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Isomeri, Legge di Coulomb, Legame ionico, Legami covalenti, Formule di Lewis
E N D
Isomeri Sono molecole con la stessa formula brutta (o grezza), ma con proprietà diverse. es. alcol etilico e etere dimetilico hanno la stessa formula chimica, ovvero la stessa composizione stechiometrica: C2H6O hanno proprietà chimiche e fisiche diverse. Questo indica che nell’alcol etilico e nell’etere dimetilico gli atomi sono legati in modo diverso.
I legami tra gli atomi si basano su: • La legge di Coulomb che regola l’interazione fra cariche elettriche; • Sulla meccanica quantistica che regola la posizione degli elettroni.
Legge di Coulomb L’energia che entra in gioco quando 2 particelle cariche (q1 e q2) entrano in contatto è regolata da questa espressione: E = k (q1 – q2) / r dove k è una costante fisica che dipende dalle unità di misura adottate. se E è > 0 vuol dire che è assorbita, ovvero q1 e q2 sono di segno uguale; se E è < 0 vuol dire che è emessa, ovvero q1 e q2 sono di segno contrario.
cariche degli ioni forza di Coulomb q1 q2 F = r2 D costante dielettrica del mezzo distanza fra i due nuclei
Curve di energia potenziale Lo stato di lontananza infinita degli atomi è quello più favorito energeticamente a) Stati repulsivi di non legame 0 b) Strati attrattivi di legame Energia di dissociazione del legame Energia potenziale r Distanza tra i nuclei Distanza di legame
Vediamo che se r è uguale ad infinito l’energia non risente delle cariche e quindi è 0. Man mano che sul grafico ci spostiamo da destra a sinistra, gli atomi si avvicinano e cominciano a risentire della repulsione delle nuvole elettroniche, l’energia potenziale aumenta (vedi a sul grafico precedente), siccome lo stato più avvantaggiato è quello a minore energia, si tratta di una curva di energia potenziale di non legame. Quando invece la nuvola elettronica di un atomo attira la nuvola elettronica di un altro atomo, l’energia potenziale subisce un andamento per cui diminuisce fino ad un certo valore (un valore minimo r) che chiamiamo distanza di legame. Diminuendo questo valore intervengono le repulsioni tra i nuclei e quindi aumenta di nuovo la curva di energia potenziale. Ogni allontanamento da questo valore (all’equilibrio) porta ad un aumento dell’energia potenziale (quindi ad una instabilità).
L’energia di dissociazione del legame è quella che spetta agli atomi liberi con nuclei distanti e la distanza di legame. Tanto maggiore è l’energia che dobbiamo fornire per rompere questo legame, tanto più forte era il legame.
Nel legame chimico sono interessati gli elettroni periferici, cioè quelli di valenza.
Legame ionico Si verifica quando si incontrano 2 elementi: 1 con basso potenziale di ionizzazione (cioè un elemento metallico) 1 con alta affinità elettronica (cioè un non-metallo)
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio NaCl Na che ha allo stato di metallo la configurazione elettronica del Ne + 1 elettrone dell’orbitale 3s: Na [Ne] 3s1 Cl ha allo stato di non-metallo la configurazione del Ne + 2 elettroni nell’orbitale 3s e 5 elettroni nel 3p: Cl [Ne] 3s2 3p5 Na ([Ne] 3s1) Cl ([Ne] 3s2 3p5) Na+ ([Ne]) + Cl- ([Ne] 3s2 3p6) Cl- ([Ar])
Gli ioni positivi si chiamano CATIONI Gli ioni negativi si chiamano ANIONI questi si attirano vicendevolmente es. Na+ + Cl- NaCl In natura non troveremo mai delle molecole discrete di NaCl!! Ma troveremo tanti ioni Na+ e Cl- in un rapporto di 1 a 1. Quindi quando parliamo di ioni nello stato solido è improprio parlare di molecole (perché il concetto di molecola sottintende una entità discreta).
Quando diciamo che i metalli perdono facilmente elettroni per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che li precede, dobbiamo puntualizzare che non è così per tutti: - i metalli del 1° gruppo perdono 1 elettrone diventando ioni mono positivi - i metalli del 2° gruppo perdono 2 elettroni diventando ioni dipositivi - i metalli del 3° gruppo perdono 3 elettroni diventando tripositivi e assumendo la configurazione elettronica del gas nobile che li precede o di pseudo gas nobili. - i metalli del 4° e del 5° gruppo non danno ioni con la carica corrispondente al numero del gruppo. Ovvero danno ioni di carica = al numero del gruppo – 2.
I metalli di transizione in cui avviene in ritardo il riempimento degli orbitali di tipo d, hanno la caratteristica di dare degli ioni diversi. Cioè ioni con cariche diverse. es. Fe2+ Fe3+
Legami covalenti Legame covalente nella molecola H2 secondo l’ipotesi di Lewis H . + . H = H:H
Secondo la meccanica quantistica la molecola di H2 è data dall’unione di 2 atomi di H in questo modo: Vediamo che le 2 nuvole elettroniche si sovrappongono e infatti la distanza tra i 2 nuclei risulta minore rispetto alla somma dei 2 raggi r = 0,53 A 0,74 A H La zona di sovrapposizione ha un effetto schermante alla repulsione tra i 2 nuclei. Legame σ Si chiama legame σ quel tipo di legame che avviene sullo stesso asse di congiunzione dei 2 nuclei.
Secondo la meccanica quantistica le nuvole elettroniche devono descrivere un solo elettrone e la sovrapposizione deve essere la massima possibile.
Legami σ e π nella molecola N2 Sappiamo che l’N ha 5 elettroni di valenza: 2 negli orbitali 2s e 3 negli orbitali 2p 2s2 2p3 _ 2s _ _ _ 2p N
z y + x Il legame tra questi 2 elementi si ha quando si ha la sovrapposizione degli orbitali Y su un asse che passa attraverso i nuclei. Gli orbitali Z si sovrappongono su un asse perpendicolare all’asse internucleare, ciò vale anche per gli orbitali X.
π π σ Ne risulta una molecola biatomica formata da 1 legame σ e 2 legami π. E cioè, secondo la meccanica quantistica vi sono 3 legami nella molecola di N.
Formule di Lewis Anche se sappiamo che la maniera più corretta per indicare un legame covalente è quella appena vista, usiamo per praticità le formule di Lewis per individuare i legami tra gli atomi nella molecola. La simbologia di Lewis consiste nell’indicare l’elemento col suo simbolo chimico e gli elettroni di valenza con un cerchietto.
Simbologia di Lewis H O Be F Be berillio eccitato Cl C Cl C carbonio eccitato Na
Esempio di strutture di Lewis Attraverso la simbologia di Lewis sappiamo anche che tipo di legami può formare un elemento! H . + . H = H:H (H – H) H + F = H – F Il trattino equivale a 2 elettroni Coppia solitaria Il F ha 3 coppie di elettroni solitari Molecola di acido fluoridrico Coppia di legame
Esempio di strutture di Lewis H + O + H = H – O - H Molecola di acqua N + N = N = N
Legame covalente di coordinazione (o legame dativo) Avviene quando uno solo dei 2 atomi cede la coppia elettronica! A + : B A : B Esempio: H+ + :NH3 NH4+ ammoniaca ione ammonio
