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Il Legame Chimico e la Struttura Molecolare

2017

2 LEGAME CHIMICO

In che modo gli atomi in una molecola o uno ione poliatomico interagiscono?!Perchè alcune molecole sono planari ed altre non lo sono?!Possiamo predirne la struttura?!

3 Tipi di Legame Chimico!

•  Esistono 2 tipi estremi di connessione o legame tra gli atomi:!

• Legame ionico— trasferimento completo di 1 o più elettroni da un atomo ad un altro!

• Legame covalente—alcuni elettroni di valenza sono condivisi fra due atomi!

•  La maggior parte dei legami sono intermedi tra questi estremi.!

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Composti Ionici

Metallo: bassa Energia Ionizzazione

Nonmetallo: elevata Affinità Elettronica

2 Na(s) + Cl2(g) à 2 Na+ + 2 Cl-

I composti ionici si formano principalmente tra metalli (gruppi 1A e 2A e metalli di transizione) e nonmetalli (O, S ed alogeni). !

5 Legame Covalente!Il legame nasce dalla reciproca attrazione di

2 nuclei per gli stessi elettroni. Ne deriva una condivisione di elettroni. !

! HB+ HA HBHA

Il legame è la risultante tra le forze attrattive e repulsive coinvolte.

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Elettroni di Valenza Gli elettroni sono divisi fra elettroni del

nocciolo (core) e di valenza!B 1s2 2s2 2p1!Nocciolo = [He] , valenza = 2s2 2p1!

Br [Ar] 3d10 4s2 4p5!Nocciolo = [Ar] 3d10 , valenza = 4s2 4p5!

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Distribuzione degli Elettroni nelle Molecole

•  La distribuzione degli elettroni è rappresentata con strutture elettroniche a punti di Lewis

•  Gli elettroni di valenza

sono classificati come condivisi o COPPIE di LEGAME e non condivisi o COPPIE SOLITARIE.

G. N. Lewis 1875 - 1946

• • • •

• • H Cl Coppia solitaria Coppia di!

legame

8 Regola dell’ottetto!

La tendenza delle molecole e degli ioni poliatomici ad avere strutture in cui otto elettroni sono presenti nello

strato più esterno (di valenza).

9 In un legame covalente due o più elettroni sono condivisi da due atomi. Ogni atomo tende ad avere otto elettroni nel suo strato più esterno.

F F +

7e- 7e-

F F

8e- 8e-

F F

F F

Struttura di Lewis per la molecola F2

lone pairs lone pairs

lone pairs lone pairs

single covalent bond

single covalent bond

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8e-

H H O + + O H H O H H o

2e- 2e-

Struttura di Lewis per l’acqua

Legame doppio – due atomi condividono due coppie di elettroni

single covalent bonds

O C O o O C O

8e- 8e- 8e- double bonds

Legame triplo – due atomi condividono tre coppie di elettroni

N N 8e- 8e-

N N

triple bond

o

11 Strutture di risonanza. Una molecola viene rappresentata con più strutture di Lewis equivalenti.

O O O + -

O O O + -

O C O

O

– – O C O

O

–

–

O C O

O

–

–

Strutture di risonana per l’anione carbonato (CO3

2-)

12 Violazioni della Regola dell’ Ottetto

Generalmente succede con il B e gli elementi dei periodi superiori.

BF3 SF4

13 Formazione del Legame Un legame può formarsi dalla

sovrapposizione lungo l’asse di legame di orbitali atomici di atomi vicini.

Cl H H Cl ••

• •

••

•• • •

•• +

Sovrapposizione di H (1s) e Cl (2p) Notare che ciascun atomo ha un singolo

elettrone spaiato

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La disposizione geometrica dei legami intorno ad un atomo dipende dal numero di coppie elettroniche (di legame + solitarie) che lo circondano. Tali coppie si dispongono il più lontano possibile fra loro nello spazio intorno all’atomo centrale.

GEOMETRIA MOLECOLARE Teoria VSEPR

Valence Shell Electron Pair Repulsion.!

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H

HH

Htetrahedral

109˚

C4

120˚

planar trigonal

FFB

F3

180˚

linear2

GeometryExample

No. of e- PairsAround CentralAtom

F—Be—F

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H

HH

Htetrahedral

109˚

C4

120˚

planar trigonal

FFB

F3

180˚

linear2

GeometryExample

No. of e- PairsAround CentralAtom

F—Be—F

17 Determinazione della Struttura con la VSEPR

Ammoniaca, NH3!1. Disegnare la struttura elettronica

a punti!2. Contare le coppie di legame e

solitarie = 4!

H ••

H

H

N

3. Le 4 coppie elettroniche si posizioneranno ai vertici di un tetraedro.!

HH

H

lone pair of electronsin tetrahedral position

NLa GEOMETRIA DELLE COPPIE DI ELETTRONI E’ TETRAEDRICA.

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Ammoniaca, NH3 La geometria delle coppie di elettroni è tetraedrica.

Determinazione della Struttura con la VSEPR

HH

H

lone pair of electronsin tetrahedral position

N

La GEOMETRIA MOLECOLARE— le posizioni degli atomi — è PIRAMIDALE.

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19 Determinazione della Struttura con la VSEPR

Acqua, H2O!1. Disegnare la struttura elettronica a

punti!

La geometria delle coppie elettroniche è TETRAEDRICA.

H O H••

••

2. Contare le coppie solitarie e di legame = 4!3. Le 4 coppie elettroniche sono ai vertici di un tetraedro.!

H

HO

La geometria molecolare è ANGOLARE

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Geometrie molecolari nel metano, ammoniaca e acqua

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Elettronegatività

•  Elettronegatività: La capacità di un atomo in una molecola di attrarre gli elettroni impegnati in un legame chimico.

•  Pauling ha proposto una scala che varia da 0.7 (Cs) a 4.0 (F).

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Quando tra due atomi impegnati in un legame esiste una differenza di elettronegatività,

il legame è polare.

La Polarità delle Molecole

M:X Legame covalente puro

Gli atomi condividono ugualmente gli elettroni

Mδ+Xδ–

Legame covalente polare Gli atomi non condividono

ugualmente gli elettroni

M+X–

Legame ionico Gli elettroni sono

completamente trasferiti

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H F F H

Legame covalente polare o legame polare, per effetto di una differente elettronegatività la densità elettronica è maggiore attorno ad uno dei due atomi.

Regione elettron-ricca Regione

elettron-povera e- rich e- poor

δ+ δ-

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Percentuale di Carattere Ionico

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Polarità dei legami •  Molecole con legami covalenti

polari. •  Ciascun legame ha un atomo

con una piccola carica negativa (δ-) ed un altro con una piccola carica positiva (δ+)

26 Polarità Molecolare Le molecole saranno polari se!a)!i legami sono polari! ! ! !e!b)!la molecola NON è “simmetrica”!

Tutte queste molecole NON sono polari

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Polare o Nonpolare? Confronta CO2 ed H2O. Quale è polare?

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Polare o Nonpolare?

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L’ordine di legame: n° di coppie di elettroni di legame condivisi tra due atomi in una molecola.

Legame doppio Legame semplice

Legame triplo

acrilonitrile

Proprietà del legame

30 L’ordine di un legame

L’ordine di un legame è proporzionale ad altre due importanti proprietà del legame:

(a) Forza del legame (b) Distanza di legame

745 kJ

414 kJ

110 pm

123 pm

NO

Pagina vuota

31 Lunghezza di legame

Dipende dalle dimensioni degli atomi.

H—F

H—Cl

H—I

1 A = 10-2 pm.

•  Indica la distanza tra i nuclei di due atomi legati.

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Dipende dall’ordine di un legame.

1 A = 10-2 pm.

Lunghezza di legame

33 Energia di legame

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Le reazioni chimiche avvengono mediante rottura e riformazione di legami chimici. Il calore di reazione rappresenta il bilancio energetico dell’energia necessaria per rompere i legami dei reagenti e dell’energia che si svolge nella formazione dei legami dei prodotti

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energia necessaria per rompere un legame chimico

•  LEGAME Energie di legame (kJ/mol) H—H 436 C—C 346 C=C 602 C≡C 835 N≡N 945

Maggiore è il numero di legami più elevata è l’energia necessaria alla rottura.

Energia di legame

Il valore dell’energia di legame, invertito di segno, rappresenta l’energia che si svolge quando si forma il legame stesso.

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Determinare l’energia della reazione 2 H2O2 à O2 + H2O

2 H—O—O—H à O=O + 2 H—O—H

La reazione è eso- o endotermica?

E’ necessario considerare:

A) Energia richiesta per la rottura dei legami nei reagenti

B) Energia sviluppata nella formazione dei legami nei prodotti

Come utilizzare le entalpie di dissociazione di legame

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2 H—O—O—H à O=O + 2 H—O—H Energia richiesta per rompere i legami nei reagenti: 4 mol di legami O—H = 4 x (463 kJ/mol) 2 mol di legami O—O = 2 x (146 kJ/mol)

esempio

Energia che si libera nella formazione di 1 mol di legami O=O e 4 mol di legami O-H = –498 kJ/mol + 4x(–463) kJ/mol = –2350 kJ/mol

Energia richiesta per rompere i legami nei reagenti = 2144 kJ/mol

Bilancio dell’energia: (–2350 + 2144) kJ/mol ΔHr = –206 kJ/mol (processo esotermico)

La formazione di nuovi legami produce più energia di quanto richiesto per la rottura dei legami nei reagenti

38 59 pg. 399

O2 (g) + 2H2(g) --> 2H2O(g) Valutare la variazione di entalpia della reazione.

Considerazioni:

Entalpia della reazione = ∑ ΔH°f(prodotti) - ∑ ΔH°f(reagenti)

le entalpie std di formazione degli elementi sono

pari a zero.

Entalpie std formazione H2O(g) = -241,83 kJ/mol

Pertanto ΔH°r = 2 x (-241,8) kJ / mol = -482 kJ

39 O2 (g) + 2H2(g) --> 2H2O(g)

Valutare la variazione di entalpia della reazione

Consideriamo l’energia di legame nei reagenti e nei prodotti. Reagenti: O2 (g) + 498 kJ/mol

H2(g) + 436 kJ/mol x 2 totale………. + 1370 kJ

Prodotti: 4 legami O-H 4 x (–463) kJ/mol = –1852 kJ Bilancio: –1852kJ +1370kJ = –482 kJ LA REAZIONE E’ ESOTERMICA, PRODUCE 482 kJ