I legami chimici PDF - appunti di chimica

Risulta estremamente difficile trovare in natura una sostanza formata da singoli atomi isolati. SOLO I GAS NOBILI SONO PRESENTI IN NATURA COME GAS MONOATOMICI! Gli atomi delle molecole si trovano in natura generalmente combinati tra loro in molecole o composti ionici. Il legame chimico consiste nell...

Risulta estremamente difficile trovare in natura una sostanza formata da singoli atomi isolati. SOLO I GAS NOBILI SONO PRESENTI IN NATURA COME GAS MONOATOMICI! Gli atomi delle molecole si trovano in natura generalmente combinati tra loro in molecole o composti ionici. Il legame chimico consiste nella forza attrattiva di natura elettrostatica che si instaura tra due o più atomi, uguali o diversi, permettendo loro di muoversi, formando molecole. Seconda la Teoria elettronica della valenza, formulata negli anni ’20 da Pauling et al., i legami chimici si formano perché gli atomi isolati, AD ECCEZIONE DEI GAS NOBILI, tendono ad aggregarsi spontaneamente tra loro mediante interazioni per raggiungere una configurazione elettronica più stabile, ossia stabilizzarsi in uno stato energetico minimo. Appurato questo concetto, possono sorgere immediatamente due quesiti: 1. Perché gli atomi neutri tendono a combinarsi tra loro? Non sono stabili? Allora, in genere tutti gli atomi cercando di completare il loro guscio di valenza e lo fanno legandosi con altri atomi. 2. Perché i gas nobili sono gli unici elementi che generalmente non tendono a combinarsi tra loro o con altri elementi? I gas nobili hanno scarsa tendenza a legarsi con altri atomi perché hanno il guscio di valenza completo, ovvero hanno otto elettroni nell’ultimo livello. LA TEORIA DI LEWIS La maggior parte degli elementi dunque vuole ottenere STABILITÀ, per cui formano legami (la forza attrattiva tra due o più atomi, uguali o diversi, per formare molecole), tranne quelli dell’ultimo gruppo, i gas nobili che non stringono legami con nessun elemento (scoperta di Lewis). G.N. Lewis ha osservato come gli altri elementi della tavola periodica sono meno stabili rispetto ai gas nobili, e tendono a formare composti legandosi ad altri atomi per raggiungere la configurazione esterna più stabile, ossia dell’OTTETTO ELETTRONICO, completando il GUSCIO DI VALENZA (ultimo livello energetico).  1. Gli elettroni che ne si trasferiscono da un elemento all’altro sono implicati in un legame ionico; 2. Gli elettroni che sono condivisi tra due elementi formano i legami covalenti. CHE COS’È L’ELETTRONEGATIVITÀ? UN PARAMETGRO IMPOORTANTE DA CONSIDERARE NELLA CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI è L’elettronegatività, la capacità di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni condivisi in un legame. È una proprietà fondamentale per comprendere il comportamento chimico degli atomi nei composti. Si tratta di una scala relativa (la più comune è quella di Pauling), in cui il Fluoro (F) ha valore massimo pari a 3,98, mentre gli altri elementi hanno valori minori, come per il Cesio (Cs) che ha il valore minimo i di 0,7. I METALLI hanno in genere un’elettronegatività BASSA, mentre i NON METALLI hanno valori ALTI. MAGGIORE È IL VALORE, MAGGIORE È LA TENDENZA DI UN ATOMO AD ATTIRARE GLI ELETTRONI! Ciò come influenza i legami chimici? Semplice: - con un’alta tendenza di elettronegatività (> o uguale a 1,9), si forma un legame ionico (come per IL COMPOSTO NaCl) in cui gli elettroni vengono trasferiti dal metallo (elettronegatività bassa) al non metalllo (elettronegatività alta); - con una differenza moderata, compresa tra 0,4 e 1,9, SI forma un legame covalente polare (come l’acqua, H20), in cui gli elettroni sono confidi si con una distribuzione disuguale; - mentre con una differenza bassa, inferiore a 0,4, si forma un legame covalente, con una condivisione equa di elettroni (come in H2) CHE COS’È L’OTTETTO ELETTRONICO? Il principio dell’ottetto elettronico afferma che gli atomi tendono a guadagnare, perdere o condividere elettroni per raggiungere una configurazione stabile con 8 elettroni nel guscio di valenza, ossia l’ultimo livello energetico, simile a quella dei gas nobili. L’applicazione Gli atomi con meno di 8 elettroni nel guscio di valenza possono: - perdere elettroni (formando cationi, ioni positivi); - acquistare elettroni (formando anioni, ioni negativi); - condividere elettroni (formando legami covalenti). IN UN COMPOSTO, GLI ATOMI CHE PARTECIPANO ALLA FORMAZIONE DI UN LEGAME TENDONO AD ACQUISTARE LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA DEL GAS NOBILE CHE LI PRECEDE O LI SEGUE NELAL TAVOLA PERIODICA. Es. 1) Il Mg tende a ionizzarsi perdendo due e-: Mg-> 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝 6 3𝑠 2 ; Mg2 -> 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝 6 assumendo la configurazione elettronica del Ne, che è il gas nobile a essi più vicino. Ad esempio, Na perde 1 elettrone per completare il livello sottostante (Na+), mentre Cl acquista un elettrone per completare l’ottetto (Cl-). Eccezioni - L’idrogeno (H) possiede 2 elettroni di valenza; - Esistono elementi con meno di 8 elettroni di valenza, come il Berilio (Be) con 4, e il Boro (B) con 6. SIMBOLI DI LEWIS: il simbolo chimico rappresenta il nucleo e i punti gli elettroni di valenza ENERGIA DI LEGAME La stabilità acquisita dagli atomi che si uniscono mediante un legame chimico è espressa dall’energia di legame, definita come l’energia che occorre fornire a una mole di sostanza per rompere i legami che li tengono uniti. Si misura in kj/mol, ossia in kilojoule e in unità di misura della quantità di sostanza Più l’energia di legame è maggiore, tanto è più stabile l’aggregato e tanto è più forte il legame che unisce gli atomi. Ad esempio, l’energia di legame che unisce gli atomi di azoto nella molecola N2 è di 944 kj/mol, mentre quella che unisce gli atomi di ossigeno e di carbonio nella molecola CO è di 1074 kj/mol; il legame nella molecola CO è quindi più forte del legame in quella di azoto. Gli elettroni di valenza vogliono ottenere una configurazione elettronica pari a 8 elettroni di valenza. - - La quantità di energia necessaria per spezzare un legame è la stessa che si libera durante la sua formazione. LA DISTANZA DI LEGAME Il legame chimico è descritto anche dalla sua lunghezza: la distanza di legame rappresenta la distanza media tra i nuclei di atomi uniti da un legame chimico. Più la distanza è minore, maggiore è la forza e più si tengono stretti. Gli atomi devono essere vicini per legarsi—>avvicinando troppo i nuclei, l’energia interna aumenta e si RESPINGONO! MA QUINDI…COME SI FORMA UN LEGAME ATOMICO? Per capire come si forma un legame atomico è importante tenere presente la distribuzione delle cariche elettriche al loro interno: i nuclei hanno carica positiva, mentre gli elettroni, suddivisi nei diversi livelli energetici, hanno carica negativa. Gli elettroni più esterni determinano la reattività degli elementi e, quindi, sono quelli che partecipano al legame. Pertanto, la tendenza di un atomo a formare legami i chimici dipende dalla sua configurazione elettronica esterna o di valenza. Atomi stabili —> condizione di bassa energia —> scarsa propensione a legarsi —> GAS NOBILI che hanno raggiunto l’ottetto elettronico, ovvero completato il guscio più esterno. Il tipo di legame dipende: 1. Dalla natura degli atomi coinvolti (metalli o non metalli). 2. Dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi. A grandi distanze, l’interazione fra due atomi è trascurabile; quando si avvicinano, interagiscono. Esistono due tipi di forze: - Attrattive - Repulsive Le cui intensità dipendono dalla distanza interatomica. La forza attrattiva (che dipende dal tipo di atomi coinvolti) aumenta al diminuire della distanza; oltre un certo avvicinamento entra in gioco anche la forza repulsiva. Quando le due forze si bilanciano, si raggiunge una condizione di equilibrio e i due atomi sono separati da una distanza di equilibrio. TIPOLOGIE PRINCIPALI DI LEGAMI CHIMICI Distinguiamo i legami chimici forti (ionico, covalente e metallico) da quelli deboli (intermolecolari, legame a idrogeno). Esistono tre tipi di legami atomici primari o chimici: Esistono diversi modi per raggiungere la stabilità, che prevedono essenzialmente due meccanismi: - il trasferimento di elettroni di valenza - la condivisione di elettroni di valenza Entrambi i meccanismi prevedono il coinvolgimento degli elettroni di valenza A. LEGAME IONICO Il legame ionico si forma quando un atomo trasferisce uno o più elettroni a un altro atomo. È una forza di attrazione elettrostatica tra due ioni di carica opposta. Si forma tra atomi tra i quali situa avvenuto un trasferimento di elettroni: l’atomo che cede elettroni si trasforma in uno ione positivo (catione), mentre l’atomo che acquista elettroni si trasforma in uno ione negativo (anione). Una volta formatisi, si attraggono elettrostaticamente. Nel solido tali ioni si dispongono secondo un reticolo cristallino ordinato che permette di rendere massima l’attrazione tra le particelle di carica opposta e minima la repulsione tra quelle della stessa carica. Ad esempio, nel reticolo cubico NaCl ogni catione Na+ è circondato da sei anioni Cl- e viceversa. Come si forma? 1. Atomo donatore di elettroni (metallo): Ha pochi elettroni nel guscio di valenza (di solito 1, 2 o 3). Perde elettroni, diventando un catione (ione positivo). 2. Atomo accettore di elettroni (non metallo): Ha molti elettroni nel guscio di valenza (di solito 5, 6 o 7). Acquista elettroni, diventando un anione (ione negativo). Esempio: Cloro (cl) guadagna un elettrone per diventare Cl-. Esempio: Cloruro di sodio (NaCl) Il sodio (Na) ha configurazione elettronica 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝 6 3𝑠 1 . Perde 1 elettrone diventando Na+ . Il cloro (Na) ha configurazione 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝 6 3𝑠 2 2𝑝 5 . Acquista 1 elettrone diventando Cl-. Si forma un legame ionico tra Na+ e Cl- per attrazione elettrostatica. Proprietà del legame ionico: Si verifica tra un metallo e un non metallo. Forma solidi cristallini a temperatura ambiente. Ha alti punti di fusione ed ebollizione. Conduce elettricità in soluzione o stato fuso (perché gli ioni sono mobili). B. LEGAME COVALENTE Il legame covalente si forma quando due atomi condividono una o più coppie di elettroni (doppietti). Questo tipo di legame avviene tra non metalli. Tipi di legame covalente:  1. Covalente puro (omopolare): si stabilisce tra atomi dell0 stesso elemento Gli elettroni sono condivisi in modo equo tra gli atomi. Avviene tra atomi con elettronegatività simile (es. H2 ,Cl2). 2. Covalente polare: Gli elettroni condivisi in modo non equo, crean0 un dipolo , ovvero una distribuzione asimmetrica di cariche elettriche in un sistema, che crea separazione tra un polo positivo e un polo negativo. L’atomo più elettronegativo attrae maggiormente gli elettroni, creando una parziale carica negativa su di sé e una parziale carica positiva sull’altro atomo. Proprietà del legame covalente: Si verifica tra due non metalli. I composti covalenti possono essere solidi, liquidi o gas. Hanno bassi punti di fusione ed ebollizione rispetto ai composti ionici. Non conducono elettricità (a meno che non siano polari e disciolti in acqua). Caratteristiche: Più coppie di elettroni sono condivise e più forte è il legame e più breve è la distanza tra i nuclei degli atomi legati. Avviene la formazione di molecole neutre. C. LEGAME METALLICO Il legame metallico si verifica nei metalli, dove gli atomi condividono un “mare di elettroni” delocalizzati, che si muovono liberamente attraverso la struttura cristallina del metallo. Questo mare di elettroni permette la conduzione di elettricità e calore e conferisce ai metalli la loro malleabilità e duttillità. Come si forma? Gli atomi metallici perdono i loro elettroni di valenza, che si delocalizzano formando una “nube” elettronica attorno ai nuclei positivi.  Questa delocalizzazione di elettroni tiene uniti gli ioni metallici. Proprietà del legame metallico: Alta conducibilità elettrica e termica (grazie agli elettroni liberi). Elevata malleabilità e duttilità. Brillanti (riflettono la luce). 3. FORZE SECONDARIE DI ATTRAZIONE Oltre ai legami chimici principali, esistono altri tipi di legami, detti secondari o fisici, che coincidono con il legame a idrogeno e le forze intermolecolari , più deboli, che agiscono tra le molecole. Le forze intermolecolari sono le interazioni che avvengono tra molecole diverse, determinando molte delle proprietà fisiche delle sostanze, come il punto di ebollizione, lo stato di aggregazione, il punto di fusione e la solubilità. Sono generalmente più deboli, come affermato, dei legami chimici intra molecolari (covalenti, ionici o metallici), ma giocano un ruolo fondamentale in chimica e biologia. Le principali forze intermolecolari sono: 1. FORZE DI VAN DER WAALS: sono le più deboli tra le forze intermolecolari e comprendono tre tipi principali.: A. Forze dipolo- dipolo Definizione: interazioni tra molecole polari, in cui il polo positivo di una molecola interagisce con il polo negativo di un’altra. È presente solo nelle molecole polari ed è più forte delle forze di LONDON (di dispersione). Come per HCl, acido cloridrico, e SO2 B. Legame a idrogeno Un caso speciale di interazione dipolo-dipolo, dove un atomo di idrogeno è legato a un atomo altamente elettronegativo (N, O, F), formando una forte attrazione tra H e un atomo elettronegativo vicino. È più forte delle forze dipolo-dipolo, ma più debole di un legame covalente. Esempio: I legami tra molecole di acqua. - DNA: i legami a idrogeno tra basi azotate mantengono la doppia elica. c. forze di London (forze di dispersione) - presenti in tutte le molecole, anche quelle apolari. - sono causate dalla formazione temporanea di dipoli istantanei dovuti al movimento di elettroni. COSA SONO I DIPOLI ISTANTANEI? Sono fenomeni che avvengono in molecole apolari, dove gli elettroni non sono distribuiti in modo perfettamente uniforme in ogni istante. Sono causati dal movimento casuale degli elettroni attorno al nucleo. Anche in una molecola a polare, in un dato istante, gli elettroni possono trovarsi più da una parte della molecola che dall’altra. - più la molecola è grande e con più elettroni, più forti saranno queste forze. (gas nobili, come Ar e Ne, oppure il metano come idrocarburo CH4) D. Forze dipolo-indotto Si verificano quando una molecola polare induce un dipolo temporaneo in una molecola a polare vicina, deformandone la nuvola elettronica. È presente tra molecole polari e apolari ed è più debole delle forze dipolo-dipolo. Esempio: H2o induce un dipolo in O2 per consentire la sua dissoluzione in acqua. E. Forze ionico.dipolari Sui verificano tra uno ione e una molecola polare. Ad esempio quando il sale da cucina NaCl si scioglie in acqua, gli ioni Na+ e Cl- interagiscono con le molecole polari dell’acqua. CONCLUSIONE Le forze intermolecolari giocano un ruolo essenziale in chimica, fisica e biologia. Determinano lo stato fisico delle sostanze, le loro proprietà e la loro reattività. Conoscere queste forse aiuta a comprendere fenomeni quotidiani come la dissoluzione del sale nell’acqua, la formazione di gocce d’acqua o il comportamento delle proteine nel nostro corpo. 4. DIFFERENZE TRA I TIPI DI LEGAME Propritetà LEGAME COVALENTE LEGAME IONICO formazione Condivisione di elettroni di Trasferimento di elettroni di valenza valenza Tipi di atomi coinvolti Non metalli Me+Non Me elettronegatività Differenza bassa o moderata Differenza alta esempio H2O, O2 NaCl COS’è UNA MOLECOLA POLARE? È una molecola che possiede una distribuzione asimmetrica della carica elettrica, ha cioè una parte con una leggera carica positiva e una parte con una leggera carica negativa. Quando si formano? Nel momento in cui gli atomi hanno elettronegatività diversa -> l’atomo più elettronegativo attira più fortemente gli elettroni del legame, creando una separazione di carica (dipolo permanente), e quando la geometria della molecola non è simmetrica. Si scioglie bene non acqua essendo un solvente polare. COS’è UNA MOLECOLA APOLARE? Molecola in cui la distribuzione della carica elettrica è uniforme, qui di non presenta zone con carica parzialmente positiva o parzialmente negativa. Questo significa che la molecola non ha un dipolo permanente e non interagisce con molecole polari fortemente, come l’acqua. Possono essere: - Molecole composte da atomi con elettronegatività simile -> elettroni distribuiti uniformemente (ossigeno O2, AZOTO n2, cH4 metano) - Molecole con legami polari, ma struttura simmetrica -.> i dipoli si annullano e la molecola nel complesso risulta apolare (anidride carbonica CO2, CCl4 tetracloruro di carbonio) Non si scioglie bene in acqua, ma in solventi apolari come benzina o olio.