2. legami chimici Flashcards
elettroni di valenza
elettroni di livello energetico + esterno che formano legami chimici
numero di lewis
simbolo chimico di elemento circondato da n punti = n elettroni di valenza
regola dell’ottetto
gli atomi quando formano legami raggiungono tale configurazione elettronica tramite:
- condivisione di elettroni -> legame covalente
- perdita/acquisto elettrone -> legame ionico
ottetto
configurazione elettronica dei gas nobili
energia di legame
energia che si libera in formazione di legame o che bisogna fornire dall’esterno per romperlo
legame covalente
in coppia di elettroni condivisa tra 2 atomi in modo da raggiungere l’ottetto (configurazione elettronica stabile)
tra atomi in cui elettronegatività è inferiore a 1.7
in avvicinamento atomi, risentono di forse attrattive e repressive
forze attrattive
nucleo - elettrone
forze repressive
nucleo - nucleo
elettrone - elettrone
lunghezza di legame
è proporzionale a r di atomi legati e inversamente proporzionale a forza (energia) di legame
numero coppie condivise, legame covalente può essere
- semplice -> 1 coppia condivisa
- doppio -> 2 coppie condivise
- triplo -> 3 coppie condivise
ordine di legame
n coppie elettroni di legame
+ ordine legame = + forza complessiva che unisce atomi
+ energia di legame = - distanza di legame
orbitale molecolare
regione occupata da 1 coppia di elettroni di legame che circonda entrambi i nuclei
forma orbitale molecolare
sovrapposizione frontale
sovrapposizione laterale
sovrapposizione frontale
(testa-testa) -> legame covalente σ: orbitale circonda asse che congiunge nuclei
sovrapposizione laterale
(fianco-fianco) -> legame covalente π: orbitale a due lobi giacente su piano che contiene le congiungente dei due nuclei, si forma solo per orbitali p
legame covalente semplice
legame σ
legame doppio
1 legame σ + 1 legame π
legame triplo
1 legame σ + 2 legami π
legame covale x differenza elettronegatività tra atomi legami, legame covalente può essere
puro (omopolare)
polare (eteropolare)
legame covalente puro
elettronegatività = o simile
condivisione equa di coppia
legame covalente polare
piccola differenza di elettronegatività (0.4 - 1.7)
no condivisione equa di coppia
legame dativo
è un tipo di legame covalente con condivisione di 2 atomi
2 elettroni provengono da 1 atomo (donatore) che li condivide con altro atomo (accettore)
Ibridazione
consiste nella combinazione di orbitali atomici esterna, a diversa energia, di un atomo con conformazione di un = numero di orbitali atomici isoenergetici (orbitali ibridi)
ibridazione sp3
quando orbitale s e 3 orbitali p si combinano formando 4 orbitali ibridi isoenergetici sp3 diretti verso i vertici di un tetraedro regolare con angoli di circa 109°
ibridazione sp2
quando 2 orbitali p e orbitale s di stesso atomo si combinano formando 3 orbitali isoenergetici disposti a 120° gli uni dagli altri
ibridazione sp
quando 1 orbitale s e 1 orbitale p si combinano per formare 2 orbitali isoenergetici sp disposti a 180°
orbitali ibridi
si orbitali atomici
no orbitali molecolari
risonanza
quando per alcune sostanze è possibile scrivere + formule di struttura
è nelle sostanze in cui c’è un sistema di elettroni π esteso a più atomi
è possibile pk elettrenoni di legame π sono delocalizzati su tt molecola e formano orbitale π delocalizzato
forme limite di risonanza
(forme mesomere)
diverse forme possibili
ibrido di risonanza
sostanza reale che ha la struttura intermedia tra quella di forme limite
energia di risonanza
energia tra ibrido di risonanza - energia forma limite più stabile
ibridazione e delocalizzazione servono
a aumentare stabilità molecolare
geometria molecolare
dipende da n e tipo di doppietti che circondano atomo centrale, può essere prevista con teoria di VSEPR
teoria di VSEPR
stabilisce che i doppietti elettronici di livello di valenza stanno a max distanza gli uni dagli altri per minimizzare repulsione elettrostatica di essi
applicazione teoria di VSEPR
- contare n doppietti solitari e n doppietti condivisi
- n tot doppietti solitari + n tot doppietti condivisi = n sterico (NS)
formula generica molecola
AXmEn
A= atomo centrale
X= n atomi legati a centro
E= coppie elettroni solitari
N.S= n + m
AX2
Lineare
AX3
Trigonale
AX2E
Planare angolare
AX4
Tetraedrica
AX3E
Piramide
AX2Ee
Trigonale angolare
AX5
Bipiramide
AX4E
Trigonale
AX3E2
Ad altalena
AX2E3
A T lineare
AX6
Ottaedrica
AX5E
Piramide quadrata
AX4E2
Planare quadrata
Polarità
Molecola è polare se ha momento dipolare netto
Solo legami cov puri = sempre apolari
Se ci sono legami cov polari = polari o apolari
Se 2 atomi con legame cov polare = sempre polare
NS=2
Se atomo centrale è legato a 2 atomi è apolare
Negli altri è polare
NS=3
Se atomo centrale è legato a 3 atomi è apolare
Negli altri polare
NS=4
Se atomo centrale legato a 4 atomi è apolare
Altrimenti polare
Legame ionico
Tra 2 elettroni con tanta elettroneg dopo trasferimento elettroni di valenza
Energia reticolare
Liberata in formazione reticoli x interazione ioni + e -
Confronto legami
Ionico: differenza elettroneg +1.7
Cov polare: -1.7
Incerto: =1.7
Legame metallico
Attrazione tra cagioni di reticolo cristallino e elettroni di valenza delocalizzati
Legami intermolecolari
F attrattive + deboli di legami che uniscono atomi e molecole
Sono legami molecolari
Interazioni dipolo-dipolo
F di dispersione o f di London
Legame a H
Interazioni ione-dipolo
Forze di Van der Walls
Stato di aggregazione
Determinato da f e n legami intermolecolari
Interazioni dipolo-dipolo
Molecola polare vicino a molecola polare
Dipolo indotto
Molecola polare vicino a apolare
Dipolo temporaneo
X rapido movimento intorno a nucleo
Legame a H intermolecolare
1 H vicino a F/O/N
Legame a H intramolecolare
1 H con leg. Cov a F/O/N + doppietto solitario di = molecola
Allorpia
= elemento ha + formule x struttura molecolare o concentrazione atomi
Polimorfismo
Sostanza è in forme diverse x struttura cristallina
