Legami Chimici Flashcards
Valenza
Capacità degli atomi di combinarsi con altri atomi
Elettroni di valenza
Elettroni coinvolti nei legami chimici, sono quelli presenti nel livello energetico più esterno
Energia di legame
Energia che si libera all’atto della formazione di un legame o che si richiede necessario fornire per romperlo
Regola dell’ottetto
Gli atomi hanno la tendenza ad acquistare o mettere in comune i propri elettroni per cercare di completare il guscio esterno (l’ottetto) ed essere così più stabili
Lunghezza di legame
La distanza tra gli atomi alla quale il sistema assume la minima energia
Legame covalente, quando?
In molecole costituite solo da atomi non metallici
La presenza di un metallo è generalmente indice…
di un composto di tipo ionico
Legame covalente
Quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni
Esempi di legame covalente
H2 > H-H
O2 > O=O (covalente doppio)
N2 > N≡N (covalente triplo)
Legame covalente dativo
Se la coppia di elettroni è fornita da uno solo degli atomi
L’atomo che dona si chiama “donatore”, quello che accetta “accettore” < esso deve avere un orbitale vuoto per poter accogliere la coppia di e-
Un legame covalente può essere puro (o omopolare)…
se si forma fra atomi con elettronegatività simile o uguale
Un legame covalente può essere polare (o eteropolare)…
se si forma fra atomi con elettronegatività compresa fra 0,4 e 1,9.
La condivisione non è equa e la nuvola elettronica sarà distorta e più densa verso l’elemento più elettronegativo
Legame ionico
Si forma quando uno o più elettroni si trasferiscono da un atomo all’altro (creando dunque ioni positivi e negativi).
- Fra atomi con grande differenza di elettronegatività
- La forza del legame è puramente elettrostatica
I composti ionici non formano molecole ma..
reticoli cristallini con una ripetizione della cella elementare (e per questo sono sempre solidi)
Quando una molecola è polare?
Se la somma dei momenti dipolari di tutti i suoi legami è diversa da zero
μ = δ•d
dove δ è la carica mentre d rappresenta la distanza di legame.
Forze di Van der Waals (o forze intermolecolare deboli)
Sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra di loro.
Sono:
- Dipolo-dipolo
- Dipolo-dipolo indotto
- Dipolo indotto-dipolo indotto
Legame dipolo-dipolo
Si instaurano fra molecole polari e si comportano come poli elettrici attirandosi e allineandosi reciprocamente
Legame dipolo-dipolo indotto
Si instaura tra le estremità di una molecola polare e quella di carica opposto di una molecola non polare che sviluppa un dipolo temporaneo in presenza della prima, se molto vicine.
Legame dipolo indotto-dipolo indotto (Forze di London)
Si instaura tra molecole apolari che subiscono autoinduzione elettrostatica divenendo dipoli istantanei a causa dello sbilanciamento della distribuzione degli elettroni.
Legami H
Si viene a formare tra molecole in cui un atomo di H è legato in modo covalente con un atomo molto elettronegativo (F, N e O)
Risonanza
Fenomeno che permette di rappresentare una molecola con più strutture che differiscono tra loro solo per una diversa disposizione degli elettroni all’interno della molecola.
Queste diverse strutture sono dette STRUTTURE LIMITE DI RISONANZA
Teoria VSEPR
Basato sull’idea che e- leganti e n on nel guscio di valenza di un atomo si RESPINGONO e pertanto si dispongono alla massima distanza possibile.
-> Le posizioni assunte dalla coppie di e- definiscono così angoli tra i legami
Legami δ e π
Secondo la teoria del legame di valenza la formazione di un legame richiede la sovrapposizione di due orbitali adiacenti.
- Legame δ: in cui la sovrapposizione avviene orizzontalmente lungo l’asse del legame
- Legame π: si forma in seguite alla sovrapposizione laterale di due orbitali atomici p
Geometria Lineare (VSEPR)
Tipologia: AX2
Gradi 180°
Esempio: BeF2 (Fluoruro di berillio)
Geometria Triangolare Planare (VSEPR)
Tipologia: AX3
Gradi: 120°
Esempio: BF3 (Trifluoruro di boro)
Geometria Tetraedrica (VSEPR)
Tipologia: AX4
Gradi: 109,5°
Esempio: CF4 (Tetrafluorometano)
Ibridazione degli orbitali
Orbitali atomici s, p e d (numero quantico principale uguale) possono unirsi (sommandosi algebricamente) in modo da ottenere nuovi orbitali ibridi
Ibridizzazione sp
1p + 1s
Geometria lineare
Angolo = 180
Ibridizzazione sp^2
2p + 1s
Geometria triangolare planare
Angolo = 120
2p non è ibridato ed è perpendicolare al piano
Ibridizzazione sp3
3p + 1s
Geometria tetraedrica
Angolo = 109,5
