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Concetti

Concetti. Legame covalente. Legame ionico. Tipi di legame e ordine di legame. Legame di coordinazione. Polarità di legame. Legame metallico. VSEPR. Formule di struttura. Legame a idrogeno. Energia di legame. Energia necessaria per rompere il legame. AB (g) A(g) + B(g).

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Presentation Transcript

  1. Concetti Legame covalente Legame ionico Tipi di legame e ordine di legame Legame di coordinazione Polarità di legame Legame metallico VSEPR Formule di struttura Legame a idrogeno

  2. Energia di legame Energia necessaria per rompere il legame AB (g) A(g) + B(g) Poiché una molecola STABILE ha energia negativa rispetto allo zero dato da A e B isolati, la energia di legame è sempre positiva

  3. Legame covalente polare vs. legame ionico La polarità del legame aumenta all’aumentare della differenza di elettronegatività Quando la differenza diventa molto grande (ca 2) la coppia elettronica di legame si considera completamente localizzata sull’atomo a maggiore elettronegatività Il legame diventa un legame ionico

  4. Il legame ionico E pot= kc (QAQB/r)

  5. Il legame ionico E pot= kc (QAQB/r) INTERAZIONE COULOMBIANA NON DIREZIONALE!!

  6. Il legame ionico E pot= kc (QAQB/r) NON CI SONO ELETTRONI IMPLICATI NEL LEGAME

  7. Reticolo cristallino Un sistema di Na ioni positivi e di Na ioni negativi organizzato in un reticolo cristallino è piu’ stabile rispetto a Na coppie isolate di ioni NaCl (s) Na+(g) + Cl-(g)

  8. Energia di dissociazione ed energia reticolare NaCl (s) Na+(g) + Cl-(g) Eexp=768 kJ E pot= kcNa M(QAQB/r) Ecalc=867 kJ M= costante di Madelung kc= 1/4pe0 costante dielettrica vuoto

  9. Costante di Madelung NaCl (s) Na+(g) + Cl-(g) Eattr=-kc 6e2/r Erep=+kc 12e2/ (2)1/2 r Eattr=-kc 8e2/ (3)1/2 r ……………………… Eattr=-kc NAe2/r (6 -12 /(2)1/2 +8/ (3)1/2 -6/2…) E pot= kcNa M(QAQB/r) M= costante di Madelung

  10. Costante di Madelung NaCl 1,7475 CsCl 1,7627 ZnS 1,6413 CaF2 5,0388

  11. Considerazioni energetiche CaO Ca+ + O- vs Ca2+ + O2- Eion= +447 kJ/mol Eion= +2470 kJ/mol Epot = -1010 kJ/mol Epot = -4040 kJ/mol Eret = -563 kJ/mol Eret = -1570 kJ/mol NaO ??

  12. Il legame ionico Il legame ionico è la risultante delle interazioni elettrostatiche fra gli ioni estese a tutto il cristallo

  13. Il legame ionico NOTA BENE!! In questa figura i “legami” NON esistono. Sono riportati solo per apprezzare i numeri di coordinazione di Li+ O2-, ma NON SONO Coppie di Lewis

  14. Geometria di coordinazione Coordinazione è un termine improprio Figura 5.4

  15. I reticoli Cristallini Cubico facce centrate Cubico corpo centrato cubico Figura 8.19

  16. I reticoli Cristallini

  17. Alcuni esempi Li2O CdCl2

  18. Alcuni esempi blenda wurzite Cubico a facce centrate Tetragonale a facce centrate

  19. Concetti Legame covalente Legame ionico Tipi di legame e ordine di legame Legame di coordinazione Polarità di legame Legame metallico VSEPR Formule di struttura Legame a idrogeno

  20. I composti di coordinazione • Si è definito composto di coordinazione un composto in cui l'atomo centrale forma un numero di legami maggiore del suo numero di ossidazione quando esso sia maggiore o uguale a 0.

  21. Composto di coordinazione • Il metallo mette a disposizione orbitali vuoti • Il legante mette a disposizione una coppia elettronica e un orbitale • Sono legami molto polari, e la polarizzazione è diretta verso l’atomo che mette in compartecipazione la coppia elettronica= atomo donatore

  22. Esempi di leganti

  23. Concetti Legame covalente Legame ionico Tipi di legame e ordine di legame Legame di coordinazione Polarità di legame Legame metallico VSEPR Formule di struttura Legame a idrogeno

  24. Metalli e non metalli • Si definiscono metalli quegli elementi che hanno un numero di elettroni esterni inferiori ed in qualche caso uguale,a quello degli orbitali esterni s e p, e che hanno una energia di ionizzazione relativamente bassa. • Il passaggio dai metalli ai non metalli avviene con gradualita' lungo ciascun gruppo e periodo e quindi non e' possibile stabilire una distinzione netta fra essi. Tuttavia i metalli hanno delle proprieta' comuni anche se possedute in grado diverso. Quelle principali sono: conducibilita' termica ed elettrica, strutture cristalline compatte, malleabilita' e duttilita'. I metalli hanno energia di ionizzazione relativamente bassa.

  25. Un metallo non puo’ utilizzare legami a coppia di elettroni • Si definiscono metalli quegli elementi che hanno un numero di elettroni esterni inferiori ed in qualche caso uguale,a quello degli orbitali esterni s e p, e che hanno una energia di ionizzazione relativamente bassa. Es: Na conf elettr [Ne]3s1

  26. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Raffigurazione schematica del legame nei metalli: reticolo di cationi immersi in un “mare” di elettroni mobili Elettroni mobili I legami sono delocalizzati nell’intero cristallo e gli elettroni di valenza non sono legati ad un particolare atomo ma possono muoversi liberamente da un atomo all’altro

  27. Legame metallico. Modello a Bande

  28. Modello a Bande. Elementi del 14° Gruppo

  29. Modello a Bande. Elementi del 14° Gruppo I Semiconduttori

  30. I legami che abbiamo visto Legame covalente omopolare Legame covalente polare Legame ionico Legame di coordinazione Legame metallico Legame a idrogeno Il legame a idrogeno rientra tra le interazioni intermolecolari e sarà discusso nel capitolo successivo NON VUOL DIRE CHE ABBIA MINORE IMPORTANZA!!!

  31. Le forze intermolecolari Interazioni di Van der Waals Interazioni deboli Forze di London Legame a idrogeno

  32. Dipolo elettrico m=0 m>0 m=Qd m> > 0

  33. Ogni volta che ho un legame covalente tra due atomi con elettronegatività diversa, Ottengo un dipolo elettrico. Si tratta di un dipolo permanente Dipolo elettrico m=Qd

  34. Dipolo istantaneo

  35. Dipolo indotto hn=dipende dalla energia di ionizzazione a=polarizzabilità r=separazione di carica m=aE 75 J -1 vs 400000 Jmol-1

  36. Misura la facilità con la quale la nube elettronica puo’ venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo Dipende dalla forza con cui gli elettroni esterni sono vincolati al nucleo. Maggiore l’energia di ionizzazione, minore la polarizzabilità Polarizzabilità

  37. Le molecole polari e l’interazione per orientazione Le molecole polari si attraggono reciprocamente per effetto dei loro dipoli in modo da rendere massima l’interazione dipolo-dipolo, detta anche interazione per orientazione Uattr -m/d6 Deboli interazioni a corto raggio dovute alla presenza di dipoli elettrici istantanei rendono conto delle attrazioni fra molecole

  38. Geometria molecolare e polarità delle molecole IMPORTANTE!!

  39. Interazione per orientazione

  40. Interazione per induzione • Il dipolo permanente di una molecola induce su un’altra molecola, polare o non polare, un dipolo, chiamato indotto. • Esiste una attrazione fra dipolo permanente e dipolo indotto.

  41. Forze di interazione di van der Waals • Le interazioni fra dipoli reciprocamente indotti, quelle per orientazione e quelle per induzione sono raggruppate sotto il termine generico di forze di interazione di van der Waals

  42. Contributo % delle varie forze di van der Waals al legame intermolecolare

  43. Interazioni di VdW e proprietà fisiche La temperatura di ebollizione è un indice della forze intermolecolari. Tanto esse sono maggiori tanto piu’ il composto tende ad avere alta Teb Dipende dallaPolarizzabilità!

  44. Interazioni di VdW e proprietà fisiche Esse aumentano anche all’aumentare della complessità della molecola

  45. CONCETTI Dipolo permanente FORZE INTERMOLECOLARI Dipolo istantaneo Interazione per orientazione Dipolo indotto Interazione per induzione Polarizzabilità Interazioni di VdW e proprietà fisiche Interazioni di VdW e tabella periodica

  46. Legame a idrogeno

  47. Legame a ponte di idrogeno Il legame di idrogeno si instaura fra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo e una coppia solitaria dell’atomo molto elettronegativo appartenente a un’altra molecola O H H O H H

  48. Legame a ponte di idrogeno

  49. Natura elettrostatica? Legame direzionale Solo con O, N, F, in sistemi biologici anche con S Piu’ forte delle forze di VdW, ma un ordine di grandezza piu’ piccolo dei legami covalenti 20-40 kJ mol-1 Esiste una densità elettronica tra i due atomi, NON è uguale al legame ionico! E’ assimilabile ad un debole legame chimico

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