla sua validità
E’ opportuno rilevare come gli atomi nelle formule di struttura sinora discusse
siano sempre circondati da quattro coppie di elettroni, siano esse di legame o
coppie solitarie (Es: O2, N2, H2O etc….)
Tale tendenza prende il nome di regola dell’ ottetto, e consente di prevedere il
numero di legami che un atomo può formare a meno delle coppie solitarie.
La validità della regola dell’ottetto cade quando sono coinvolti nel
legame anche orbitali d
Regola dell’ottetto e limiti alla sua validità
Per esempio consideriamo la chimica del P 3°periodo 5° gruppo
↓↑
↑ ↑ ↑
3s2
3p3
Esso pertanto dà luogo a composti tipo PH3 e PCl3 ma coinvolgendo anche gli
orbitali d presenti nel livello 3 può dare composti quali PCl5
↑
3s
↑
↑
3p3
↑
↑
3d1
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
L’IBRIDIZZAZIONE è quel processo che consiste nella combinazione
delle funzioni d’onda di n orbitali diversi, ma con energia vicina, per
ottenere n ORBITALI IBRIDI uguali con energia pari alla media pesata
dell’energia degli orbitali atomici coinvolti.
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
ESEMPIO: LA CHIMICA DEL CARBONIO
Il metano CH4 è una molecola gassosa i cui quattro legami C-H hanno la
stessa lunghezza, energia. Ciò non si spiega considerando la
configurazione elettronica del C allo stato fondamentale pur considerando
la promozione elettronica di un elettrone da un orbitale 2s2 all’orbitale 2p.
Si spiega invece considerando l’ibridizzazione dell’orbitale 2s con gli
orbitali 2p
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
Orbitali ibridi sp3
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
ESEMPIO: LA CHIMICA DEL CARBONIO
L’etilene C2H4 è una molecola gassosa la cui formazione non si spiega
considerando la configurazione elettronica del C allo stato fondamentale
pur considerando la promozione elettronica di un elettrone da un orbitale
2s2 all’orbitale 2p.
Si spiega invece considerando l’ibridizzazione dell’orbitale 2s con 2 degli
orbitali 2p
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
Orbitali ibridi sp2
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
Molecola dell’etilene C2H4
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
ESEMPIO: LA CHIMICA DEL CARBONIO
L’acetilene C2H2 è una molecola gassosa la cui formazione non si spiega
considerando la configurazione elettronica del C allo stato fondamentale
pur considerando la promozione elettronica di un elettrone da un orbitale
2s2 all’orbitale 2p.
Si spiega invece considerando l’ibridizzazione dell’orbitale 2s con 1 degli
orbitali 2p
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
Orbitali ibridi sp
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
Molecola dell’acetilene C2H2
Ibridizzazione e Orbitali ibridi
Molecola del benzene
Elettronegatività
Ogni legame, sia esso σ o π è rappresentato da una distribuzione di
densità elettronica fra i nuclei dei due atomi.
La distribuzione di densità elettronica sarà simmetrica nel caso in cui i due
atomi sono uguali.
Nel caso in cui gli atomi sono diversi, la distribuzione non è simmetrica .
L’ elettronegatività misura la tendenza di un atomo ad attrarre la coppia
di elettroni di legame.
χ = k(Ei + A)
elettronegatività di Mulliken
L’elettronegatività aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e
diminuisce dall’alto in basso in un gruppo
Elettronegatività
Legame covalente
omopolare
Legami covalenti
eteropolari
Energia di Legame e Distanza di legame
Rappresentano le caratteristiche principali di un’interazione di legame A-B.
Distanza di legame rappresenta la distanza dei due nuclei fra gli atomi
legati
L’energia di legame viene definita come l’energia che bisogna fornire al
sistema A-B per rompere il legame.
Legame
Distanza di legame (nm)
Energia di legame (KJ/mole)
C-C
1.54
347
C=C
1.35
522
C=C
1.21
961
H-F
0.92
564
O-H
0.96
469
N-H
1.01
389
C-H
1.09
414
H-I
1.61
297