elettronegatività e strutture di Lewis Flashcards
legame chimico
forze attrattive che esistono all’nterno di un composto che definiscono le proprietà fisiche e chimiche.
all’interno di un composto, due o più atomi si legano per minimizzare la propria energia elettronica complessiva, assumendo configurazione elettroniche a bassa energia
gli atomi tendono a raggiungere una configurazione elettronica con guscio di valenza completo, cedendo e aquistando elettroni o condividendo coppie elettroniche.
energia di legame
energia da fornire ad un composto per far si che il legame chimico si rompa ed ottenere atomi isolati.
energia emessa durante la formazione del legame.
quando due atomi si avvicinano, la loro energia elettronica complessiva diminuisce fino ad un punto minimo, prima che entrino in gioco le repulsioni tra i nuclei
per la molecola di idrogeno è -435 kJ/mol
più l’energia è alta, più il legame è forte
lunghezza di legame
distanza internucleare tra due atomi che si legano mediante legame chimico, alla quale le forze attrattive e repulsive si bilanciano
è inversamente proporzionale all’energia di legame, più il legame è forte più è corto.
per la molecola di idrogeno è 0,74 A
tipi di legame
legami forti: da 350 a 650 kJ/mol
legame covalente
legame ionico
legame metallico
legami deboli
legame a idrogeno: 40 kJ/mol
interazioni di Wan Der Walls, 10 kJ/mol
legame covalente
il primo modello che descrive il legame covalente è il modello di Lewis del 1916.
il legame covante si forma grazie alla messa in compartecipazione di una o più coppie elettroniche da parte degli atomi del legame, gli elettroni possono provenire solo da un atomo o da entrambi.
quando due atomi si avvicinano, gli elettroni si dispongono al centro tra i due atomi e formano un unica nuvola elettronica, dove stanziano per la maggior parte del tempo. in questo modo, le forze attrattive sono massimizzate mentre quelle repulsive sono rese al minimo. inoltre, l’energia è minore e entrambi gli atomi completano il loro guscio di valenza
tipi di legame covalente
quando gli elettroni sono condivisi allo stesso modo parlaimo di legame covalente puro, altrimenti di legame covalente polare, caratteristico dei composti formati da atomi di differenti elementi
elettronegatività
quando si forma un legame covalente polare, gli elettroni sono più attratti da uno dei due atomi, che assume una parziale carica negativa.
si forma quindi un dipolo elettrico, esprimibile con un vettore. il momento dipolare dipende dalla distanza tra i due nuclei e dalle cariche parziali, che dipendono dall’elettronegatività, tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame.
l’elettronegatività aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo
le due scale di elettronegatività
elettronegatività seconda Mullike: non tiene conto del fatto che l’elettronegatività è una grandezza relativa che esiste solo quando due atomi sono legati.
l’elettronegatività è pari a una costante 1/k (k= 522,5 kJ/mol o 5,6 eV) per la somma di affinità elettronica e energia di ionizzazione
la scala di Pauling, invece, tiene conto del carattere relativo intrinseco del concetto di elettronegatività.
la differenza di elettronegatività tra due atomi di calcola moltiplicando una costante (k= 0,869 kJ/mol) per la radice di delta (delta è la differenza tra l’energia prevista se il legame fosse un legame covalente puro e l’energia misurata sperimentalmente)
per creare la scala si utilizza l’idrogeno come elemento di riferimento, con elettronegatività pari a 2,1.
legame ionico
è un caso estremo di legame covalente polare, in cui la differenza di elettronegatività tra i due atomi è talmente elevata da portare alla totale cessione degli elettroni dall’atomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo, formando cariche totali.
per essere definito ionico, un legame deve avere un carattere ionico superiore al 50%. esso si calcola dividendo il momento dipolare misurato per il momento dipolare calcolato assumendo che il legame sia totalmente ionico (q*d)
la polarità
una molecola è polare quando possiede un momento di dipolo, quando possiede un polo positivo e un polo negativo.
le molecole formate da due atomi sono polari quando gli atomi che si legano presentano una differenza di elettronegatività.
Per le molecole formate da un numero maggiore di atomi, la presenza di legami covalenti polari non è sufficiente. affinché una molecola possegga un momento di dipolo è necessario che i legami siano polari e che i baricentri delle cariche positive e negative non coincidano (no CO2 e BF3, si H2O e NH3)
la teoria di Lewis
alla formazione di legami partecipano solo gli elettroni di valenza
si forma un legame covaente quando due atomi condividono una coppia elettronica
la condivisione avviene in modo da permettere a tutti gli atomi di raggiungere una configurazione elettronica stabile, a bassa energia.
la valenza di un atomo corrisponde al numero di legami che esso è in grado di formare.
carica formale
la carica formale posseduta da un atomo è data dalla differenza tra il numero di elettroni di valenza dell’atomo libero e il numero di elettroni di valenza dell’atomo nel composto.
la somma algebrica delle cariche formali deve essere pari alla carica della specie chimica considerata.
ordine di legame
numero di coppie elettroniche condivise tra due atomi
pregi e difetti della teoria di Lewis
nonostante la teoria di Lewis sia semplie e chiara, è incompleta e inesatta in quanto ha molte eccezione e non è in grado di spiegare molte osservazioni sperimentali.
eccezioni alla regola dell’ottetto
alcuni composti di boro e berillio (composti elettron-deficenti) non rispettano la regola dell’ottetto. il numero di elettroni che circondano gli atomi è inferiore
BeF2 BF3
inoltre, molti elementi si circondano di un numero di elettroni di valenza superiore a 8
(S, N, P) SF6, PCl5
infine, la regola dell’ottetto non viene rispettata da radicali, molecole con un numero dispari di elettroni, poco stabili e molto reattivi
NO
risonanza
la struttura di alcune molecole non può essere rappresentata correttamente mediante un’unica formula di Lewis, ma grazie a diverse strutture equivalenti che si differenziano per la posizione del doppio legame e delle cariche formali.
nessuna delle formule, dette forme limite di risonanza, è corretta in quanto è stato dimostrato sperimentalmente che la lunghezza di tutti i legami è la stessa e che l’ordine di legame è intermedio.
la formula corretta è la combinazione delle formule limite, l’ibrido di risonanza, dove una coppia è delocalizzata su tutta la molecola (NO2-, NO3-, CO3^2-, SO4^2-, PO4^3-)
il modello VSEPR
Valance Shell electron pair repulsion
si basa sul postulato che la posizione degli atomi legati ad un atomo centrale sia tale da rendere minime le forze di repulsione delle coppie elettroniche che circondano l’atomo.
lista modelli vsepr
2 atomi - 180 gradi - molecola lineare
3 atomi - 120 gradi - molecola triangolare piana
4 atomi - 109,5 gradi - molecola tetraedrica
5 atomi - molecola bipiramidale a base triangolare
6 atomi - molecola ottaedrica
7 atomi - molecola bipiramidale a base pentagonale
notazione modello VSEPR
A: atomo centrale
X: doppiette elettroniche condivise
E: doppiette solitarie
differenza tra coppie solitarie e coppie di legame
le coppie solitarie sono attratte solo da un nucleo, e tendono quindi ad occupare uno spazio maggiore. le repulsioni elettrostatiche sono maggiori tra due coppie solitarie, poi tra una solitaria e una di legame e infine tra due di legame.
le coppie solitarie tendono a disporsi il più lontano possibili, e portano ad una distorsione che causa l’allontanamento delle coppie di legame.
legame dativo
legame che si forma quando entrambi gli elettroni della coppia messa in compartecipazione provengono da un solo atomo.
ammonio, cloruro di alluminio e fosfato di boro
