6. teoria del legame chimico Flashcards
Che cos’è un legame chimico?
Un legame chimico è una forza attrattiva tra atomi che stabilizza il sistema, ovvero diminuisce l’energia potenziale tra gli elettroni.
Il legame chimico si forma tramite gli elettroni di valenza, ovvero gli elettroni del livello elettronico esterno, che vengono trasferiti o condivisi.
Dal punto di vista matematico e fisico, il legame chimico è una sovrapposizione di orbitali, ovvero una nuova funzione d’onda risultante dall’interazione di due funzioni d’onda.
Può essere ionico, covalente, metallico.
Energia di legame
L’energia di legame è l’energia necessaria per rompere il legame chimico, ovvero per portare le due specie a distanza infinita tra loro.
Legame ionico
Il legame ionico è l’attrazione elettrostatica tra ioni con cariche opposte.
Si forma tra un metallo, che tende a cedere elettroni, e un non metallo, che tende ad acquistare elettroni. Si arriva così alla formazione di un catione e un anione.
Nel legame ionico si ha trasferimento di elettroni.
Si forma quando la differenza di elettronegatività è >1.9.
Legame covalente
Il legame covalente si forma tramite condivisione di due o più elettroni tra due atomi non metallici con elettronegatività uguale o simile.
Si divide in
- legame covalente polare: elettronegatività simile ma non uguale 0.4 < Δχ < 1.9; la densità di carica è spostata verso l’atomo più elettronegativo e si forma un dipolo elettrico, ovvero un sistema di due cariche elettriche uguali e di segno contrario, per cui la molecola è neutra. Il dipolo è caratterizzato da un momento di dipolo μ dato dal prodotto della carica per la distanza tra le cariche: μ = Q*d.
- legame covalente apolare: differenza di elettronegatività 0 < Δχ < 0.4
- legame covalente puro: elettronegatività uguale, ovvero due atomi dello stesso elemento: la densità di carica si trova tra i due atomi.
Legame metallico
Il legame metallico è un tipo particolare di legame covalente.
Il legame metallico descrive la struttura dei solidi metallici, ovvero un reticolo cristallino di cationi uniti da una nube di elettroni detta ‘mare di elettroni’
Regola dell’ottetto
La regola dell’ottetto afferma che un atomo raggiunge una configurazione particolarmente stabile quando ha il guscio di valenza completo, ovvero con 8 elettroni.
Dunque, un atomo tenderà a formare tanti legami quanti ne servono per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile successivo, dal momento che i gas nobili (eccetto l’He che ne ha 2) hanno 8 elettroni di valenza.
ECCEZIONI
- l’atomo centrale ha <8 elettroni di valenza → legame di coordinazione o dativo: l’atomo centrale mette a disposizione un orbitale vuoto su cui si disporranno elettroni ‘dati’ da un altro atomo
- la molecola ha un numero dispari di elettroni → un elettrone rimarrà spaiato
- l’atomo centrale può espandere l’ottetto → gli atomi dal periodo 3 in poi possono espandere la valenza, ovvero ospitare più di 8 elettroni, grazie all’orbitale d che accetta gli elettroni in eccesso.
Ordine di legame
L’ordine di legame indica la forza del legame.
Ordine di legame = numero di coppie di elettroni condivisi / numero di coppie di atomi legati
Se l’ordine di legame è 1, il legame è singolo.
Se è 2, il legame è doppio.
Se è 3, il legame è triplo.
Se è decimale, è intermedio.
Formula MO
Ordine di legame = 1/2(e- su MO leganti - e- su MO antileganti)
Carica formale
La carica formale è la carica assegnata a un certo atomo in una molecola, assumendo che gli elettroni di legame siano equamente condivisi.
La somma delle cariche formali è pari alla carica della molecola.
Carica formale = e- valenza - e- lone pairs - 1/2(e- legame)
In genere, le cariche formali negative sono più stabili sugli atomi più elettronegativi.
Stato di ossidazione
Numero di ossidazione = e- valenza - e- non legame - e- residui
Ibrido di risonanza
Struttura reale di una molecola che può essere rappresentata da più strutture di Lewis, dette strutture limite di risonanza.
Teoria VSEPR
La teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza (Valence Shell Electron Pair Repulsion) predice la geometria della molecola intorno all’atomo centrale a partire dalle repulsioni elettrostatiche che si verificano tra le coppie di elettroni intorno all’atomo centrale.
Secondo la teoria VSEPR, la geometria della molecola è quella tale che la repulsione tra le coppie di elettroni sia minima.
Le coppie di elettroni non hanno la stessa tendenza a respingersi.
L’ordine di repulsione è LP-LP > LP-BP > BP-BP.
La notazione è AXnEm, dove
- A atomo centrale
- X elettroni di legame
- E lone pairs.
Si distinguono due geometrie della molecola:
- geometria molecolare: disposizione degli atomi periferici rispetto all’atomo centrale; non tiene conto dei lone pairs
- geometria dei doppietti elettronici: disposizione di tutte le coppie di elettroni.
Teoria del legame di valenza
La teoria del legame di valenza afferma che il legame chimico è dato dalla sovrapposizione delle nubi elettroniche, ovvero dalla sovrapposizione delle funzioni d’onda che descrivono gli orbitali di valenza.
Ne consegue l’aumento della probabilità che gli elettroni si trovino tra i nuclei.
La sovrapposizione corrisponde all’appaiamento degli spin degli elettroni nell’area di legame, ovvero tra i nuclei.
Maggiore è l’area di sovrapposizione, più forte è il legame chimico.
L’area di sovrapposizione è maggiore quando gli orbitali che si sovrappongono sono simili.
Secondo la teoria VB, i legami si distinguono in
- legame σ, se la densità elettronica è lungo l’asse internucleare (più forte)
- legame π, se la densità elettronica è parallela all’asse internucleare.
Il legame semplice è formato da un legame σ.
I legami doppi o tripli sono formati da un legame σ e, rispettivamente, uno o due legami π.
Una parte fondamentale della teoria del VB è la teoria dell’ibridazione degli orbitali.
Ibridazione degli orbitali
La teoria dell’ibridazione degli orbitali consiste nella ricombinazione di due o più orbitali atomici di un atomo per formare nuovi orbitali ibridi che consentano l’accoppiamento di elettroni con spin opposto per la formazione di un legame chimico secondo la teoria del legame di valenza.
Gli orbitali ibridi hanno forme differenti ed energia intermedia rispetto agli orbitali di partenza.
Il numero degli orbitali ibridi che si forma è uguale al numero di orbitali atomici puri usati nel processo.
In seguito all’ibridazione degli orbitali, il legame covalente è la sovrapposizione di orbitali ibridi con orbitali atomici oppure con altri orbitali ibridi.
Gli orbitali ibridi ospitano gli elettroni dei legami semplici o i lone pairs.
Gli orbitali puri ospitano gli elettroni dei legami multipli o sono vuoti.
Nel complesso, l’ibridazione richiede energia all’atomo, dal momento che l’orbitale ibrido avrà sempre meno energia dell’orbitale p, ma poi riguadagna energia dalla struttura dell’atomo, poiché l’ibridazione consente all’atomo di formare più legami di quanti ne formerebbe senza di essa (più legami → energia potenziale più bassa).
La teoria dell’ibridazione degli orbitali completa la teoria del legame di valenza.
ATTENZIONE: non è un processo fisico reale, ma solo un modello che spiega la struttura elettronica delle molecole.
Come si stabilisce quanti orbitali ibridi sono necessari? E quali angoli formano tra loro?
A partire dalla struttura di Lewis, si contano i legami σ e le coppie solitarie.
In base alla somma, lo stato di ibridazione è
- 2 → sp = 1s + 1p → angolo di 180°
- 3 → sp^2 = 1s + 2p → angolo di 120°
- 4 → sp^3 = 1s + 3p → angolo di 109.5°.
Quali sono gli angoli di legame nel metano, ammoniaca, acqua?
Metano CH4 → 109.5°
Ammoniaca NH3 → 107.5°
Acqua H2O → 104.5°
Teoria degli orbitali molecolari
La teoria degli orbitali molecolari si basa sull’idea che in una molecola gli elettroni si distribuiscono su nuovi orbitali delocalizzati su tutta la molecola e detti orbitali molecolari.
Gli orbitali molecolari sono definiti come combinazione lineare delle funzioni d’onda degli orbitali atomici ψ = C_Aψ_A + C_Bψ_B, dove C è una costante che indica il contributo degli orbitali atomici (se i due atomi sono uguali, C è uguale per entrambi).
Dalla combinazione di due orbitali 1s, si formano due orbitali molecolari:
- OM legante ψ+ = σ1s = ψA1s + ψB1s : dato dalla somma delle funzioni d’onda; energia più bassa rispetto a 1s
- OM antilegante ψ- = σ*1s = ψA1s + ψB1s : dato dalla sottrazione delle funzioni d’onda; energia maggiore rispetto a 1s.
La teoria OM aumenta la probabilità che gli elettroni si trovino nell’area di legame. Ciò contribuisce a stabilizzare il sistema.
PRINCIPI
1. n orbitali atomici formano n orbitali molecolari
2. l’OM legante ha energia minore degli orbitali atomici di partenza; l’OM antilegante ha energia maggiore → elettroni in orbitali leganti stabilizzano il sistema; elettroni in orbitali antileganti lo destabilizzano (l’energia del sistema è più bassa se gli atomi sono separati = legame sfavorito)
3. gli OM seguono le stesse regole di riempimento degli orbitali atomici
4. gli orbitali molecolari originano dalla combinazione di orbitali atomici con energia e forma idonee
5. gli OM si costruiscono a partire dagli orbitali atomici dei gusci di valenza degli atomi
6. l’atomo più elettronegativo ha orbitali atomici a energia minore
ORBITALI ATOMICI p
- sovrapposizione frontale di due orbitali atomici p → OM σ e σ*
- sovrapposizione laterale di due orbitali atomici p → OM π e π*
La forza dei legami segue l’ordine σ_2pz < π_2px,y < π_(2px,y)* < σ_(2pz)*
[Per convenzione, z è l’asse di legame.]
Tuttavia B2, C2 e N2 scambiano gli OM leganti: π_2px,y < σ_2pz < π_(2px,y)* < σ_(2pz).
Ciò accade perché la combinazione degli orbitali s e p con energie simili (ovvero maggiore interazione) provoca un aumento di energia degli OM σ_2p e σ_2p.
Non acccade negli elementi successivi perché lungo il periodo cresce la distanza tra gli orbitali s e p.
