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7/21/2019 Legami chimici.pptx

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SIMBOLISMO DI LEWIS PER GLIELEMENTI

GILBERT N. LEWIS

Nonmetal element Periodic group Valence electrons Lewis dot structure

H I 1 H

C IV 4 C

N V 5 N

O VI 6 O

F VII 7 F

... ..

. .. . .

...

...

.......



LEGAME IONICO

catione anione



cariche degli ioni

q1 q2

r2D F =

costante dielettrica

del mezzodistanza fra i due nuclei

forza di Coulomb



Li +

F

CELLA ELEMENTARE NEL CRISTALLO DI LiF



IL RAPPORTO TRA IONI POSITIVI E NEGATIVI VASEMPRE SCELTO IN MODO TALE CHE LE CARICHE

POSITIVE SIANO UGUALI A QUELLE NEGA

TIVE. ILCOMPOSTO DEVE ESSERE ELETTRICAMENTENEUTRO

PER SCRIVERE LA FORMULA DI UN COMPOSTO IONICO

LO IONE POSITIVO (metallo) PRECEDE SEMPREQUELLO NEGATIVO (non metallo)



Li(s)

+ ½ F2(g)

LiF(s)

Gli stadi 1, 2, 3 richiedono energia per 180,3 kcal

Gli stadi 4, 5 liberano energia per 321,2 kcal

Variazione energetica netta: −140,9 Kcal

1 Li(s) Li(g) + 37,1 Kcal

2 Li(g)

Li+(g)

+ e− + 124,3

3 ½ F2(g)

F(g)

+ 18,9

4 F(g) + e − F −(g) −78,4

5 Li+(g)

+ F −(g)

LiF(s)

−242,8



LEGAME COVALENTE



PER DETERMINARE LA STRUTTURA DI LEWIS DI UNA MOLECOLA ODI UNO IONE, NOTA LA DISPOSIZIONE DEGLI ATOMI

Sommare gli elettroni di valenza di ciascun atomo. Se la specie èuno ione aggiungere un elettrone per ogni carica negativa osottrarne uno per ogni carica positiva

Collegare gli atomi periferici a quello centrale mediante undoppietto di elettroni

Completare l’ottetto degli atomi periferici mediante doppietti dielettroni

Disporre sotto forma di doppietti sull’atomo centrale, gli elettroniresidui

Se l’atomo centrale non completa il suo ottetto, formare legamimultipli in modo tale che tutti gli atomi abbiano intorno a se otto

elettroni



H2,1Li1,0Na1,0K 0,9R b0,

9Cs0,8Fr0,

8

B

e1,5Mg1,2C

a1,0Sr1,

0Ba1,0R a1,

0

B2,0Al1,5S

c1,3

Ac1,

1

Ti1,4

V1,5

C

r1,6

M

n1,6

F

e1,7

C

o1,7

Ni1,8

C

u1,8

Z

n1,6

G

a1,7In1,6

Tl1,6

C2,5Si1,8G

e1,9Sn1,

8Pb1,7

N3,0P2,1A

s2,1Sb1,

9Bi1,8

O3,5S2,5S

e2,4Te2,

1Po1,9

F4,0Cl3,0B

r2,8I2,5At2,1

Y1,2

Zr1,3

Nb1,5

Mo1,6

Tc1,7

R u1,8

R h1,8

Pd1,8

Ag1,6

Cd1,6L

a1,1

H

f 1,3

T

a1,4

W1,5

R

e1,7

O

s1,9

Ir1,9

Pt1,8

A

u1,9

H

g1,7

SCALA DELLA ELETTRONEGATIVITA’SECONDO PAULING

Elemento piùelettronegativo

Elementi menoelettronegativi



SCALA AGGIORNATA DELLA ELETTRONEGATIVITA’SECONDO PAULING

Nel riquadro: Periodo massimo locale di

Elettronegatività. Non rispetta la periodicità.

1 2 3 4 5 6 7 8 9

1

2

3

4

5

6

7

10 11 12 13 14 15 16 17 18

Poco elettronegativo Molto elettronegativo



μ = Q r

δ+

HCl

δ-

r

UN DIPOLO VIENE DEFINITO QUANTITATIVAMENTE DALMOMENTO DIPOLARE

Una molecola con momento dipolare diverso da zero

è polare

μ= momento dipolare

Q = =

r = lunghezza di legame

δ+ δ-

Spostamento dellanuvola elettronicadi legame verso il

cloro



POLARITA’ DI LEGAME

Legame covalente(omopolare)

Legame covalente polarizzato

Legame ionico

H H H F Li+F-

δ+ δ-



SULLA CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI INORGANICI

OSSIDI metallo + ossigeno (composti binari)

( poiché l’ossigeno è molto più elettronegativo delmetallo, sono composti ionici e quindi solidi a temperatura

ambiente)

ANIDRIDI non metallo + ossigeno (composti binari)

( poiché la differenza di elettronegatività è sempre

piccola , sono composti covalenti più o meno polari e quindi, a

temperatura ambiente, possono essere solidi, liquidi o

gassosi)

IDROSSIDI metallo + gruppo ossidrile (composti ternari)

( sono composti ionici e quindi solidi a temperatura

ambiente)

solo nellanomenclaturatradizionale



SULLA CLASSIFICAZIONE DEI COMPOSTI INORGANICI

SALINI: idrogeno + metallo

IDRURI COVALENTI: idrogeno + semimetallo o non metallo

IDRACIDI: idrogeno + non metallo(composti covalenti polari, gassosi a

temperatura ambiente, tranne HF che è liquido)

OSSIACIDI idrogeno + non metallo + ossigeno (acidi ternari)

(composti covalenti polari, solidi o liquidi atemperatura ambiente)

SALI BINARI : metallo + non metallo

(composti ionici che derivano dalla reazione tra acidi SALIbinari ed idrossidi)

SALI TERNARI : metallo + non metallo + ossigeno(composti ionici che derivano dalla reazione tra acidi

ternari ed idrossidi)



+1

……..

Na

+2

Mg

+3

……..

Al

+2 +4

.. -4..

Si

+3+5

...-3…

P

+2 +4+6

-2

S

+1 +3+5 +7

-1

Cl……..

Ar

+1……..

Li

+2……..

Be

+3……..

B

da -4a

+4

C

+1 +2+3 +4+5 -3

N

-1 /2-1-2

O

-1……..

F……..

Ne

….....+1-1

H

……....

He

+1……..

K

+2……..

Ca……..

Sc……..

Ti……..

V

+2+3

..+6...

Cr

+2 +3+4 +6

+7

M

n

+2+3

……..

Fe

+2+3

……..

Co

+2+3

……..

Ni

+1+2

……..

Cu

+2……..

Zn

+3

G

a

+4-4

G

e

+3+5

.. -3…

As

+4+6

…-2.

Se

+1+5 +7

-1

Br……..

Kr

+1……..

Rb

+2……..

Sr

……..

Y……..

Zr……..

Nb Mo

……..

Tc R u

……..

Rh

+2+4

……..

Pd

+1……..

Ag

+2……..

Cd

+3……..

In

+2 +4

Sn

+3+5

..-3…

Sb

+4+6

.. -2.

Te

+1+5 +7

-1

I……..

Xe

+1……..

Cs

+2……..

Ba……..

La ….……..

….……..

.…….. ……..

+2 +4

……..

Pt

+1+3

……..

Au

+1+2

……..

Hg

+3+1

……..

Ti

+2 +4

P

+3……..

Bi

+2……..

Po

-1……..

At

……..

Rd

I NUMERI DI OSSIDAZIONE1IA

2II

A

13III

A

14IV

A

15V

A

16VI

A

17VII

A

180

3IIIB

4IVB

5VB

6VIB

7VIIB

11IB

12IIB

8 9 10VIII



SULLA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI INORGANICI

➢COMUNE

➢TRADIZIONALE o CORRENTE

➢SECONDO Alfred STOCK

➢SISTEMATICA o IUPAC



I

II

III

IV

V

180°

120°

109,5°

90°

120°

90°

GEOMETRIE MOLECOLARI

LINEARE

PLANARETRIANGOLARE

TETRAEDRICA

TRIGONALE

BIPIRAMIDALE

OTTAEDRICA



A: :

A

:

: :

A

:

: : :

: :

A

:

: :

:

ELECTRON PAIRS GEOMETRIC ARRANGEMENT

2

3

4

5

6

Lineare

Trigonale planare

Tetraedrica

Trigonale bipiramidale

Ottaedrica

:

A :: : :



TYPE

AX3

AX2E

EXAMPLE

BCl3

SO2

DESCRIPTION

Planar triangular

Nonlinear angularbent

STRUCTURE



TYPE

AX4

AX3E

AX2E

2

EXAMPLE

CH4

NH3

H2O

DESCRIPTION

Tetrahedral

Pyramidal

Nonlinear

STRUCTURE



TYPE

AX5

AX4E

AX3E

2

AX2E

3

EXAMPLE

PCl5

TeCl4

ClF3

I3-

DESCRIPTION

Trigonal bipyramidal

Distorted tetrahedral

T-shaped

Linear

STRUCTURE



TYPE

AX6

AX5E

AX4E

2

EXAMPLE

SF6

IF5

ICl4

-

DESCRIPTION

Octahedral

Squarepyramidal

Squareplanar

STRUCTURE



tetraedrica

triangolare

ripiegata

LA TEORIA VSEPR SPIEGA LA GEOMETRIA DI PARTI DIMOLECOLE COMPLESSE

C2H

4O

2 Acido acetico

H

C

O

H HC

O

C

H

H

O



A u m e

n t o d e l l ’ e n e r g i a

3s

2s

1s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d

6d5f

4f

LA COMBINAZIONE LINEAREDEGLI ORBITALI ATOMICIRICHIEDE

➢

che non vi sia grandedifferenza energetica fra gliorbitali da combinare

➢ che si verifichi ilricoprimento massimo conorbitali di atomi vicini.



IL NUMERO DEGLI ORBITALI IBRIDI È UGUALE AL NUMERO DEGLIORBITALI ATOMICI DA CUI DERIVANO:

L’IBRIDAZIONE CAMBIA L’ENERGIA, LA FORMA E LE PROPRIETÀDIREZIONALI DEGLI ORBITALI ATOMICI , MA NON IL LORO NUMERO.



ORBITALI DELL’IDROGENO: ORBITALI s (l=0)

(π a03) 1/2

e- r/2a0

2π a03

1 ( )ψ2s

= 4

12 r

a0

1/2 ( )-

e- r/

2π a03

1ψ

2s = 4

1 2 r a

0

1/2-

Risolvendo l’equazione d’onda, si ottengono, per gli orbitali s, funzioni ψ in cui noncompaiono le coordinate angolari, ma solo r (Y=(θ,Φ)=1/ V 4π ). Ciò determina la simmetriasferica della densità elettronica: ψ è funzione solo di r.

Il fattore 2- r/a0 controlla il segno della funzione: per valori piccoli di r, r/a

0 <2 e la Ψ

è positiva, ma per valori maggiori, r/a0>2 e la Ψ è negativa. Ad r=2a

0, il fattore

preesponenziale è zero (nodo radiale ).

2a0



ORBITALI DELL’IDROGENO: ORBITALE 2p (l = 1)

ψ p è funzione sia della coordinata radiale sia di quelle angolari. I segni algebrici indicano

che la funzione cambia segno quando attraversa il piano nodale.

+

_

z

x

y

24a0

32ψ2pz = 1

r/a0

-

r

a0e 34π cos θ



sp sp

Sezione di un ibrido sp

IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI

2s 2p 2s 2p

Ψsp= Ψs + Ψp Ψsp= Ψs - Ψp



IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI

3 orbitali sp2 con simmetria planare

triangolare

4 orbitali sp3 con simmetria tetraedrica

2s 2px

2py

2s 2px

2py

2pz



L’IBRIDAZIONE NON È UN FENOMENOFISICO REALE.

NON È POSSIBILE OSSERVARE VARIAZIONI DELLADISTRIBUZIONE DELLA CARICA ELETTRONICA DA

QUELLA DEGLI ORBITALI PURI A QUELLA DEGLIORBITALI IBRIDI



FORMAZIONE DEL LEGAME π NELLA MOLECOLA DELL’ETENE

C CH

H

H

H



REGOLE PER LA COMBINAZIONE LINEARE DI ORBITALI ATOMICIDI ATOMI DIVERSI

1. Si possono combinare solo orbitali con energie non troppo dissimili.

2. Le superfici di inviluppo devono sovrapporsi il più possibile (criterio dellamassima sovrapposizione).

3. Si possono combinare solo gli orbitali che presentano la stessasimmetria rispetto all’asse di legame:

(s)A ± (s)

B

(s)A ± (p)

B

(p)A ± (p)

B

A B

x (y,z)

x (y)

x (y)

z

(p)A ± (p

z)B

x (y)

zz



DIAGRAMMA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI PER B2, C

2, N

2

2p

2s

2p

2s

σ2s

σ 2s

π2p

π 2p

σ2p

σ 2p

e n e r g i a

LA MOLECOLA DELL’ AZOTO



DIAGRAMMA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI PER O2, F

2, Ne

2

2p

2s

2p

2s

σ2s

σ 2s

π2p

π 2p

σ2p

σ 2p

e n e r g i a

LA MOLECOLA DELL’ OSSIGENO



2p

2s

2p

2s

σ2s

σ 2s

π2p

π 2pσ2p

σ 2p

OA OM OA

B2, C

2, N

2

2p2p

2s 2sσ

2s

σ 2s

π2p

π 2p

σ2p

σ 2p

OA OM OA

O2, F

2, Ne

2

e n e r g i a



REACTIVE OXYGEN SPECIES (ROS)

O2

O2

2-

Ossigenomolecolare Anionesuperossido

Anioneperossido

σ*2p

π*2p

π2p

σ2p

σ*2s

σ2s

2 1,5 1

+ e- + e-

Ordine

di legame

O2

-.



REACTIVE OXYGEN SPECIES (ROS)

O2O2

O2-

O2--

OH

. .

mitochondrion

NADHdeidrogenasi

ATPsintasi

Citocromo criduttasi

Citocromo cossidasi

Citocromo c

Q10

NADH

NAD+

O2

H2O

Membrana

mitocondriale

interna

ADP + Pi

Q•

-

ATP

Q•

-

H+

H+ H+

H+

ca lo re

H+

< 40% ATP

> 60% Calore



CIRCA I ¾ DEGLI ELEMENTI DELLA TAVOLA PERIODICA SONOMETALLI



ELEVATA CONDUCIBILITA’ TERMICA

ELEVATA CONDUCIBILITA’ ELETTRICA

LUCENTEZZA

MALLEABILITA’ (possono essere ridotti in lamine sottili)

DUTTILITA’ (possono essere ridotti in fili)

BASSI POTENZIALE DI IONIZZAZIONE E AFFINITA’ ELETTRONICA

(tendenza, quindi, a perdere elettroni per formare ioni positivi)

COMPORTAMENTO BASICO DEI LORO OSSIDI

PROPRIETA’ MACROSCOPICHE E CHIMICHE DEI METALLI

STRUTTURE CRISTALLINE PIU’ FREQUENTI NEI METALLI



STRUTTURE CRISTALLINE PIU’ FREQUENTI NEI METALLI

CUBICA A FACCE CENTRATEn. d. c. 12

CaSr

Al

CUBICA A CORPO CENTRATOn. d. c. 8

LiNa

K

ESAGONALE COMPATTAn. d. c. 12

BeMg

TEORIA DE EGAME DI VA ENZA EGAME META ICO NE ITIO



TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA – LEGAME METALLICO NEL LITIO

(PAULING)

+

+

+ ++

+

Il legame viene descritto considerando tutti i possibili schemi di accoppiamentoimplicanti gli elettroni di valenza di ciascun atomo nel cristallo. Nel caso del Li,ciascun atomo accoppia alternativamente il proprio elettrone 2s con quello degliatomi vicini, secondo le configurazioni di risonanza. La risonanza caratterizza la

stabilità del legame metallico e spiega la mobilità degli elettroni.

EFFETTI DI UNA FORZA SU UN CRISTALLO METALLICO ED UNO



Nei solidi ionici sia gli ioni positivi sia quelli negativi occupano posizioni fisse. Loscorrimento dei piani, portando a contatto cariche dello stesso segno, provoca

repulsioni elettrostatiche così notevoli da causare la rottura del cristallo.

Nei metalli, il modello del mare di elettroni rende conto della duttilità e malleabilità.Sotto l’impulso di forze meccaniche possono avvenire scorrimenti dei piani atomici

senza che questo dia luogo a repulsioni tali da provocare la rottura del reticolo.

EFFETTI DI UNA FORZA SU UN CRISTALLO METALLICO ED UNOIONICO



2 x 2s

2 atomi di Li

3 x 2s

3 atomi di Li

4 x 2s

4 atomi di Li

ΔEΔE

200 x 2s

200 atomi di Li

100 OM occupatida 200 elettroni

100 OM vuoti

2 1023 x 2s

2 1023

atomi di Li

BANDA sDI

VALENZA

TEORIA DELLE BANDE – I LIVELLI ENERGETICI NEL LITIO

ΔE

Nel litio è anche BANDA DI

CONDUZIONE



OA 2p

OA 2s

BANDA pDI

CONDUZIONE

BANDA sDI

VALENZA

In altri metalli la banda di conduzione vuota sisovrappone alla banda di valenza piena. (NelBe la banda vuota 2p si sovrappone alla banda piena di valenza 2s).La parziale sovrapposizione della banda divalenza a quella di conduzione è unacaratteristica generale dei conduttori

LIVELLI ENERGETICI IN UN CONDUTTORE

EGAPDI

ENERGIA

LIVELLI ENERGETICI IN UN ISOLANTE

Negli isolanti, la banda di valenza,completamente popolata di elettroni, e la bandadi conduzione, vuota, sono energeticamenteseparate ed isolate tra loro da una zonaproibita di energia

TEORIA DELLE BANDE – CONDUTTORI ED ISOLANTI

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