Pt.2 - Legami Flashcards
Perchè si forma un legame
Per avere un sistema a minore energia
Cos’è l’energia di legame
Energia necessaria per rompere il legame
Legame covalente
- Condivisione di elettroni
- Formazione di molecole
- Tipico dei non metalli
- In base alla diversa elettronegatività può essere polare o apolare
Polare: tra i due atomi vi è una differenza di elettronegatività, l’atomo più elettronegativo è quello che accentra su di se gli elettroni di legame (di conseguenza l’orbitale legante risulta spostato verso il nucleo di quest’atomo)
ATTENZIONE: l’atomo più elettronegativo rappresenta il polo negativo δ- , da non confondere con una carica intera negativa
Considerando due atomi di H che si avvicinano vi è
- attrazione fra gli elettroni di un atomo e il nucleo dell’altro atomo
- repulsione tra i due nuclei e tra le nuvole di elettroni
Orbitali molecolari
Dalla combinazione di n orbitali atomici si ottengono n orbitali molecolari
Legami σ
σ legante e σ* antilegante si ottengo dalla combinazione di:
1) due orbitali atomici s
2) due orbitali atomici p (i due orbitali sono orizzontali)
3) un orbitale s e un orbitale p
Legami π
π legante e π* antilegante
Si ottengono dalla combinazione di due orbitali p perpendicolari alla congiungente dei due nuclei
(i due orbitali sono verticali)
Ordine di legame
O.L. = (n. elettroni legame - n. elettroni antilegame) / 2
Se una molecola ha OL=0 vuol dire che non è stabile, l’effetto legante degli elettroni è annullato dall’effetto antilegante degli altri elettroni
Quindi una molecola è stabile quando OL != 0
Molecole paramagnetiche e diamagnetiche
Paramagnetica:
se ha elettroni singoli, la molecola viene influenzata da campi magnetici esterni
Diamagnetica:
tutti gli elettroni accoppiati, il piccolo campo magnetico che si ottiene dall’elettrone sul suo asse è annullato dal movimento in senso contrario del secondo elettrone. La molecola sarà leggermente respinta da un campo magnetico esterno
Configurazione elettronica del C e ibridazione
La configurazione elettronica di un atomo di C isolato è: 1s² 2s² 2p²
Ci suggerisce quindi che gli elettroni spaiati e pronti a formare un legame covalente sono soltanto 2, quelli dell’orbitale 2p
Il composto più stabile che nasce dalla combinazione tra C e H è il metano CH4 la cui struttura prevede 4 legami C-H identici (stessa lunghezza ed energia)
NB: Oltre al metano tutti i composti contenente C formano 4 legami
Per riuscire a dare una spiegazione a questi 4 legami (invece dei 2 che suggerisce la configurazione elettronica) entra in gioco l’ibridazione: possiamo pensare di “promuovere” un elettrone e spostarne uno dei 2 dell’orbitale 2s nell’orbitale 2p vuoto, così da avere 4 elettroni spaiati
In questo modo però i 4 legami che legano gli H non sarebbero tutti uguali: avremmo 3 legami identici perchè fanno affidamento gli elettroni degli orbitali 2p mentre il 4° legame risulterebbe diverso perchè l’elettrone si trova in un orbitale a più bassa energia
Ibridazione sp3 del C
C - C
- Il C riesce a promuovere un elettrone da 2s a 2p vuoto
- Avviene una combinazione lineare tra 1 orbitale 2s e 3 orbitali 2p per formarne 4 identici chiamati sp3
- Con questi 4 orbitali sp3 l’atomo di C è in grado di formare 4 legami con altri 4 atomi
- Angoli di 109.5°, struttura tetraedrica
- La densità di elettroni di legame si trova sulla congiungente dei nuclei e darà quindi origine ad un legame di tipo σ molto stabile
Molecola di metano CH4
per formare un legame C-H un orbitale sp3 dell’atomo di C andrà a interagire con l’orbitale 1s dell’amo di H formando un legame covalente
es: C in CH4 (e in generale CX4) N in NH3 (e in generale NX3) O in H2O (e in generale OX2) Alcani CnH2n+2
Ibridazione sp2 del C
C = C
- Il C riesce a promuovere un elettrone da 2s a 2p vuoto
- Avviene una combinazione lineare tra l’orbitale 2s e 2 orbitali 2p (non tutti e 3) per formarne 3 identici chiamati sp²
L’orbitale 2p che rimane fuori resta un orbitale 2p con all’interno un elettrone spaiato
Abbiamo quindi 3 legami identici (sp²) e 1 diverso (2p) - Ciascun atomo ibridizzato sp² è legato con altri 3 atomi
- Per la disposizione geometrica bisogna tener conto solo dei 3 orbitali ibridi sp² e lasciare da parte l’orbitale 2p:
Angoli di 120°, struttura triangolare planare - A 90° rispetto al piano formato dagli orbitali ibridi abbiamo i 2 lobi dell’orbitale 2p
Molecola di etene C2H4
Nella formazione del legame tra due atomi di C è presente un doppio legame:
1. Il primo nasce dall’interazione tra un orbitale sp² di un C e l’orbitale sp² dell’altro C (interazione orizzontale), a formare un legame σ
2. Il secondo nasce dall’interazione degli orbitali 2p dei due atomi di C (interazione verticale), a formare un legame π
- Ai restanti 3 orbitali sp² si legano 3 atomi di H con orbitali 1s
es.
B in molecole tipo BX3
C in H2C=CH2
Alcheni CnH2n
Ibridazione sp del C
C ≡ C
- Il C riesce a promuovere un elettrone da 2s a 2p vuoto
- Avviene una combinazione lineare tra l’orbitale 2s e 1 solo orbitale 2p (non tutti e 3) per formarne 2 identici chiamati sp
I due orbitali 2p che rimangono fuori restano orbitali 2p con all’interno un elettrone spaiato
Abbiamo quindi 2 legami sp e 2 legami 2p - Ciascun atomo ibridizzato sp è legato con altri 2 atomi
- Per la disposizione geometrica bisogna tener conto solo dei 2 orbitali ibridi sp e lasciare da parte i due orbitali 2p:
Angoli di 180°, atomi disposti in linea retta - A 90° rispetto agli orbitali ibridi sp abbiamo il primo orbitale 2p, il secondo orbitale 2p è posto a 90° dall’altro orbitale 2p e 90° dagli orbitali ibridi sp
Molecola di acetilene C2H2
Nella formazione del legame tra due atomi di C è presente un triplo legame:
1. Il primo avviene per interazione tra due orbitali sp dei due atomi di C, a formare un legame σ
2. Gli altri due sono i legami che avvengo per interazione dei 2 orbitali 2p, a formare 2 legami π
- Ai restanti 2 orbitali sp si legano 2 atomi di H con orbitali 1s
es. BeX2 con X=alogeno C in CO2 HC≡CH HC≡N Alchini CnH2n-2
Teoria della risonanza
Una specie chimica si comporta come se potesse essere rappresentata da più formule di struttura.
E’ il caso del benzene C6H6
Struttura del benzene
Benzene: C6H6
Ha una struttura ciclica a 6 atomi di C con ibridazione sp², quindi ogni carbonio è legato con altri 3 atomi: 2 di C e 1 di H.
Sia C-C che C-H sono legami di tipo σ
Per ogni atomo di C inoltre abbiamo un orbitale p (contenente un elettrone) che è disposto in modo perpendicolare al piano della molecola.
La particolarità di questa molecola è che gli orbitali di tipo p, paralleli fra di loro, si combinano tra loro per formare due zone (una sopra e una sotto) di elevata densità elettrica.
NON vi è quindi una sovrapposizione tra gli orbitali p
Legame ionico
Se portiamo all’estremo il concetto di legame covalente polare, e la differenza di elettronegatività è sopra all’ 1.8, si ha un trasferimento completo degli elettroni di legame sull’atomo più elettronegativo (che diventa l’anione), di conseguenza l’altro atomo diventa il catione
- È un legame elettrostatico che si forma tra atomi decisamente metallici (che cedono facilmente elettroni a casa della bassa energia di prima ionizzazione) e atomi non metallici (che hanno tendenza ad acquistarli)
[distanti fra loro nella tavolo periodica] - Sono arrangiamenti regolari di cationi (+) e anioni (-)
- Si formano spontaneamente a causa dell’avvicinamento di ioni di carica opposta nel reticolo cristallino.
Gli ioni si attraggono con un’energia elettrostatica pari a:
E = - (1/4πε) (z1z2e²) / r
e = valore assoluto della carica dello ione (carica dell'elettrone) z = numeri di carica dei due ioni r = distanza tra i centri degli ioni ε = permettività nel vuoto
Energia reticolare
legami ionici
Energia che si libera quando ioni gassosi positivi e negativi, partendo da distanza infinita, si uniscono per formare 1 mole del solido ionico [kJ/mol]
Formazione dei legami ionici
es. NaCl
Na, non metallo - atomo isolato in forma gassosa, deve trasformarsi in Na+ ovvero deve cedere un elettrone. Ciò avviene se si fornisce energia al sistema
Cl, metallo - atomo isolato gassoso, diventa Cl- perchè acquista un elettrone rilasciando così energia
Na(g) —> Na+ (g) + e-
energia necessaria= 494kJ/mol (energia di ionizzazione)
Cl(g) + e- —> Cl- (g)
energia liberata= - 356kJ/mol (affinità elettronica)
Siamo quindi in debito di energia: la formazione di Cl- non ha compensato la cessione di un elettrone
MA, per trovare Na e Cl isolati è necessario romperne i legami, per cui:
Na(s) —> Na(g) energia di vaporizzazione 109kJ/mol
Cl2(g) —> Cl(g) energia di dissociazione 121 kJ/mol
Siamo ancora in perdita, ma vi è un ultimo passaggio che copre tutto il fabbisogno energetico che c’è stato fino ad ora:
Na+ (g) + Cl- (g) —> NaCl (s)
energia liberata = - 778kJ/mol = energia reticolare
Gli ioni Na+ e Cl- che si sono formati a spese di tanta energia si uniscono per formare il cloruro di sodio.
Se si sommano algebricamente tutti i contributi ci si ritrova con una reazione complessiva che avviene con rilascio di energia:
Na(s) + 1/2Cl2(g) —> NaCl(s) -410kJ/mol
