Transcript Dagli atomi alle molecole

Dagli elementi alle
sostanze
Un percorso avventuroso per comprendere
quali sono i principi che determinano le
proprietà chimico-fisiche delle sostanze
Prof. PANARONI ALESSANDRO
ITIS E. MATTEI - URBINO
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Comprensione delle proprietà
macroscopiche
• Le proprietà macroscopiche delle sostanze che ci
•
•
circondano dipendono strettamente da come
interagiscono gli atomi che le costituiscono, ovvero
dai tipi di legame che essi formano
Studiando i legami sarà possibile risalire, in prima
approssimazione, a polarità/solubilità, stato fisico,
conducibilità elettrica, durezza, cristallinità allo stato
solido
Possiamo raggruppare le sostanze che ci circondano
in base ai legami che formano e alle loro proprietà
Le tipologie di sostanze
• Sostanze Metalliche; Fe, Ag, Cu, leghe…
• Sostanze Reticolari; grafite, diamante,
quarzo…
• Sostanze Ioniche; NaCl, KNO3
• Sostanze Molecolari; H2, O2 , H2O , CO2 ,
C6H12O6
Sostanze metalliche
CARATTERISTICHE
• Atomi legati con Legame Metallico
• Metalli e leghe metalliche
• Impariamo quindi a distinguere tra Li (che
forma il L. Metallico) e Li+, Al (che forma il L.
Metallico) ed Al3+, Fe (che forma il L. Metallico)
e Fe2+ o Fe3+ ecc…
Sostanze metalliche
Proprietà:
• Temperature di fusione e ebollizione
generalmente elevate (solidi a T ambiente)
• Se solidi possiedono strutture cristalline
• Hanno una conducibilità elettrica e termica alta
• Sono duttili e malleabili
• Possiedono una caratteristica lucentezza (alto
potere riflettente)
• Insolubili in acqua e in altri solventi
Sostanze metalliche
Modello del legame metallico
• “Mare” di elettroni di valenza, molto mobili e
delocalizzati
• Cationi disposti secondo un reticolo ordinato
Modello semplificato di reticolo metallico, (ioni positivi immersi in un
“mare di elettroni” dotati di discreta mobilità)
Sostanze metalliche
Proprietà, SPIEGAZIONI:
• Tfus elevate: dovute alla forza
elevata del legame
• Cristalli: dovuti all’ordine con
cui si dispongono gli ioni
positivi
• Conducibilità elettrica alta: gli
elettroni possono muoversi
facilmente
• Sono duttili e malleabili
(vedi figura)
Sostanze reticolari
CARATTERISTICHE
• atomi legati tramite legami di natura covalente
• nel cristallo non sono individuabili singole molecole (il
•
cristallo può essere visto come un’unica
macromolecola)
L’energia dei legami nei cristalli covalenti è molto
elevata
– Es diamante, duro e altofondente (4100 °C), con densità 3,51
g/cm3
• Il carburo di silicio (SiC, carborundum), quarzo… hanno
una struttura simile a quella del diamante
Sostanze reticolari
Sostanze reticolari
Proprietà
• Solidi cristallini
• Tfusione e Tebollizione molto alte
– Tfusione quarzo: 1710°C, Tfusione diamante: 3500°C
• Elevata durezza: Diamante=10 (valore max)
• Insolubili nei diversi solventi
• Non conducono l’elettricità
Sostanze ioniche
CARATTERISTICHE
• ioni positivi e negativi legati da un legame ionico
(forza di coulomb)
• Formate da ioni di elementi metallici e non
metallici
• Es.
– Sali = NaCl; K2SO4; KNO3
– Idrossidi alcalini = NaOH; Ca(OH)2
Sostanze ioniche
Proprietà:􀂾
• solidi cristallini con alte temperature di fusione;
• generalmente ben solubili in acqua, insolubili in
solventi apolari;
• isolanti allo stato solido; conduttori allo stato
fuso o in soluzione acquosa;
• duri, fragili
Sostanze ioniche
Sostanze molecolari
CARATTERISTICHE
• Caratterizzati dalla presenza di molecole (unità
discrete formate da 2 o più atomi legati fra loro)
Molecole di acqua: i
legami interni al
cerchio rosso sono
DIVERSI dai legami
che uniscono due
molecole fra loro
(esterni al cerchio
rosso)
Sostanze molecolari
CARATTERISTICHE
• Due tipi di legame:
– Interno alla molecola  legame covalente
– Fra le molecole  diversi tipi di legame (idrogeno, di
Van der Waals, di london…)
• Questo porta ad una variabilità massima delle
proprietà chimico fisiche: Non possiamo
definire le proprieta’ solo in base al tipo di
sostanza, come fatto nei casi precedenti
IL LEGAME CHIMICO
Il legame chimico
• Come già accennato per comprendere le proprietà delle
sostanze dobbiamo esaminare il legame che tiene uniti gli
atomi; dobbiamo quindi capire cosa è il legame chimico
• Il legame chimico è una forza di natura elettrostatica che
tiene uniti più atomi in una molecola o in un cristallo
(legame principale) o più molecole in fra loro (legami
secondario, o intermolecolare).
Il legame chimico
• Per indicare che due atomi sono legati, si interpone un
trattino fra i loro simboli (C-C, H-H, legame covalente)
oppure si indicano le cariche elettriche dei rispettivi ioni
(Na+Cl-, legame ionico).
• Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una
configurazione elettronica più stabile, generalmente la
configurazione elettronica del gas nobile più vicino, quindi
l’ottetto. I gas nobili, che già hanno raggiunto l’ottetto, non
formano, in condizioni normali, legami chimici.
Legame chimico ed energia
• La formazione di legami
chimici crea una situazione
di maggiore stabilità:
l’energia totale del sistema
b, (atomi legati) è minore
dell’energia totale del
sistema costituito dai due
atomi separati a
Distanza di legame; gli atomi
sono uniti da un legame;
Situazione (b); Il sistema ha
raggiunto un minimo di energia
Distanza molto elevata; gli
atomi sono separati;
Situazione (a); Energia del
sistema = 0
Legame chimico ed energia
• Quando si forma un legame si
libera una certa quantità di energia;
• Se si vuole rompere questo
legame la stessa quantità di energia
deve essere fornita alla molecola.
(nel caso a fianco, 436 kJ/mol)
• È detta energia di legame la
quantità di energia necessaria per
rompere il legame e portare gli
atomi a distanza infinita. Si misura
in KJ. mol-1.
Legame chimico
In una molecola costituita da due atomi (molecole biatomica) es.
H2, un solo legame è sufficiente a tenere insieme i due atomi.
= Atomo di idrogeno (H)
molecola dell’idrogeno H – H
Nelle molecole con più atomi (molecole poliatomiche) il numero di
legami è maggiore. Es, in C2H6, ci sono sette legami: uno fra i due
atomi di Carbonio e sei fra gli atomi di Carbonio e Idrogeno.
= Atomo di idrogeno (H)
= Atomo di carbonio (C)
Molecola dell’etano
H H
H C C
H H
H
Legame chimico
CLASSIFICAZIONE
• LEGAME PRINCIPALE (Lega atomi fra loro): E legame ≈ 450
kJ/mol
– METALLICO (presente nelle sostanze metalliche)
– IONICO (presente nelle sostanze ioniche)
– COVALENTE (presente nelle sostanze molecolari e reticolari)
• LEGAME SECONDARIO (Lega molecole fra di loro, presente solo
nelle sostanze molecolari): E legame ≈ 0,5 ÷ 30 kJ/mol
– PONTE IDROGENO
– DIPOLO-DIPOLO
– FORZE DI LONDON
Legame principale
• Il legame chimico principale consiste nello scambio o nella
condivisione di elettroni provenienti dai diversi atomi coinvolti
nel legame
• Questi elettroni possono essere delocalizzati sull’intero
cristallo (legame metallico), localizzati negli orbitali atomici
(legame ionico) o infine, localizzati negli orbitali molecolari
(sovrapposizione degli orbitali atomici, legame covalente)
I due orbitali atomici si sovrappongono:
L’orbitale molecolare descrive l’elevata
probabilità di trovare gli elettroni di
legame fra i due nuclei
L’orbitale molecolare
• L’orbitale molecolare può essere:
– simmetrico se gli atomi coinvolti nel legame attirano nello stesso
modo gli elettroni di legame
– asimmetrico quando uno dei due atomi ha una capacità maggiore
di attirare gli elettroni
L’elettronegatività
• La tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da parte di un
atomo si chiama ELETTRONEGATIVITA’
• L’elettronegatività (En) è un numero puro relativo che varia
da 0,7 a 4,0 secondo l’andamento descritto sotto
L’elettronegatività e il tipo di
legame
• Quando i due atomi che formano il legame hanno
la stessa elettronegatività l’orbitale molecolare che si
forma sarà simmetrico; più aumenta la loro
differenza di En più aumenterà l’asimmetria
dell’orbitale molecolare;
• Quando la ∆En (differenza di elettronegatività)
supera un certo valore gli elettroni non sono più
condivisi ma vengono completamente presi da un
atomo e persi dall’altro. (legame ionico)
L’elettronegatività e il tipo di
legame
• Per determinare se il legame in esame sia un legame
ionico o covalente si valuterà dunque la ∆En
0
0,4
Legame covalente
apolare o puro
1,9
Legame covalente
polare
3,3
∆En
Legame ionico
+
–
L’elettronegatività e il tipo di
legame
LEGAME
IONICO
quando ∆En≥1,9
Legame Ionico
• Si forma fra atomi con una forte differenza di
elettronegatività (superiore a 1,89)
• Ha un’energia di legame di circa 450 KJ/mol
• Il legame ionico è presente nei Sali, composti contenenti
contemporaneamente metalli e non-metalli
• quando un metallo e un non metallo si avvicinano gli
elettroni del livello più esterno dell’atomo meno elettronegativo
(metallo) passano all’atomo più elettronegativo (n-metallo)
• si formano ioni positivi (cationi, M+) e ioni negativi
(anioni, nonM-) che si attraggono elettrostaticamente.
• il legame che si forma ha una polarità elevata (grande
separazione fra la carica positiva e negativa)
Legame Ionico
Cloruro di Sodio (NaCl).
Na ha un solo elettrone esterno; la sua elettronegatività è
0.93, un valore basso.
Cl ha sette elettroni esterni; la sua elettronegatività è 3.16,
un valore alto.
∆En = 3.16 – 0.93 = 2.23 > 1.89
Si forma un legame ionico e l’elettrone dell’atomo di sodio
passa a quello di cloro.
1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo
2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione
negativo
3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano
uniti
Legame Ionico
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)
1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione
positivo.
= Atomo di sodio (Na)
Na
Na+ + e-
Legame Ionico
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)
2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione
negativo.
= Atomo di cloro (Cl)
Cl + e-
Cl-
Legame Ionico
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)
3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e
restano uniti.
= Atomo di sodio (Na)
= Atomo di cloro (Cl)
Legame Ionico
FORMAZIONE IONI POLIATOMICI
• Na+, Cl-, Ca2+, … sono ioni formati da un solo atomo;
• Esistono anche ioni poliatomici, cioè raggruppamenti di
atomi con una o più cariche elettriche diffuse su tutto il
gruppo. Es. nitrato (NO3-), solfato (SO42-), ammonio
(NH4+).
• Anche questi ioni possono dare composti ionici;
Es. ioni calcio e ioni nitrato: Ca(NO3)2, ovvero Ca2+,
(NO3-), (NO3-), dove occorrono due ioni nitrato per
bilanciare le due cariche positive dello ione calcio.
Legame Ionico
CARATTERISTICHE DELLE SOSTANZE IONICHE
• QUANDO LA FORMULA CONTIENE UN LEGAME
IONICO LA SOSTANZA È IONICA
• Sono tutti solidi cristallini a temperatura ambiente. (regolarità
della disposizione delle particelle)
• Hanno in genere punti di fusione elevati. (presenza di
interazioni forti fra gli ioni)
• sono fragili
Legame Ionico
Solubilità in acqua
• generalmente solubili in acqua e insolubili in
solventi apolari;
• la solubilità è spiegabile grazie alla capacità dell’acqua di
creare legami con gli ioni (gli ioni vengono solvatati,
circondati da molecole di acqua e portati in soluzione)
Legame Ionico
Conducibilità elettrica
• non conducono elettricità allo stato solido;
• conducono se fuse o in soluzione; nel solido non ci
sono particelle cariche che possano muoversi al contrario
del secondo caso
elettrodo
elettrodo
positivo
(+)
negativo
(-)
+
+
+
+
+
+
+
+
+
LEGAME
COVALENTE
quando ∆En<1,9
Legame Covalente
• Quando si incontrano due atomi la cui
differenza nella capacità di attirare elettroni non
sia spiccata (∆En < 1,9) nessuno dei due atomi
è in grado di strappare elettroni all’altro, e
quindi non riescono a formare un legame
ionico;
• I due atomi formano un altro tipo di legame in
cui gli elettroni vengono messi in comune la
cui energia si aggira intorno alle 450 kJ/mol: il
legame covalente
Legame Covalente
• Gli elettroni di legame all’origine si trovano in un
orbitale atomico . Quando i due atomi si avvicinano a
sufficienza, avviene una parziale sovrapposizione dei
due orbitali che si compenetrano formando un
ORBITALE MOLECOLARE.
• Gli elettroni di legame
si troveranno in questi
orbitali e apparterranno
contemporaneamente
ai due atomi.
Legame Covalente
CLASSIFICAZIONE DEI TIPI DI L. COVALENTE
• In base alla polarità (separazione della carica):
– Puro (omeopolare o apolare) se ∆En ≤ 0,4
– Polare (eteropolare) quando 0,4<∆En<1,9
• In base all’ordine di legame (numero di elettroni coinvolti):
– Semplice (1 coppia elettronica forma il legame)
– Doppio (2 coppie elettroniche formano il legame)
– Triplo (3 coppie elettroniche formano il legame)
• In base al tipo di sovrapposizione degli orbitali:
– σ (quando la sovrapposizione degli orbitali è frontale)
– π (quando la sovrapposizione degli orbitali è laterale)
• In base alla provenienza degli elettroni:
– Normale (gli elettroni di legame provengono da entrambi gli atomi)
– Di coordinazione (o dativo) (gli elettroni di legame provengono da uno solo
dei due atomi coinvolti nel legame)
IL LEGAME
COVALENTE PURO
Legame Covalente Puro
• ∆En ≤ 0,4
• distribuzione simmetrica della nube elettronica
• Esempi sono il legame H-H, Cl-Cl, C-H
• la polarità (separazione fra la carica positiva e negativa)
di questi legami è trascurabile
la media della carica
negativa è localizzata
sempre al centro perché
l’orbitale è simmetrico
la media della carica
positiva è localizzata al
centro fra i due nuclei
la carica media (+) e (-) sono sovrapposte o molto vicine: la molecola è APOLARE
Legame Covalente Puro
IL LEGAME NELLA MOLECOLA DI IDROGENO H2
• H ha solo 1 elettrone esterno.
• H si lega per raggiungere la configurazione elettronica del gas
nobile più vicino
• Questo è l’elio (He), che ha due elettroni nel livello più esterno.
• Se due atomi di idrogeno mettono in comune i loro elettroni,
ognuno di essi avrà due elettroni, sia pure in comune con l’altro
atomo.
H
H
H
H
IL LEGAME
COVALENTE POLARE
Legame Covalente Polare
• ∆En è un valore intermedio fra quello del legame apolare e
quello del legame ionico (0,4< ∆En <1,9)
• distribuzione asimmetrica della nube elettronica (spostata
verso l’atomo più elettronegativo)
• Esempi sono il legame O-H, Fe-Cl, C-N…
• la polarità (separazione fra la carica positiva e negativa) di
questi legami è intermedia fra quella del legame ionico e quella
del legame c. puro.
la media della carica
la media della carica
positiva è localizzata al
centro fra i due nuclei
negativa è localizzata
più vicino all’atomo
più elettronegativo
si ha una separazione di carica proporzionale alla ∆En; il legame è polare
Legame Covalente Polare
LEGAME NELLA MOLECOLA DI CLORURO DI IDROGENO (HCl)
•H
ha 1 elettrone esterno e Cl 7 elettroni; con 1 legame entrambi
raggiungono la configurazione elettronica stabile.
• Quando i due atomi si avvicinano, l’orbitale di H e l’orbitale di Cl
si sovrappongono e i due elettroni vengono messi in comune.
• Cl, essendo più elettronegativo di H, attira i due elettroni di
legame più fortemente;
• Cl viene ad avere una parziale carica negativa, mentre H una
parziale carica positiva
H
Cl
H
Cl
Legame Covalente Polare
RAPPRESENTAZIONE DEL LEGAME POLARE
• Il legame quindi genera un dipolo elettrico, ovvero una entità
che ha cariche di segno opposto separate da una certa distanza.
• Il dipolo elettrico si rappresenta con una grandezza vettoriale
chiamata momento dipolare
• il momento dipolare viene evidenziato da un vettore con:
– Intensità: proporzionale alla ∆En
– Direzione: parallela al legame
– Verso: dall’atomo meno elettronegativo a quello più elettronegtativo
La carica parziale è indicata con δ (delta) posto davanti al
δ
δ
segno della carica.
H δδ H
δ
δ
δ
δ
O
Br H
• Es:
H Cl
•
+
+
+
-
-
+
- -
I vettori sono orientati nella direzione del legame e nel verso δ+δ-. L’intensità è
proporzionale alla ∆En (più lungo in O-H, meno in H-Cl e più corto in H-Br)
IL LEGAME
COVALENTE MULTIPLO
Legame Covalente Multiplo
• gli atomi che si legano con un legame covalente possono
condividere una coppia di elettroni (legame singolo), due
coppie (doppio) o tre coppie (triplo)
• tipicamente gli atomi che possono formare legami multipli
sono C, N, O (doppio).
• le molecole che contengono legami multipli si dicono insature
H H
•
•
H C C H
H H
C2H6 : MOLECOLA SATURA; se a questa molecola togliamo
un H per ogni atomo di C rimarranno 2 elettroni spaiati su ogni C.
(C ha 4 elettroni, 3 sono impegnati nei legami, 1 avanza)
Quindi C2H4 avrà due elettroni spaiati che
possono formare un ulteriore legame C-C
 doppio legame
H C C H
H H
Legame Covalente Multiplo
H C C H
H H
C2H4 : se a questa molecola sottraiamo ancora un H per ogni
atomo di C rimarranno 2 elettroni spaiati su ogni atomo di C (C
ha 4 elettroni, 3 sono impegnati nei legami, 1 avanza)
Quindi C2H2 avrà due elettroni spaiati che possono
formare un ulteriore legame C-C  triplo legame
H C C H
Il legame multiplo deriva dalla sovrapposizione di
quattro o sei orbitali (due o tre per atomo, legame
doppio o triplo); si ha una sovrapposizione frontale che
forma il primo dei legami, ed eventualmente una o due
sovrapposizioni laterali che formano l’ulteriore/i
legame/i)
Legame Covalente Multiplo
sovrapposizione σ (sigma) e π (pigreco)
Questi orbitali possono sovrapporsi
lateralmente e formare un ulteriore
legame (sovrapposizione pigreco)
Molecola di
C2H4 : una
sovrapposizione
σ e una π
sovrapposizione
sigma
Molecola di
C2H2 : una
sovrapposizione
σ e due π
IL LEGAME COVALENTE
DI COORDINAZIONE O
DATIVO
Legame Covalente di
Coordinazione
• Il legame dativo (o di coordinazione) è un legame covalente in
cui i due elettroni di legame provengono entrambi da uno
solo dei due atomi.
• Per formare un legame dativo:
• Un atomo deve avere una coppia di elettroni di non legame
(atomo donatore)
• Un atomo deve avere un orbitale vuoto (atomo accettore)
• l’atomo donatore deve avere raggiunto l’ottetto prima di fare un
legame di coordinazione
Legame Covalente di Coordinazione
Esempi di legame dativo
HClO; HClO2; HClO3; HClO4
La molecola più semplice fra queste, l’acido ipocloroso (HClO), contiene
due legami covalenti, uno tra l’atomo di cloro e quello di ossigeno, l’altro tra
l’atomo di ossigeno e quello di idrogeno:
H
Cl
O
Cl O H
Cl ha raggiunto l’ottetto ma ha ancora tre coppie di elettroni disponibili.
(Anche l’ossigeno ne ha due, ma, essendo l’ossigeno un atomo fortemente
elettronegativo tende ad avere il ruolo di accettore) Se dobbiamo legare un
altro O, trasformando HClO in HClO2, una coppia di non legame di Cl va a
formare il legame di coordinazione.
Nello stesso modo si possono formare
HClO3 (mettendo in gioco un’altra coppia)
O
legame dativo
o HClO4 (quando tutte le tre coppie di non
Cl O H legame vengono condivise)
Dagli atomi alle molecole
Analisi delle proprietà delle sostanze
Analisi delle proprietà
della sostanza
• L’analisi delle proprietà procede attraverso
l’attribuzione della sostanza ad una delle 4
categorie analizzate in precedenza (ioniche,
metalliche…)
• Si procede seguendo il percorso tracciato nella
pagina seguente:
IONICA
METALLICA
RETICOLARE
MOLECOLARE
Solo elementi metallici nella formula
NO
SI
SOST.
METALLICA
SI
SOST.
IONICA
IONICA
RETICOLARE
MOLECOLARE
Presenti legami ionici?
NO
RETICOLARE
MOLECOLARE
Ha le caratteristiche della
sostanza reticolare???
SI
NO
SOST.
RETICOLARE
SOST.
MOLECOLARE
Analisi delle proprietà
della sostanza
• Se si verifica la prima condizione (sostanza formata
da metalli) l’analisi si conclude;
• In tutte le altre situazioni occorre scoprire come
sono legati gli atomi fra loro (per scoprire ad
esempio se ci sono legami ionici…)
• Occorre determinare la formula di struttura o
formula di Lewis
Formule di
Le formule di Lewis sono rappresentazioni bidimensionali
Lewis
che mostrano come sono legati gli atomi fra di loro e tutti
gli elettroni dell’ultimo livello energetico (e- di valenza).
Secondo la simbologia di Lewis gli e- dell’ultimo livello sono
rappresentati da punti collocati attorno al simbolo dell’atomo.
 I punti sono collocati uno alla volta sui quattro lati del
simbolo e solo successivamente accoppiati fino ad esaurire
tutti gli elettroni di valenza.
: Ne:
:
•
•N: •O: •F:
•
•
:
Li•
•
•
•Be• •B• •C•
•
N.B. nella simbologia di Lewis la collocazione esatta di ogni
singolo punto non ha importanza, esso può essere collocato
indifferentemente su uno qualsiasi dei quattro lati.
Rappresentazione della
formule di Lewis
La formazione del legame ionico può essere rappresentata
tramite le formule di Lewis con la seguente equazione
Na• + •Cl:  Na+ + :Cl:
E’ evidente come gli atomi assumano la configurazione
elettronica di un gas nobile nella formazione degli ioni.
Analogamente:
2•Mg• + •O•  Mg2+ + :O:
Rappresentazione della
formule di Lewis
Anche la formazione del legame covalente (es.in H2) può
essere rappresentata dalla formula di Lewis:
H• + •H  H:H
oppure H-H
Quindi il legame covalente viene rappresentato da una
coppia di punti fra due atomi o da una linea.
H• + •Cl:  H:Cl:
o H-Cl
Una coppia di elettroni in questo tipo di formule è detta
coppia di legame se è condivisa tra due atomi, coppia non
legante o coppia solitaria se la coppia di elettroni rimane su
uno degli atomi.
coppie solitarie o di non-legame
H:Cl:
coppia di legame
Regola dell’ottetto
Sappiamo che gli atomi si legano per raggiungere la
configurazione elettronica di un gas nobile; questo si
traduce nelle f. di Lewis nel possedere 8 elettroni che
circondano il simbolo dell’elemento. (regola dell'ottetto)
:
Quasi tutti gli atomi si legano per raggiungere questa
condizione; (ovvero, secondo Lewis, diventare :X: )
Eccezioni importanti sono date da:
H (2 elettroni, H:)
B (6 elettroni, :B: )
Al (6 elettroni)
metalli di transizione
atomi del 15-16 gruppo che possono espandere
l’ottetto (essere circondati da più di 8 elettroni)
:
•
•
•
•
•
Numero di legami
: :
:
Il numero di legami covalenti formati da un atomo è uguale al
numero di elettroni disaccoppiati nel suo simbolo. (eccezione
a questa regola sono gli atomi che formano legami dativi o
che espandono l’ottetto)
Es:
•
2 elettroni = 2 legami
•C• 4 elettroni = 4 legami •O:
•
•
•
1 elettrone = 1 legame
•N: 3 elettroni = 3 legami
•F:
•
H
Ad esempio nella
•
:N•
+3 H•  :N:H
formazione
•
H
dell'ammoniaca:
L'azoto è in grado di formare tre legami normali (non dativi),
possedendo tre elettroni spaiati;
N e H condividono gli elettroni raggiungendo così la
configurazione stabile (N, 8 elettroni e H, 2 elettroni)
Costruzione delle formule di Lewis
Si procederà dunque seguendo i seguenti punti:
1. Scrivere i simboli indicando gli elettroni esterni
2. Combinare gli atomi costruendo lo scheletro
considerando che:
• La formazione di legami O-H è molto probabile
• Nelle molecole organiche la formazione di catene
C-C è probabile
• Alcune molecole hanno diverse formule di
struttura egualmente possibili
3. Assegnare gli elettroni non coinvolti nel legame
4. Verificare la regola dell’ottetto (considerando che
le coppie di legame valgono per entrambi gli atomi)
5. Evitare di lasciare elettroni spaiati
Costruzione delle formule di Lewis
1. ASSEGNARE GLI ELETTRONI ESTERNI
(ricordiamo che per gli atomi non di transizione gli elettroni
esterni sono uguali al numero romano del gruppo)
MOLECOLA: H2CO3
H•
•O:
•
H•
•O:
•
•
•C•
•
•O:
•
Dunque, H può formare un solo legame, C,
quattro legami, O due legami.
Costruzione delle formule di Lewis
2. IDENTIFICAZIONE DELLO SCHELETRO
• Per scrivere la formula di Lewis di una molecola dobbiamo
conoscere il suo scheletro cioè come sono legati gli atomi.
• Per molecole semplici esso può essere determinato scrivendo
un atomo centrale attorno al quale sono legati atomi a più
alta elettronegatività, come O, Cl, F. Ad esempio:
C forma 4 legami, H, 1 legame,
O 1 legame… dunque:
Cl-P
Cl
O-H
- -
H2CO3
- -
PCl3
P forma 3 legami, Cl, 1 legame…
dunque lo scheletro sarà:
Cl
O-C
O-H
H e F sono sempre terminali (non sono mai l'atomo centrale)
Costruzione delle formule di Lewis
3.ASSEGNARE GLI e- NON COINVOLTI NEL LEGAME
Contare gli elettroni utilizzati per il legame e sistemare i
rimanenti attorno agli atomi tentando di soddisfare la
regola dell'ottetto
O2-C
O1-H
O1 ha 2 e- coinvolti quindi ne
avanzano 4, O2 ha 1 e- coinvolto, ne
avanzano 5
: - - :
: :
- -
O1-H
C ha 3 e- coinvolti nel legame,
quindi ne avanza 1
:O-H
·O- C·
:O-H
Se l'atomo centrale ha meno di otto elettroni tentare la
formazione di legami multipli. Atomi che formano spesso
legami multipli sono C N O S.
In questo caso C ha sette e- e anche l’Ossigeno numero 2,
ne ha sette, quindi si forma un legame doppio
Costruzione delle formule di Lewis
4. VERIFICARE LA REGOLA DELL’OTTETTO
: - - :
: :
H ha raggiunto la Conf. Stabile (2
elettroni) O1 ha 8 e- quindi ha raggiunto
l’ottetto, O2 ha 7 e-, C ha 7 e-. Dunque si
formerà un legame doppio fra C e O2
| - - |
| |
In questo modo tutti gli atomi hanno
raggiunto la configurazione
elettronica stabile. (gli elettroni di
legame vanno contati a tutti i due
atomi coinvolti nel legame)
:O-H
·O- C·
:O-H
|O-H
O=C
|O-H
Costruzione delle formule di Lewis
Legami multipli
• Come abbiamo visto è possibile che due atomi
condividano due o tre coppie di elettroni. In questo
caso si parla di legame doppio o di legame triplo
rispettivamente.
etilene
H
H
C::C
H
H
oppure
H
H
C=C
H
H
acetilene
H:C:::C:H
oppure
H-C  C-H
Costruzione delle formule di Lewis
- :
:
Atomi che formano più legami del previsto
•
Ci sono alcuni atomi (N, S, P, Cl, Br…) che
possono formare più legami di quelli previsti; N
ad esempio, possedendo 5 elettroni dovrebbe
formare solo 3 legami; in certe molecole invece
può formare un ulteriore legame, detto legame
DATIVO O DI COORDINAZIONE.
•
Es.:
Acido nitroso,
L’azoto però può formare un
HNO2
:O= N:
altro legame usando la coppia
elettronica formando un
Tutti gli atomi
:O-H
legame di coordinazione
hanno raggiunto
l’ottetto
Costruzione delle formule di Lewis
- :
:
Quindi:
:O= N:
Nell’acido nitroso l’atomo che può formare il legame di
:O-H coordinazione è l’azoto (avendo già raggiunto l’ottetto
e possedendo una coppia di non legame)
- :
- :
:
: :
:
Sarà dunque possibile che questo si leghi con un atomo
accettore (tipicamente O, che deve condividere 2 elettroni
per arrivare all’ottetto)
HNO3: acido nitrico.
Dunque:
:O= NO: Notare che N ha sempre 8
:O= N:
elettroni visto che il legame di
:O-H
:O-H
coordinazione non aumenta il
numero di elettroni di un atomo
NB: anche se gli elettroni provengono da un atomo solo, sono
sempre condivisi, non si tratta di un legame ionico!
NB: legame dativo si indica spesso con una freccia invece del
trattino per distinguerlo dal legame covalente semplice
Esempi di formule di Lewis
SCl2
Atomi coinvolti
:Cl·
Scheletro
·S·
:Cl·
Cl-S-Cl
Assegnazione elettroni restanti
:Cl-S-Cl:
Verifica raggiungimento ottetto
OK
Esempi di formule di Lewis
NH3
Atomi coinvolti
·
:N·
·
Scheletro
·H
·H
·H
H-N-H
H
H-N-H
Assegnazione elettroni restanti
H
Verifica raggiungimento ottetto
OK
l’azoto, possedendo una coppia solitaria e avendo
raggiunto l’ottetto può fare un legame dativo
A
H-N-H
H
Esempi di formule di Lewis
COCl2
Atomi coinvolti
:Cl·
·O·
:Cl·
·C·
Cl-C-Cl
Scheletro
Assegnazione elettroni restanti
:O-C-Cl:
O
:Cl:
Verifica raggiungimento ottetto
O=C-Cl:
:Cl:
L’O e C hanno 7
elettroni: devono
formare un doppio
legame
Esempi di formule di Lewis
HSO3Cl
Atomi coinvolti
:Cl·
·O·
·S·
Scheletro
- -
O
O-S-O-H
Cl
Assegnazione elettroni restanti
- -
:O:
O-S-O-H
:Cl:
H
Esempi di formule di Lewis
HSO3Cl
- -
:O:
Verifica raggiungimento ottetto
O-S-O-H
:Cl:
è evidente che due O non hanno raggiunto l’ottetto (formato 1
solo legame) e che S ha 10 e-; le alternative sono:
1.Formare 2 doppi legami fra i due O e S; gli O raggiungono
l’ottetto e S arriva a 12 elettroni
2.Sostituire i 2 legami covalenti S-O con legami di
coordinazione SO; la struttura si riarrangerebbe in questo
modo:
 -
:O:
Verifica raggiungimento ottetto
:OS-O-H
:Cl:
OK
Analisi delle proprietà
della sostanza
 -
• Una volta stabilita la formula di Lewis occorre
analizzare i tipi di legami interni alla formula
:O:
Legame O-H = legame covalente polare singolo
• Es:
:OS-O-H
:Cl:
Legame S-O = legame covalente polare singolo
Legame S-Cl = legame covalente puro singolo
Legame SO = legame covalente polare di
coordinazione
• Se nella formula sono presenti legami ionici allora
si tratta di una sostanza ionica (dunque la nostra
analisi termina)
Analisi delle proprietà
della sostanza
• Se tutti i legami sono covalenti allora si tratta di
una sostanza molecolare o di una reticolare;
• Le sostanze reticolari sono poche, caratterizzate
da una formula minima molto piccola (C, SiO2 e
altri composti del silicio…)
• Se la sostanza non risponde a queste
caratteristiche è una sostanza molecolare
Sostanze molecolari
Sostanze Molecolari
• Come già detto le sostanze molecolari sono formate da
molecole;
• La prossima fase: determinare se la molecola sia polare o
no, poiché da questo dipendono le sue proprietà.
• Per farlo bisogna compiere i seguenti passaggi:
– Determinare la formula di Lewis
– Valutare la polarità dei legami presenti
– Esaminare la disposizione spaziale degli atomi, la geometria
molecolare, secondo le specifiche della teoria VSEPR
– Determinare la polarità della molecola come combinazione
della polarità dei singoli legami
Geometria Spaziale
teoria VSEPR
• La teoria VSEPR prevede che la geometria della
molecola dipenda dalla repulsione delle coppie
elettroniche di legame e di non legame;
• Es. H2O: come sono disposti gli H intorno
ad O???
_
Dall’analisi della formula di Lewis H-O-H
risulta che O è
_
circondato da 4 coppie elettroniche che respingendosi si
disporranno alla massima distanza fra di loro:
Risulta dunque che i due H non possono
disporsi in modo lineare (angolo di 180°) per la
presenza delle altre due coppie di non legame
che interagiscono portando l’angolo a 105°
Geometria Spaziale
teoria VSEPR
• Con la stessa logica possiamo determinare la geometria di
H
altre molecole
• Es. CH4
H C H
H
avendo quattro coppie elettroniche
avrà la stessa disposizione dell’acqua
• Es. BF3
F
B
F
F
BF3 invece ha solo tre coppie elettroniche
che si dispongono alla massima distanza su
di un piano con un angolo di 120°
Geometria Spaziale
teoria VSEPR
• Quindi per comprendere la geometria di una molecola
dobbiamo esaminare tutti gli atomi non terminali valutando
il numero delle coppie elettroniche che li circondano
• In particolare, per ogni atomo non terminale, dobbiamo
compilare la formula AXE, dove A indica l’atomo che stiamo
esaminando, X, il numero di atomi legati a questo, E il numero
di coppie di non legame;
• Es. per H2O sarà: AOX2E2; ovvero, l’atomo O avrà
2 atomi legati (i 2 idrogeni) e 2 coppie elettroniche
• Per BF3 sarà: ABX3E0; ovvero l’atomo di B ha tre
atomi (di F) legati e zero coppie di non legame
• Infine per determinare la geometria di ogni atomo non terminale
si segue semplicemente la tabella seguente (nella III colonna sono
visualizzate anche le coppie di non legame, in giallo)
AXE
n = X+E Forma
Disposizione
degli elettroni
Geometria
Angolo
Esempi
AX2E0
2
Lineare
180
BeCl2, CO2
AX2E1
3
Angolare
117
NO2−, SO2, O3
AX3E0
3
Triangolare
(piana)
120
BF3, NO3−,
C2H6
AX2E2
4
Angolare
104,5
H2O, OF2
AX3E1
4
Piramide
trigonale
107,3
NH3, PCl3
109,4
CH4, PO43−,
SO42−, ClO4−
AX4E0
4
Tetraedrica
Geometria Spaziale
teoria VSEPR
• Osserviamo che quando le coppie che circondano l’atomo
centrale sono 2 l’angolo è intorno a 180°(AX E ), quando
sono 3 (AX E , AX E ) è circa 120 e quando sono 4 (AX E , AX E ,
AX E ) circa 109
• Le variazioni fra AX E , AX E , AX E sono dovute al fatto che le
coppie di legame essendo confinate fra due atomi
occupano meno spazio delle coppie di non legame;
dunque quando sono presenti coppie di non legame
l’angolo fra gli atomi viene “compresso” e diminuisce.
• Es:
2 0
2 1
3 0
2 2
3 1
4 0
2 2
3 1
4 0
Acqua e metano hanno sempre 4
coppie, ma visto che H2O ha 2 coppie
di non legame il suo angolo è minore
Geometria Spaziale
teoria VSEPR
DETERMINARE LA GEOMETRIA DELL’ACETONE
H O H
H C C C H
H
H
Per determinare la geometria dell’acetone
dobbiamo studiare la disposizione degli
atomi non terminali, ovvero i tre C
Evidentemente i due C esterni sono identici; quindi studieremo C1 e C2;
• AC1X4E0 : il C1 e C3 sono legati con 4 atomi e non hanno coppie
elettroniche di non legame  questi 2 atomi sono tetraedrici (109,4)
• AC2X3E0 : il C2 è legato con tre atomi e
non ha coppie di N.L.  la disposizione
è triangolare planare (120°)
109,4°
H
C
H H
O
C
120°
C
H
H H
Geometria Spaziale
teoria VSEPR
DETERMINARE LA GEOMETRIA dell’acido Nitrico
O
O N O H
Per determinare la geometria dobbiamo
studiare la disposizione degli atomi non
terminali, ovvero N e l’O legato all’H
AOX2E2 : L’O è legato con 2 atomi (N e H) e ha 2 coppie elettroniche di
non legame  atomo angolare con un angolo simile a quelli del tetraedro
(109,4°) deformato dalla presenza delle coppie su O; (angolo 104,9°)
• ANX3E0 : N è legato con tre atomi (3
O) e non ha coppie di N.L.  la
disposizione è triangolare planare (120°)
O
O
N
109,4°
120°
O
H
Dalla polarità del legame
alla polarità della molecola
POLARITA’ DELLA MOLECOLA
• la polarità della molecola determina la maggior parte delle
caratteristiche delle sostanze molecolari
• questa si determina combinando i vettori dei dipoli dei legami polari e
verificando la presenza o meno di una risultante
• se la somma di tutti i vettori dei dipoli è diversa da zero la molecola
sarà polare
Es:
H2O
I due legami O-H sono
polari; la somma dei
due vettori è diversa da
zero; perciò l’acqua è
una molecola polare
Dalla polarità del legame
alla polarità della molecola
POLARITA’ DELLA MOLECOLA
• Siccome la polarità della molecola dipende dalla presenza di legami
polari, molecole che contengono solo legami apolari non
H
H
H
saranno mai polari
C C
H C H
(es. H H , O O , tutti gli idrocarburi come:
H
H
H
• tutte le molecole biatomiche con un legame polare saranno polari
(c’è un solo vettore dunque la risultante è sempre diversa da zero)
–Es.
H Cl
Cu O
• le molecole con diversi legami polari
possono dare combinazioni diverse; di seguito
ne esamineremo alcune
Polarità della molecola
ANIDRIDE CARBONICA (CO2)
• Formula di Lewis: O C O
• Legami: C=O  covalente polare doppio;
• Geometria: ACX2E0; il carbonio (e tutta la molecola è lineare)
• Polarità della molecola: vedi sotto;
I due vettori si annullano: la
polarità risultante è nulla
Altri esempi sono il trifluoruro di boro
(BF3) o il tetracloruro di carbonio (CCl4).
In entrambi i casi i tutti i
vettori si annullano
Polarità della molecola
Alcool etilico (C2H5OH)
• Formula di Lewis:
H H
H C C O H
H H
• Legami: C-O, O-H covalenti polari; C-C, C-H  covalenti apolari;
• Geometria: AC1,2X4E0; i carboni sono tetraedrici; AOX2E2; l’O è angolare
HH
C
O
H
C
H
109,4 H H104,9
• Polarità della molecola: gli unici legami polari sono C-O e O-H; il resto
della molecola sarà sicuramente apolare
HH
C
H
O
C
HH
H
La risultante sarà pertanto diversa da zero,
dunque la molecola sarà polare (la polarità
sarà concentrata nella zona con il legame O-H
Polarità della molecola
Esercizio
Stabilire quale delle seguenti molecole è più polare fra:
• alcool metilico, etilico, propilico (CH3OH, C2H5OH, C3H7OH)
H
H C
H H
O H
H H
H
HH
C
H
O
C
HH
H C C O H
H
H H H
H C C C O H
H H H
Poiché la parte polare rimane sempre uguale
mentre la parte apolare diventa sempre
maggiore la molecola più polare delle tre è
l’alcool metilico;
La polarità nel metanolo è più “concentrata” e viene “diluita”
nelle altre due molecole che sono di dimensioni maggiori
Proprietà delle sostanze molecolari
lo stato fisico
• Come già detto le proprietà delle sostanze molecolari
dipendono dalla polarità;
• Es.
– solubilità/miscibilità in acqua
– Stato fisico / Temperature di fusione o ebollizione (la polarità
determina il tipo di legami secondari che si formano fra le molecole)
• Più i legami secondari saranno intensi più sarà difficile portare
quella sostanza dallo stato solido a quello liquido od aeriforme.
• Premesso che lo stato fisico ad una determinata T dipende
molto dalla dimensione della molecola (molecole ad elevata
MM saranno più facilmente solide) andiamo ora ad analizzare
il tipo di legame secondario per ciascun tipo di molecole
Legami secondari e lo stato fisico
• Molecole polari
– Legame a ponte idrogeno (presente solo nelle molecole
in cui siano presenti legami principali H-F, H-O, H-N)
– Legame dipolo – dipolo (presente nelle molecole polari
che non sono in grado di formare legami idrogeno)
– Legame ione – dipolo (si forma fra ioni e dipoli)
• Molecole apolari
– Legame dipolo indotto – dipolo indotto; Forze di
London (si formano fra molecole apolari, dove non ci
sono dipoli permanenti)
MOLECOLE POLARI
IL LEGAME A IDROGENO
Legami secondari e stato fisico
legame idrogeno
• si forma fra molecole polari che contengono un legame
covalente O-H, F-H, N-H
• H è parzialmente positivo, l’altro atomo è parzialmente negativo.
• Si stabilisce un’attrazione elettrostatica fra l’atomo di idrogeno di
una molecola e l’altro atomo (O, F, N) di un’altra molecola.
d+
O è parzialmente negativo, mentre i due
H sono parzialmente positivi. Quando
due molecole di acqua si avvicinano, si
stabilisce un’attrazione elettrostatica fra
O di una di esse e un H dell’altra. Si
forma così un legame a idrogeno fra le
due molecole.
d
d+
-
d
+
d-
d+
Legame
idrogeno
Legami secondari
legame idrogeno
• È il legame secondario più
intenso fra tutti; (Energia di legame
≈ 10 ÷ 30 kJ/mol)
• Ha una direzione preferenziale
(dunque, nello stato solido le
sostanze saranno cristalline)
Le sostanze che formano legami secondari idrogeno saranno dunque:
• molto solubili/miscibili in acqua (con la quale formano legame H)
• Liquide o solide a T ambiente (dipende da quanti legami H formano
per ogni molecola e dalla MM)
• Non conduttrici di corrente fatta eccezione per gli acidi (sostanze
con la formula simile a HNO3, HClO4,… ) in soluzione acquosa.
• Cristallini e fragili allo stato solido (es. ghiaccio)
MOLECOLE POLARI
LEGAME DIPOLO - DIPOLO
Legami secondari e stato fisico
legame dipolo - dipolo
• si forma in molecole polari che contengono dipolo permanente
• Si stabilisce un’attrazione elettrostatica fra la parte δ+ di una
molecola δ- di un’altra molecola.
• In una sostanza polare le molecole
hanno momenti dipolari permanenti,
per cui tendono ad allinearsi con
l’estremità positiva di un dipolo
diretta verso l’estremità negativa del
dipolo vicino.
δ+
δ-
δ+
δ-
• Es: H – Cl ∙∙∙∙∙ H – Cl
• Sono forze generalmente deboli
3-10 kJ/mol
Legami secondari e stato fisico
legame dipolo - dipolo
Le sostanze che formano legami secondari dipolo-dipolo
saranno dunque:
• Generalmente solubili in acqua con la quale formano interazioni
dipolo – dipolo.
• A T ambiente sono aeriformi se la MM è bassa o liquidi se la
molecola è più pesante
• non conducono elettricità in
nessuno stato fisico né in
soluzione acquosa; (eccezione
per HCl, HBr, HI che
conducono in soluzione)
Legami secondari e stato fisico
legame ione - dipolo
Queste forze sono responsabili delle interazioni che
determinano la solubilità delle sostanze ioniche in soluzioni
acquose
• il dipolo (es della
molecola di acqua)
interagisce con la
carica elettrica degli
ioni che costituiscono
il
reticolo
ionico
riuscendo a distaccarli
e a portarli in
soluzione.
MOLECOLE APOLARI
LE FORZE DI LONDON
Legami secondari e stato fisico
forze di dispersione di London
• Le forze di dispersione sono delle deboli interazioni che si
generano nelle molecole apolari;
• non essendoci dei dipoli capaci di dare interazioni elettrostatiche
permanenti si generano dei legami di breve durata fra molecole
la cui nuvola elettronica diviene temporaneamente polarizzata
avvicinamento
Molecola simmetrica: gli e- sono
distribuiti uniformemente
Nel loro moto casuale gli elettroni
possono trovarsi distribuiti in modo
non omogeneo, polarizzando la
molecola per un breve istante
Legami secondari e stato fisico
forze di dispersione di London
• il dipolo istantaneo generato dall’asimmetria della nube
elettronica può indurre un secondo dipolo (spostare gli elettroni) in
una molecola apolare sufficientemente vicina;
• Si possono creare in questo modo delle interazioni δ+ δ- di breve
durata che prendono il nome di forze di London
• L’ELEGAME ≈ 0,5 – 10 kJ/mol;
• L’intensità dell’interazione dipende dalla quantità di legami
presenti nella molecola, (quindi aumenta con la MM);
• Dipende anche dalla forma della molecola stessa; molecole
con una maggiore superficie di contatto hanno un’energia di
legame maggiore
Legami secondari e stato fisico
forze di dispersione di London
Proprietà delle molecole che formano il legame di London
• Sono sempre insolubili/immiscibili in acqua e
solubili/miscibili in solventi apolari
• Sono generalmente aeriformi o liquidi a T ambiente; sono
solidi con MM > 250 u. Lo stato fisico dipende in larga
misura dalla massa molare.
– Es: CH4 ; C4H10; C6H10 sono tutti apolari e quindi hanno solo le forze di
dispersione come interazione intermolecolare; il loro aumento di massa fa
passare le loro Teb da -161°C del metano (CH4) a -1°C del butano
(C4H10) fino +69°C dell’esano (C6H10)
• Non conducono MAI corrente elettrica
• Nello stato solido sono fragili e sublimano facilmente (es.
naftalene, iodio…)
…Per Concludere
1.
2.
3.
4.
Individuiamo se nella formula sono presenti solo metalli (in
caso affermativo, la sostanza è metallica, in caso contrario si va
avanti)
Determiniamo la formula di Lewis; studiamo i tipi di
legami presenti e verifichiamo se c’è un legame ionico (in
caso affermativo la sostanza è ionica altrimenti si prosegue)
Determiniamo la geometria della molecola e ne
verifichiamo la polarità; (in caso negativo la sostanza è
molecolare apolare, altrimenti si prosegue)
Verifichiamo la presenza di gruppi OH, NH; in caso
affermativo il legame secondario è idrogeno altrimenti sarà
dipolo dipolo