Chimica - Laura Damiani

Chimica
Lezione 2
Il legame chimico
Parte I
Gli ioni
• Uno ione è un ATOMO o una MOLECOLA che
possiede una CARICA (positiva o negativa)
• È quindi una specie chimica che ha acquistato o
ceduto uno o più elettroni rispetto alla sua forma
neutra (= priva di carica)
• Gli ioni carichi negativamente sono detti anioni e
quelli carichi positivamente sono chiamati cationi
Ioni
Ione atomico
• È uno ione formato da
un solo atomo
Ione molecolare
• È formato da più di un
atomo
• OH• NO3• NH4+
Il legame ionico
• Forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce
tra due ioni di carica opposta.
• Si forma tra atomi o gruppi di atomi tra i quali sia
avvenuto uno scambio di elettroni: l'atomo o il
gruppo atomico che cede elettroni si trasforma in
ione positivo (catione), l'atomo o il gruppo
atomico che acquista elettroni si trasforma in ione
negativo (anione).
• Si instaura con facilità tra elementi aventi
un'elevata differenza di elettronegatività (superiore
a 1,7) ed è tipico dei sali.
NaCl:
ognuno dei due ioni Na+ e Cl− assume la
configurazione elettronica esterna a ottetto,
caratteristica dei gas nobili (il sodio assume la
configurazione del neon, il cloro quella
dell'argon).
Il legame a idrogeno
• E’un particolare tipo di interazione fra molecole
che si forma ogni volta che un atomo di idrogeno,
legato ad un atomo fortemente elettronegativo
(capace di attrarre elettroni), interagisce
simultaneamente con un altro atomo molto
elettronegativo che abbia una coppia di elettroni
libera, come l’ossigeno, l’azoto o il fluoro.
• Viene rappresentato come una linea tratteggiata tra
l’idrogeno e l’altro atomo elettronegativo.
• Quando un atomo di idrogeno è legato ad atomi
molto elettronegativi, si ha una separazione di
cariche e la molecola, pur restando elettricamente
neutra, presenta una parziale carica positiva su un
atomo (in genere indicata come δ+) ed una parziale
carica negativa sull’altro (δ-). L’atomo di
idrogeno, che costituisce l'estremità positiva della
molecola, interagisce con l'estremità negativa di
un’altra molecola vicina, creando un vero e
proprio "ponte" tra le due molecole.
• Il singolo legame idrogeno è piuttosto
debole. In genere, però, se ne forma un gran
numero contemporaneamente, e tutti
insieme hanno un’influenza determinante
sulle proprietà chimiche e fisiche di
composti polari (come il fluoruro di
idrogeno e l’acqua)
• Il legame idrogeno è un legame direzionale:
è più forte se l’idrogeno è allineato con i
due atomi elettronegativi
Struttura dell’acqua
Doppietti elettronici liberi in
alcune molecole
Perché si forma il legame chimico
(ionico o covalente)?
GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE
FRA DI LORO, PER FORMARE DELLE MOLECOLE,
OGNI QUALVOLTA QUESTO PROCESSO PERMETTE
LORO DI RAGGIUNGERE UNA CONDIZIONE DI
MAGGIORE STABILITA’ ENERGETICA.
ENERGETICA
QUESTO PROCESSO DA’ LUOGO AL LEGAME CHIMICO
OGNI LEGAME TRA ATOMI COINVOLGE GLI ELETTRONI
PERIFERICI, DETTI ELETTRONI DI VALENZA
Elettroni di valenza
Gas nobili e regola dell’ottetto
• Ci sono elementi che esistono in natura sotto
forma di ATOMI ISOLATI
• Appartengono all’ottavo gruppo della tavola
periodica e vengono chiamati gas nobili o gas
inerti.
• La configurazione elettronica esterna di ciascuno
di essi è s2p6. È costituita da 2 elettroni nel
sottolivello s e 6 nel sottolivello p (otto elettroni
nel loro ultimo livello).
2
6
sp
• Questa configurazione è chiamata OTTETTO
• conferisce agli atomi stabilità e inerzia chimica: i
gas nobili non hanno tendenza a reagire e sono
noti pochissimi composti di cui essi entrino a far
parte; infatti sono gli unici elementi che esistono
in natura sotto forma di atomi isolati mentre la
gran parte della materia che ci circonda è costituita
da molecole.
• Sono tutti presenti nell'atmosfera in piccole
quantità (il più abbondante è l'argon: circa 1%).
La regola dell’ottetto
• Un atomo è stabile quando possiede 8 elettroni nel
suo livello di valenza.
• Gli atomi che non hanno tale configurazione
tendono ad acquistarla legandosi con altri atomi in
modo da modificare il loro assetto elettronico e
renderlo simile a quello di un gas nobile che
precede o segue l’atomo considerato.
• Ogni elemento tende ad assumere la
configurazione elettronica del gas nobile ad esso
più vicino nella tavola periodica.
• Gli elementi dei primi gruppi della tavola
periodica perdono elettroni (ionizzazione)
assumendo in tal modo la struttura
elettronica del gas nobile che li precede;
• gli elementi del VI e VII gruppo tendono
invece ad acquistare elettroni raggiungendo
la struttura elettronica del gas nobile che
segue
Eccezioni alla regola dell’ottetto
• Idrogeno ed elio, possedendo solamente un
orbitale s, raggiungono una configurazione
completa con due elettroni.
• Metalli di transizione, nel cui guscio di valenza
possono essere ospitati fino a 18 elettroni: hanno
ottetto espanso.
• Gli elementi a partire dal terzo periodo,
analogamente ai metalli di transizione, possono
sfruttare gli orbitali d espandendo anche loro
l'ottetto (ad esempio PCl5 e SCl6).
• I metalli del I, II e III tendono a perdere
rispettivamente 1, 2 e 3 elettroni per raggiungere
la configurazione del gas nobile che li precede.
• I non metalli che appartengono al V VI e VII
gruppo tendono ad acquistare 3, 2 e 1 elettroni per
assumere la configurazione elettronica del gas
nobile che li segue.
Se la differenza di elettronegatività (∆x) è ≥
1,9 il legame è IONICO
Se 0,5 ≤ ∆x < 1,9 il legame è covalente
polare
Se ∆x < 0,5 il legame è covalente puro
Appendice
La configurazione elettronica degli
elementi
Regole per stabilire la configurazione
elettronica degli elementi
•Teoricamente il numero di strati è infinito; per gli
elementi noti è stato individuato un numero massimo di 7
strati (o livelli o gusci) di elettroni intorno al nucleo
• Gli strati possono contenere un numero diverso di
elettroni. Questo numero aumenta andando dallo strato
più vicino al nucleo alla periferia.
• Gli elettroni degli strati più vicini al nucleo possiedono
energie MINORI degli elettroni appartenenti agli strati più
lontani dal nucleo.
• Gli elettroni si dispongono sempre negli strati di minor
energia e riempiono questi prima di occupare posizioni
più lontane dal nucleo a maggiore energia; soltanto
l'ultimo strato può quindi essere incompleto.
Nella tabella sono indicati i numeri massimi di elettroni
che possono occupare i primi quattro livelli. Questo
numero può essere calcolato dalla formula: 2n2 in cui n
rappresenta il numero che contraddistingue il livello.
Es: il livello numero 3 può contenere 2 x 9 =18 elettroni.
livello
n° di elettroni
1°
2
2°
8
3°
18
4°
32
• Da un'analisi più approfondita dei dati
sperimentali in ogni livello sono stati
individuati dei SOTTOLIVELLI che vengono
indicati con le lettere s, p, d e f.
• Ciò significa che all'interno di un singolo
livello non tutti gli elettroni possiedono la
stessa energia (anche se le differenze fra di
essi sono sicuramente minori che tra elettroni
che occupano livelli differenti).
Riassumiamo alcune informazioni
riguardanti il riempimento elettronico dei
sottolivelli
•
•
•
•
Nel 1° livello esiste solamente il sottolivello s.
Nel 2° livello esistono i sottolivelli s e p.
Nel 3° livello esistono i sottolivelli s, p e d.
Nel 4° livello e in tutti quelli successivi
esistono i sottolivelli s, p, d e f.
• Il sottolivello s può contenere 2 elettroni, il
sottolivello p ne può contenere 6, il
sottolivello d ne può contenere 10 e quello f
14.
• All'interno di ogni livello l'energia dei
sottolivelli cresce nell'ordine s, p, d, f e
questo quindi è anche l'ordine con cui
Esempio: proviamo a mettere in pratica le
regole e a determinare la configurazione
elettronica del boro
• L'elemento boro ha atomico 5 (Z=5). La sua
configurazione elettronica può venire indicata
nel seguente modo:
• 1s22s22p1
• I numeri scritti in grande rappresentano il
livello, le lettere rappresentano i sottolivelli
e gli esponenti delle lettere indicano il
numero di elettroni presenti in quel
sottolivello.
Primo livello:
2
1s
• La configurazione elettronica del boro
inizia col numero 1 perchè questo è il
primo livello a riempirsi (essendo quello
di minor energia).
• Dopo il numero 1 troviamo la lettera s
perchè nel primo livello esiste
solamente il sottolivello s ed il suo
esponente è 2 perchè è riempito dai
primi 2 elettroni.
Secondo livello (sottolivello s)
2s2
• Il 1° livello è pieno; passiamo al
secondo.
• Ora dobbiamo scrivere 2 (perchè i
sottolivelli che andiamo a riempire
appartengono al 2° livello). Incontriamo
di nuovo il sottolivello s che è quello a
minore energia del suo strato, e si
riempie con altri 2 elettroni (e questo
numero lo mettiamo di nuovo come
esponente).
Secondo livello (sottolivello p)
2p1
• L'ultimo elettrone rimasto (ne abbiamo già
sistemati 4 dei 5 che l'atomo di boro possiede)
si posiziona nel sottolivello p; anche stavolta
gli scriviamo davanti 2 per ricordarci a che
livello appartiene e come esponente scriviamo
il numero 1.
• Se facciamo la somma degli esponenti
presenti nella configurazione elettronica
otteniamo 5 che è il numero atomico del boro:
siamo così sicuri di avere sistemato tutti gli
elettroni dell'elemento
• Il boro ha il primo livello completo e possiede
3 elettroni nel 2° livello che per lui è il più
Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre
con la regolarità che abbiamo indicato perchè nei livelli
più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi
sottolivelli tendono a diminuire sempre più (e anzi in
alcuni casi avvengono delle "sovrapposizioni" tra
sottolivelli). Per poter stabilire le configurazioni
elettroniche di tutti gli elementi chimici è però sufficiente
seguire lo schema riportato: