Diapositiva 1 - Liceo Rodolico

Legami chimici
Orbitali
molecolari
Legami
intermolecolari
L’elettrone è “inafferrabile”
• Le ricerche sulla meccanica
quantistica del ventesimo
secolo hanno portato a
superare l’idea di concepire
l’elettrone come una particella
in movimento su traiettorie
intorno al nucleo
La teoria della meccanica quantistica descrive i sistemi come una sovrapposizione di
stati diversi e prevede che il risultato di una misurazione non sia completamente
arbitrario, ma sia incluso in un insieme di possibili valori: ciascuno di detti valori è
abbinato a uno di tali stati ed è associato a una certa probabilità di presentarsi come
risultato della misurazione
Orbitali
• La meccanica quantistica prevede
che non sia possibile associare
contemporaneamente ad una
particella una posizione ed una
quantità di moto ben definita
(Principio di Indeterminazione di
Heisenberg).
• Il concetto di orbita di un elettrone
è sostituito da quello di orbitale, di
traiettoria entro la quale è massima
la probabilità di trovare una
particella
Orbitale atomico
un orbitale atomico viene approssimato con quella regione di
spazio attorno al nucleo atomico in cui la probabilità di
trovare un elettrone è massima (massima densità di
probabilità) ed è delimitata da una superficie
La configurazione elettronica
• Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni. Gli orbitali vengono
riempiti partendo da quelli ad energia minima (stato fondamentale) e
riempiendo, via via, quelli ad energia superiore; se sono presenti degli orbitali
degeneri (ovvero diverse distribuzioni spaziali a parità di livello energetico,
come ad esempio i tre orbitali p) gli elettroni si distribuiscono
preferenzialmente in modo da occuparne il maggior numero.
• La disposizione degli elettroni negli orbitali atomici costituisce la
configurazione elettronica di un atomo, dalla quale dipendono la reattività, la
valenza e la geometria delle molecole che questi va a comporre.
Livelli energetici e configurazione
elettronica ESEMPI
idrogeno: 1 elettrone
nell'orbitale 1s -> 1s1 con
un elettrone spaiato, è in
grado di formare un
legame semplice con gli
altri atomi
elio: 2 elettroni nell'orbitale
1s -> 1s2 non ha elettroni
spaiati, non è in grado di
formare legami con gli
altri atomi
azoto: 2 elettroni
nell'orbitale 1s, 2 nel 2s,
3 nel 2p -> 1s2 2s2 2p3
con tre elettroni spaiati uno in ogni orbitale 2p è in grado di formare tre
legami (ammoniaca:
NH3)
ORBITALI MOLECOLARI
Dalla sovrapposizione degli orbitali contenenti gli elettroni
condivisi in un legame covalente, nascono gli orbitali molecolari
s e p.
Legame s : la nuvola elettronica avvolge omogeneamente la linea
retta ideale che unisce i due nuclei.
Legame p : la nuvola elettronica si trova ai due lati della linea retta
ideale che unisce i due nuclei.
Orbitali molecolari sigma
• Gli orbitali di due atomi si fondono o si
sovrappongono a formare un nuovo
orbitale, legame sigma s
Legame sigma tra due orbitali
s
Legame sigma tra un 1s e
2pz
•Legami s Si forma quando si ha sovrapposizione di due orbitali s, e
quando un orbitale p si sovrappone ad un orbitale s o ad un altro
orbitale p.
Es. LEGAME COVALENTE APOLARE :
tra atomi uguali o aventi elettronegatività molto simile.
Es.:
Cl2
Cl
s2 p5
Cl
+
Legame
s
Es.:
O2
O
s2 p4
+
O
Legame
s
+
Legame
p
ORBITALI IBRIDI
Gli atomi della stragrande maggioranza degli elementi , nel
momento della formazione di legami covalenti, vanno incontro
ad un rimescolamento dei loro orbitali allo stato fondamentale,
formando i cosiddetti ORBITALI IBRIDI. Prendiamo in
considerazione gli orbitali ibridi sp3, sp2 ed sp.
sp3: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 3 orbitali
p. Sono 4 e sono diretti secondo i vertici di un tetraedro.
sp2: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 2 orbitali
p. Sono 3 e sono diretti a 120° l’uno dall’altro sullo stesso
piano, secondo i vertici di un triangolo.
sp: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 1 orbitali p.
Sono 2 e sono diretti linearmente a 180°.
• Nel caso di ibridazione
sp2, possono rimanere
orbitali p, perpendicolari
al piano dei legami sigma.
• Se essi si sovrappongono
si forma il legame pi
greco, p
Legame p-greco p
Se fra due atomi vi è una sola coppia di elettroni condivisa,
questa si troverà sempre in un orbitale sigma (legame semplice,
più forte); se le coppie condivise sono 2 o 3 (legame doppio o
triplo), la prima è in un orbitale sigma, la seconda e la terza in
uno pi greco.
Riassumendo:
• una atomo ha ibridazione sp3 (tetraedrica) se
nella formula di struttura di Lewis NON partecipa
a legami p
• ha ibridazione sp2 (triangolare) se partecipa ad
un legame p
• ha ibridazione sp (diagonale) se partecipa a
due legami p
Dall’orientamento nello spazio degli orbitali ibridi,
dipende anche la forma delle molecole.
INTERAZIONI TRA MOLECOLE
E TRA IONI E MOLECOLE
Sono attrazioni più deboli dei legami veri e propri, poiché si
instaurano fra molecole che già possiedono legami capaci di
esistere in forma stabile.
Sono importanti nel determinare le proprietà fisiche delle
sostanze (stati di aggregazione, temperature di fusione,
ebollizione,…).
Sono di natura elettrostatica e si dividono in:
1. Forze di van der Waals
2. Legami a idrogeno (o a ponte di idrogeno)
3. Interazioni tra molecole polari (ione-dipolo).
1. Le FORZE DI VAN DER WAALS (o attrazioni fra molecole):
forze elettrostatiche che si esercitano fra molecole non
polari o polari.
- Fra molecole non polari (gas nobili allo stato liquido,
iodio..) si instaurano perché si può ritenere che, in istanti
definiti, il movimento degli elettroni provoca la formazione
di dipoli istantanei che cambiano continuamente e
polarizzano le molecole vicine.
- Fra molecole polari, l’estremità positiva di una molecola
attrae l’estremità negativa di un’altra:
+d
-d
+d
-d
H ─ Cl l l l l l l l l l lH ─ Cl
L’intensità delle forze di van der Waals aumenta con
l’aumentare delle dimensioni della molecola.
Quando si esercitano fra molecole polari (H2O) e molecole
apolari (gas come O2), si ritiene che le molecole polari
inducano un dipolo nelle molecole apolari. Queste interazioni
spiegano i casi di solubilità di molecole apolari in acqua
(benzene, ossigeno, azoto,…)
2. Il LEGAME A IDROGENO: attrazione che si esercita fra una
atomo di idrogeno, legato covalentemente ad una atomo
N, O, F (fortemente elettronegativi) di una molecola e un
atomo di N, O, F, di un’altra molecola.
Esempi: fra molecole d’acqua, fra molecole di ammoniaca,
fra molecole di alcol e nei legami intramolecolari di
proteine, polisaccaridi o acidi nucleici.
A causa della presenza del legame idrogeno, l’acqua ha un
punto di ebollizione maggiore rispetto a composti aventi lo
stesso peso molecolare o poco maggiore (H2S).
LEGAME A IDROGENO e PUNTI di EBOLLIZIONE
Si nota come in composti apolari quali CH4, SiH4, il punto di ebollizione
aumenta progressivamente con il peso molecolare, mentre negli altri
composti polari vi sono delle discordanze come nell’NH3, HF e H2O. La
spiegazione di questo fenomeno risiede proprio nel legame idrogeno
3. Le INTERAZIONI FRA IONI E MOLECOLE POLARI: forze
elettrostatiche che si esercitano fra uno ione e più
molecole polari.
Un esempio classico è l’idratazione degli ioni del sale da
cucina NaCl sciolto in acqua: in soluzione, gli ioni sono
circondati da molecole d’acqua che rivolgono la loro
estremità polarizzata di segno opposto alla carica dello
ione:
+d
H
H
H
+d
Na+
O
-d O
-d
H
Cl-
+d
H
H
O
-d
Si dice che in acqua gli ioni non sono nudi, ma circondati da un
guscio di molecole d’acqua legate con interazione ione-dipolo.
In una molecola di questo tipo sono presenti
atomi con elettronegatività simile (C e H: 2,1)
ed atomi con forte elettronegatività (O : 3,5).
Nella molecola vi è una parte apolare ed una
polare.
e-
+
+ -
-
+
-
-
e-
+
Il dipolo permanente induce (genera) nell’altra
molecola un dipolo tale da generare interazioni
attrattive. Se le due molecole si allontanano, il
dipolo indotto sparisce.
Concludendo:
•Il legame a ponte d’idrogeno è quello relativamente più forte
• Seguono le interazioni fra molecole polari e poi quelle fra molecole apolari
• I punti di ebollizione e fusione sono tanto più elevati quanto più intense sono
le interazioni fra le molecole di una sostanza