Le teorie sul legame chimico ( ionico, covalente e metallico) si basano su:

1. Le teorie sul legame chimico (ionico, covalente e metallico) si basano su: • Legge di Coulomb (bilanciamento forze elettriche) • Meccanica quantistica (posizione e movimento degli e-)

3. Nei legami chimici sono coinvolti gli elettroni di valenza (periferici)! ENERGIA DI LEGAME

6. Legame ionico di natura elettrostatica si realizza tra 2 elementi aventi una bassa I ed un’alta A I composti ionici sono duri, rigidi e fragili, hanno alte Tf e T eb, allo stato fuso sono conduttori di elettricità, si sciolgono in solventi polari nei quali possono condurre la corrente elettrica. Composti con legami ionici

8. CARATTERISTICHE DEI COMPOSTI IONICI I composti ionici sono tutti solidi a temperatura ambiente. Hanno in genere punti di fusione elevati e punti di ebollizione ancora più elevati, per cui è difficile farli passare allo stato di vapore. Ciò indica che l’attrazione fra gli ioni è forte, per cui occorre molta energia per separarli.

9. Caratteristiche dei composti ionici allo stato liquido Quando il composto ionico è allo stato liquido, ogni ione è circondato da ioni di segni opposto; per le caratteristiche proprie dei liquidi, gli ioni non sono vincolati a posizioni fisse, ma possono muoversi attraverso il liquido. Ciò spiega perché i composti ionici allo stato liquido sono in grado di condurre corrente elettrica. Si ha, perciò, un passaggio di corrente quando delle particelle carche si muovono. Se nel liquido si immergono due elettrodi aventi cariche di segno opposto, gli ioni positivi migrano verso l’elettrodo negativo, mentre gli ioni negativi vanno verso l’elettrodo positivo. elettrodo positivo (+) elettrodo negativo (-) + + + Direzione di migrazione degli ioni verso i due elettrodi immersi in un composto ionico allo stato fuso. + + + + + +

10. 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) NaNa+ + e-

11. 2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo. Cl + e- Cl-

12. 3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti. = Atomo di sodio (Na) = Atomo di cloro (Cl) Na+ + Cl- NaCl

13. Nei cristalli ionici non sono presenti molecole ben definite, ma un numero grande di ioni presenti in un dato rapporto (Na:Cl, 1:1)

14. Legame covalente dovuto alla condivisione tra 2 atomi di 1 o + coppie di e- in modo che ciascun atomo raggiunga la configurazione di un gas nobile (teoria di Lewis). Le coppie elettroniche si formano per accoppiamento di elettroni spaiati.

15. Il legame covalente si forma fra atomi la cui differenza dei valori di elettronegatività non è maggiore di 1,7. I due atomi mettono in comune un elettrone ciascuno. Gli elettroni che vengono messi in comune sono elettroni spaiati, cioè elettroni che si trovano isolati in un orbitale. Quando i due atomi si avvicinano a sufficienza, avviene una parziale sovrapposizione dei due orbitali in cui si trovano gli elettroni spaiati: i due orbitali si compenetrano l’un l’altro per una certa regione di spazio, che apparterrà contemporaneamente ad entrambi gli orbitali e di conseguenza gli elettroni che si trovano in questi orbitali apparterranno contemporaneamente ai due atomi. Il legame covalente è il legame chimico più forte e si distinguono due tipi di legame covalente: 1 - il legame covalente puro; 2 - il legame covalente polare.

16. Legame eteronucleare più o meno polarizzato Legame omonucleare

18. Legame covalente omonucleare Legame covalente eteronucleare Legame covalente dativo

19. Un legame covalente polare si forma tra atomi che hanno elettronegatività diversa, ma non tanto diversa da rendere possibile la formazione di un legame ionico (la differenza dei valori di elettronegatività è sempre minore di 1,7). I due atomi mettono in comune i loro elettroni spaiati, tramite la sovrapposizione degli orbitali in cui si trovano questi elettroni. Tuttavia la coppia di elettroni non è equamente condivisa fra i due atomi: gli elettroni passano più tempo attorno all’atomo più elettronegativo, rendendolo parzialmente negativo, mentre l’altro atomo diviene parzialmente positivo.

20. Teoria di Lewis Teoria del legame di valenza Teoria dell’orbitale molecolare

21. Formule di struttura Formule di Lewis  elettroni di valenza (elettroni spaiati o spaiabili) indicati come punti e coppie elettroniche come trattini Le coppie non utilizzate nel legame (trattini) si chiamano doppietti solitari Le formule di Lewis non danno nessuna indicazione circa la disposizione spaziale o geometria dei legami I simboli di Lewis mettono in evidenza la configurazione elettronica esterna: elettroni di valenza

22. Legame omonucleare Legame eteronucleare

24. o di coordinazione donatore accettore Un atomo mette a disposizione una coppia elettronica e l’altro un orbitale vuoto per riceverli N.B.: questo tipo di legami non sono diversi dagli altri legami covalenti

25. Una molecola biatomica contenente un legame polare è sempre polare, cioè ha un’estremità positiva e un’estremità negativa. Nel caso di molecole con più di due atomi, la situazione può essere diversa, e dipende dalla geometria della molecola e dalla somma vettoriale dei momenti dipolari associati ai vari legami polari. Possiamo considerare alcuni esempi: - la molecoladell’acqua (H2O) - la molecola del biossido di carbonio (CO2)

26. Momento di dipolo: Prodotto della carica per la distanza La risultante dei momenti di dipolo dei singoli legami nella molecola ne determina la polarità o apolarità.

28. La disposizione geometrica dei legami attorno ad un atomo dipende dal numero totale di coppie elettroniche (di legame e solitarie) che lo circondano Le coppie elettroniche si dispongono nello spazio in modo da minimizzare la loro mutua repulsione

29. Geometria molecolare VSEPR

31. La disposizione spaziale influenza il momento di dipolo della molecola  m e quindi la polarità totale della molecola

32. Due modi per mostrare la geometria della molecola NH3

33. Due modi per mostrare la geometria della molecola di H2O

34. Polarità delle molecole

35. Alcune molecole o ioni (es. O3, SO2, ione NO3-, benzene) Possono essere rappresentate da strutture in risonanza  Differiscono per la disposizione degli e-  Sono strutture limite o canoniche ma che concorrono alla rappresentazione della struttura reale

36. Teoria del legame di valenza Il legame chimico viene interpretato alla luce della meccanica quantistica

37. Sovrapposizione di orbitali atomici • - Gli orbitali atomici (OA) che si sovrappongono devono avere energie simili • Ognuno dei due atomi deve contribuire con OA che descrivano un solo e- (o una coppia di e- e un orbitale vuoto) • La direzione di massima sovrapposizione degli OA corrisponde alla direzione di legame

39. La molecola N2

40. • Si ottengono orbitali ibridi isoenergetici orientati lungo le direzioni dei possibili legami che l’atomo centrale può formare Geometria molecolare: orbitali ibridi (Trattazione avanzata della teoria VSEPR)

41. Teoria del VB

44. Negli orbitali ibridi può essere alloggiata anche una coppia solitaria