legami chimici Flashcards
1
Q
nella formazione dei legami chimici sono coinvolti…
A
solo gli elettroni del livello più esterno; elettroni di valenza
2
Q
elettroni di valenza del gruppo A
A
il numero è uguale al numero del gruppo cui appartengono
3
Q
regola dell’ottetto
A
quando formano i legami, gli atomi tendono a raggiungere la configurazione elettronica esterna più stabile che è quella dei gas nobili.
4
Q
energia di legame
A
quantità di energia che è necessario fornire ad una mole di sostanza per rompere il legame che trattiene i suoi atomi.
unità di misura: kJ/mol o eV
*la forza di un legame è proporzionale alla sua energia
5
Q
legame covalente
A
costituito da una coppia di elettroni condivisa tra due atomi. si forma tra atomi la cui differenza di elettronegativi si < di 1.7
è direzionale
6
Q
lunghezza del legame
A
distanza tra due nuclei in corrispondenza dei quali si instaura un equilibrio tra forze repulsive nucleo-nucleo ed elettroni-elettroni.
si misura in Angstrom (å).
-è proporzionale al raggio e inversamente proporzionale alla forza (energia) del legame
7
Q
in base alle coppie condivise il legame covalente può essere….
A
- semplice: una coppia
- doppio: due coppie
- triplo: tre coppie
8
Q
ordine di legame
A
- numero di coppie di elettroni condivisi
- maggiore è, maggiore è la forza complessiva che tiene uniti gli atomi e quindi maggiore è l’energia complessiva di legame e più breve è la distanza di legame.
9
Q
orbitale molecolare
A
- regione dello spazio occupata da una coppia di legame che circonda entrambi i nuclei dei due atomi legati.
- due orbitali di due atomi che si fondono a seguito della formazione di un legame
10
Q
legame covalente σ
A
- sovrapposizione frontale (testa/testa): formato da un orbitale che circonda ogni parte l’asse che congiunge i due nuclei
- la distribuzione elettronica è concentrato lungo l’asse di legame ed è disposta in modo simmetrico intorno ad esso.
11
Q
legame covalente π
A
- sovrapposizione laterale: formato da un orbitale a due lobi giacente su un piano che contiene la congiungente ai due nuclei.
- la distribuzione elettronica è concentrata in 2 parti opposto rispetto all’asse di legame
- si forma solo per sovrapposizione di due orbitali p ed è meno forte del legame σ.
- permette di spiegare la formazione di legami multipli
12
Q
legami covalenti ed orbitali:
A
- covalente semplice: sempre di tipo σ
- doppio: formato da un legame σ e uno π
- triplo: formato da un legame σ e due π
13
Q
legame covalente puro
A
- tra atomi con elettronegativi uguale o simile
- caratterizzato da una divisione equa della coppia di elettroni (nuvola elettronica simmetrica e nessuna separazione di carica).
14
Q
legame covalente polare
A
- fra atomi con piccola differenza di elettronegativi (0.4-1.7)
- condivisione non equa (nuvola elettronica distorta e più densa verso l’elemento più elettronegativo)
- parziale trasferimento del doppietto dall’atomo meno elettronegativo che acquista parziale carica positiva (∂+) a quello più elettronegativo (∂-).
15
Q
legame dativo
A
- particolare legame covalente costituito da due elettroni condivisi
- i due elettroni provengono dal donatore che li condivide con l’accettore (ha un orbitale vuoto).
- fascia diretta verso l’accettore
16
Q
ibridazione
A
combinazione degli orbitali atomici esterni, a diversa energia, di un atomo, con formazione di un ugual numero di orbitali atomici isoenergetici (orbitali ibridi).
17
Q
ibridazione sp^3
A
- un orbitale s + tre orbitali p di uno stesso atomo
- diretti lungo i vertici di un tetraedro regolare
- quattro orbitali ibridi disposti a 109°
18
Q
ibridazione sp^2
A
- 2 orbitali p + 1 orbitale s
- tre orbitali ibridi disposti a 120°
19
Q
ibridazione sp
A
- un orbitale p + 1 orbitale s
- due orbitali ibridi disposti a 180°
20
Q
da cosa deriva la spontaneità del processo di ibridazione?
A
esso comporta un’aumento della stabilità delle molecole ottenibili da atomi ibridati poiché rende possibile la formazione di un maggior numero di legami e una distribuzione ottimale delle cariche
21
Q
gli orbitali ibridi sono…
A
atomici e non molecolari
22
Q
risonanza
A
- fenomeno per cui è possibile scrivere più di una formula di struttura per alcune sostanze.
- nelle sostanze in cui esiste un sistema di elettroni π esteso a più di due atomi
23
Q
forme limite di risonanza/ forme mesomere
A
diverse formule possibili per una sostanza
24
Q
ibrido di risonanza
A
struttura reale della sostanza, che è intermedia tra quella delle forme limite
25
energia di risonanza
differenza di energia tra l'ibrido di risonanza (molecola reale) e la formula limite più stabile
26
a cosa è dovuta la risonanza?
al fatto che gli elettroni del legame π, anziché essere condivisi, sono delocalizzati su tutta la molecola; formano un orbitale molecolare π delocalizzato.
27
benzene
- idrocarburo ciclico (C6H6)
- carbonio ibridato sp^2 (ciascun atomo di carbonio ha 3 orbitali sp^2 e uno p puro).
- due dei tre sp^2 vengono utilizzati per formare legami σ con C adiacente, uno per formare legame con H.
- i 6 elettroni presenti nei sei orbitali p sono demoralizzati in due nubi cicliche che si trovano una sopra l'altra sotto il piano formato dal carbonio
- è un ibrido di risonanza tra due forme limite
- energia di risonanza: -36 kcal/mol rispetto al cicloesatriene
28
teoria VSEPR
i doppietti elettronici di valenza si dispongono alla massima distanza possibile gli uni dagli altri in modo da minimizzare la repulsione elettrostatica tra essi.
29
formula generica VSEPR
```
AXmEn
A = atomo centrale
X = numero di atomi legati all'atomo centrale
E = coppie di elettroni solitari
numero sterico (NS) corrisponde a n+m (numero di atomi legati all'atomo centrale)
```
30
effetto della presenza di coppie di elettroni solitarie
schiaccia l'angolo di legame come conseguenza delle forze di repulsione.
31
momento dipolare
Il momento dipolare, μ, è una grandezza vettoriale e possiamo raffigurarla con una freccia, la cui lunghezza è proporzionale al pro- dotto q ∙ d; in chimica, si rappresenta il dipolo orientato verso l’atomo più elettronegativo, che attira maggiormente a sé gli elettroni.
μ =q∙d
Il momento dipolare è tanto maggiore quanto più grande è la cari-
ca q dei due poli e maggiore la loro distanza .
si misura in Debye (1D = 3.34 x 10^-30Cm)
32
polarità delle molecole
- molecole contenenti solo legami covalenti puri: sempre non polari
- contenenti legami covalenti polari: polari o non polari
- formata da 2 atomi legati da un legame covalente polare: sempre polare
- più di due atomi legati da legame covalente polare: è polare solo se i singoli dipoli non si annullano
33
regola semplificata per determinare la polarità di una molecola
- se è lineare (NS = 2) e l'atomo centrale è legato a due atomi uguale: apolare, negli altri casi polare
- se è trigonale (NS=3) e l'atomo centrale è legato a tre atomi uguali è apolare, negli altri casi polare
- se è tetraedrica (NS=4) e l'atomo centrale è legato a 4 atomi uguali, apolare, se no polare.
34
legame ionico
- tra due atomi con elevata differenza di elettronegatività
- in seguito a trasferimento di 1 o più elettroni di valenza dall'atomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo con formazione di 2 ioni di carica opposta
- carattere ionico > 50%: la differenza di elettronegatività tra gli atomi è>1.7
- attrazione di tipo elettrostatico tra due ioni di carica opposta
- adirezionale
35
composti ionici
- insieme di ioni di carica opposta a formare un reticolo cristallino tridimensionale in cui sono minime le forze di repulsione tra ioni della stessa carica e massime le forze attrattive tra ioni di carica opposta.
- invariabilmente solidi
- la formula bruta è solo una formula minima
- temperatura di fusione: è tanto più alta quanto più alta è la sua energia reticolare
36
formula minima nei composti ionici
formula che indica il rapporto minimo secondo cui si combinano i cationi e gli anioni affinché si abbia un composto elettricamente neutro
37
energia reticolare
- energia liberata alla formazione del reticolo cristallino
| - dipende dalla natura degli ioni: aumenta all'aumentare della carica e al diminuire delle loro dimensioni
38
legame metallico
- a temperatura ambiente tutti i metalli (tranne mercurio) sono solidi in cui gli atomi sono disposti in modo ordinato nello spazio a formare un reticolo cristallino
- metalli si trasformano in cationi e gli atomi perduti sono messi in comune tra gli ioni e delocalizzati su un orbitale esteso a tutto il metallo e possono muoversi
- legame è dovuto dall'attrazione tra i cationi e gli elettroni
- carattere sia elettrostatico che covalente
- adirezionale
39
legami intermolecolari
forze attrattive molto più deboli dei legami che uniscono gli atomi nelle molecole
- dipolo-dipolo
- forze di dispersione/London
- interazioni ione-dipolo
40
forze di Van der Waals
-interazioni di natura elettrostatica, molto deboli, tra molecole
-principalmente tra molecole neutre
(un altro nome per quelle di London)
41
da cosa è determinato lo stato di aggregazione di un composto?
dalla forza e dal numero di legami intermolecolari.
| -per fondere un composto ionico è necessaria più energia perché si deve rompere il reticolo cristallino
42
interazioni dipolo-dipolo
-tra molecole polari che si comportano come dipoli spontanei e permanenti
43
forze di dispersione
- legate alla formazione di dipoli temporanei anche in molecole non polari, causati dal rapido moto degli elettroni attorno al nucleo (dipolo temporaneo)
- è la posizione media degli elettroni a rendere la molecola apolare
- le nuvole elettroniche provocano dipoli indotti con le molecole vicine e stabiliscono interazioni attrattive.
- intensità aumenta all'aumentare del PM, della superficie di contatto e degli elettroni presenti in una molecola.
44
legame ad idrogeno
- interazione elettrostatica tra un H legato con legame covalente ad un elemento molto elettronegativo (N, O, F) e un doppietto solitario di una atomo molto elettronegativo della stessa molecola o vicina
- più forte tra le forze intermolecolari
- esiste nell'acido fluoridrico, nell'ammoniaca e nell'acqua
- punti di ebollizione superiori a quelli che non formano legami ad H
- Direzionale
45
proprietà dell'acqua determinate da legame ad H
- massima densità a 4°
- aumenta di volume nel passaggio da liquido a solido
- a temperatura ambiente è liquida e non gassosa
46
allotropia
quando uno stesso elemento presenta due forme che differiscono per struttura molecolare o per il modo in cui sono concatenati gli atomi
47
polimorfismo
una sostanza si presenta in forme che differiscono solo per la struttura cristallina (dimorfismo).
48
teoria del legame di valenza
- 1930 Pauling e Slater
- spiegazione del perché gli elementi si combinano per formare certe sostanze stabili e non altre
- rappresenta il metodo approssimato per descrivere la formazione del legame covalente a partire dagli orbitali atomici in cui si trovano gli elettroni esterni appartenenti a due atomi vicini
- un legame tra due atomi si forma quando una coppia di elettroni con spin appaiati viene condivisa per parziale sovrapposizione di 2 orbitali atomici (il motivo che spinge gli atomi a legarsi è la possibilità di riempire gli orbitali esterni incompleti)
49
teoria dell'orbitale molecolare
- Mulliken e Hund
- assume che gli elettroni in una molecola siano associati a tutti i nuclei che essa contiene, indipendentemente dall'atomo di provenienza. gli elettroni devono essere descritti da apposite funzioni (orbitali molecolari), ciascuna delle quali è caratterizzata da determinati numeri quantici.
50
orbitali atomici ibridi
sono funzioni matematiche che derivano dalla somma algebrica di un certo numero di orbitali atomici aventi energia simile
51
dipolo
sistema che ha due poli elettrici, con uguale carica q, ma di segno opposto, separati da una certa distanza d.
