Chimica dei Legami: Molecola di Idrogeno

Chimica e Propedeutica Biochimica - Lezione 2

• La lezione tratta del legame chimico, dell'energia potenziale di legame, delle forze, dell'energia e della distanza di legame.
• Gli atomi si avvicinano e si connettono per ottenere una minore energia totale rispetto agli atomi separati, formando un legame.
• La geometria del legame rimane costante durante i cambiamenti di stato (solido, liquido, gas).
• Le varie tipologie di legame dipendono dalle interazioni tra atomi.
• L'energia potenziale di legame diminuisce all'aumentare della vicinanza degli atomi.
• Un bilanciamento tra forze attrattive e repulsive determina la distanza interatomica di legame.
• La molecola di idrogeno (H₂) è la sostanza biatomica più semplice.
• Due protoni di idrogeno condividono due elettroni a una distanza di 74 picometri.
• La legge di Coulomb descrive l'attrazione o la repulsione tra corpi dotati di carica elettrica.
• La forza è direttamente proporzionale alle cariche e inversamente proporzionale al quadrato della distanza.
• Gli atomi si legano per massimizzare l'attrazione e minimizzare la repulsione.
• Gli elettroni, pur trovandosi in una zona condivisa, esercitano forze repulsive l'uno sull'altro, ma è il numero magnetico di spin che impedisce loro di avere una repulsione eccessiva.
• Le sostanze diamagnetiche hanno elettroni accoppiati, quindi non mostrano proprietà elettromagnetiche. Le sostanze paramagnetiche hanno elettroni non accoppiati, quindi esercitano un orientamento su altre sostanze.
• Le tipologie di legame comprendono legami forti (covalente, ionico, metallico) e legami deboli (legami a idrogeno, interazioni di van der Waals).

Tipologie di legame

• Legami forti (intramolecolari):
  • Legame covalente: condivisione di coppie di elettroni.
  • Legame ionico: trasferimento di elettroni da un atomo all'altro, che crea ioni con carica opposta.
  • Legame metallico: elettroni delocalizzati che formano un "mare" di elettroni che lega ioni positivi.
• Legami deboli (intermolecolari):
  • Legami a idrogeno: interazione tra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo (N, O, F) e un altro atomo elettronegativo di una molecola vicina.
  • Interazioni di van der Waals: forze attrattive tra tutte le molecole, derivanti da fluttuazioni di carica.

Elettronegatività

• Capacità di un atomo di attirare a sé gli elettroni di un legame.
• Misurata sulla scala di Pauling (scala numerica).
• In genere, aumenta lungo il periodo (da sinistra a destra) e diminuisce lungo il gruppo (dall'alto verso il basso) nella Tabella Periodica.

Legame Covalente

• Condivisione di coppie di elettroni tra atomi.
• Nel legame covalente, gli atomi condividono elettroni per raggiungere una configurazione elettronica più stabile, simile a quella di un gas nobile.
• Nel caso dell'idrogeno biatomico (H₂) gli elettroni condivisi circolano nel guscio 1s.

Spin e doppietti non condivisi

• La materia tende a disporre gli elettroni in modo che i loro spin si bilancino (antiparalleli).
• I doppietti non condivisi (lone pairs) sono coppie di elettroni non utilizzate per legare altri atomi.

Teoria della repulsione delle coppie di elettroni nello strato di valenza (VSEPR)

• Prevede le geometrie molecolari in base alla repulsione tra le coppie di elettroni nello strato di valenza.
• Le coppie di elettroni cercano di massimizzare la distanza tra di loro. La forma è determinata dal numero di coppie di elettroni intorno all'atomo centrale.

Regola dell'ottetto

• Gli atomi, in particolare quelli non metallici, tendono a raggiungere una configurazione elettronica esterna con 8 elettroni.
• Sono presenti delle eccezioni a questa regola.

Strutture di Lewis

• Rappresentazioni grafiche delle molecole che mostrano la disposizione degli atomi e gli elettroni di valenza.
• Usano punti per rappresentare gli elettroni di valenza e trattini per i legami.

Distanza di legame

• La distanza tra due atomi legati in una molecola.
• Dipende dalle dimensioni atomiche e dall'elettronegatività degli atomi coinvolti.

Rappresentazione molecolare

• Diverse strategie grafiche per rappresentare le molecole, tra cui formule molecolari, formule strutturali, modelli a pallini e bastoncini, modelli a sfere piene e formule strutturali condensate.

Legame covalente polare/eteropolare

• La differenza di elettronegatività tra gli atomi nel legame porta ad una distribuzione non uniforme degli elettroni. Ciò crea dipoli permanenti.

Distribuzione della carica elettronica

• Nel legame covalente polare, la nuvola elettronica è spostata verso l'atomo più elettronegativo.
• Ciò crea una separazione di carica tra i due atomi nel legame, che forma un dipolo.

Interazioni intermolecolari

• Interazioni intermolecolari si verificano tra le molecole, e possono essere forti o deboli.

Interazioni intermolecolari deboli

• Forze di van der Waals: forze di attrazione tra le molecole, derivanti da fluttuazioni di carica.
  • Forza di London: forze di attrazione tra tutte le molecole, persino quelle non polari, dovute a fluttuazioni temporanee di distribuzione degli elettroni.
  • Forza di Debye: interazione tra un dipolo permanente e un dipolo indotto.
  • Forza di Keesom: interazione tra due dipoli permanenti.
• Legami idrogeno: interazione particolarmente forte tra un atomo di idrogeno legato a un elemento altamente elettronegativo (N, O, F) e un altro atomo di un elemento altamente elettronegativo di una molecola vicina.

Ibridazione degli orbitali atomici

• Gli orbitali atomici possono mescolarsi per formare orbitali ibridi.
• Le ibridazioni sp, sp², sp³ sono differenti, formando geometrie distinte nelle molecole.

Eccezioni alla regola dell'ottetto

• Alcune molecole, come BF₃ e BeCl₂, non soddisfano la regola dell'ottetto ma seguono altri schemi di legame ed ibridazione di elettroni.

Ibridi di risonanza

• Spiegazione di come la distribuzione della carica in certe molecole può essere descritta da più modelli contemporaneamente.