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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
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 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


Legame covalente polare vs legame ionico
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


Il legame ionico
Il legame ionico

E pot= kc (QAQB/r)


Il legame ionico1
Il legame ionico

E pot= kc (QAQB/r)

INTERAZIONE COULOMBIANA

NON DIREZIONALE!!


Il legame ionico2
Il legame ionico

E pot= kc (QAQB/r)

NON CI SONO ELETTRONI IMPLICATI NEL LEGAME


Reticolo cristallino
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)


Energia di dissociazione ed energia reticolare
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


Costante di madelung
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


Costante di madelung1
Costante di Madelung

NaCl 1,7475

CsCl 1,7627

ZnS 1,6413

CaF2 5,0388


Considerazioni energetiche
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 ??


Il legame ionico3
Il legame ionico

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


Il legame ionico4
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


Geometria di coordinazione
Geometria di coordinazione

Coordinazione è un termine improprio

Figura 5.4


I reticoli cristallini
I reticoli Cristallini

Cubico

facce centrate

Cubico

corpo centrato

cubico

Figura 8.19



Alcuni esempi
Alcuni esempi

Li2O

CdCl2


Alcuni esempi1
Alcuni esempi

blenda

wurzite

Cubico a facce centrate

Tetragonale a facce centrate


Concetti1
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


I composti di coordinazione
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.


Composto di coordinazione
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


Esempi

di leganti


Concetti2
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


Metalli e non metalli
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.


Un metallo non puo utilizzare legami a coppia di elettroni
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


+ elettroni

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

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




Modello a Bande. Elementi del 14° Gruppo elettroni

I Semiconduttori


I legami che abbiamo visto elettroni

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!!!


Le forze intermolecolari

Le forze intermolecolari elettroni

Interazioni di Van der Waals

Interazioni deboli

Forze di London

Legame a idrogeno


Dipolo elettrico

Dipolo elettrico elettroni

m=0

m>0

m=Qd

m> > 0


Dipolo elettrico1

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


Dipolo istantaneo

Dipolo istantaneo elettronegatività diversa,


Dipolo indotto

Dipolo indotto elettronegatività diversa,

hn=dipende dalla energia di ionizzazione

a=polarizzabilità

r=separazione di carica

m=aE

75 J -1 vs 400000 Jmol-1


Polarizzabilit

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


Le molecole polari e l interazione per orientazione
Le molecole polari e l’interazione per orientazione venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo

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


Geometria molecolare e polarit delle molecole
Geometria molecolare e polarità delle molecole venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo

IMPORTANTE!!


Interazione per orientazione
Interazione per orientazione venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo


Interazione per induzione
Interazione per induzione venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo

  • 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.


Forze di interazione di van der waals
Forze di interazione di van der Waals venire distorta, per esempio dalla presenza di un campo elettrico o di un altro dipolo

  • 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



Interazioni di vdw e propriet fisiche
Interazioni di VdW e proprietà fisiche intermolecolare

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!


Interazioni di vdw e propriet fisiche1
Interazioni di VdW e proprietà fisiche intermolecolare

Esse aumentano anche all’aumentare della complessità della molecola


Concetti3
CONCETTI intermolecolare

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


Legame a idrogeno
Legame a idrogeno intermolecolare


Legame a ponte di idrogeno
Legame a ponte di idrogeno intermolecolare

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



Natura elettrostatica
Natura elettrostatica? intermolecolare

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


Perch lo indico con una linea tratteggiata
Perché lo indico con una linea tratteggiata ? intermolecolare

Un atomo di idrogeno non puo’ formare due legami a coppia di elettroni, quindi é formalmente sbagliato indicare il legame ad idrogeno come la compartecipazione di un doppietto elettronico di Lewis

Tuttavia, a differenza delle altre interazioni intermolecolari, il legame a idrogeno é DIREZIONALE, perché dipende dalla geometria delle coppie elettroniche intorno all’atomo “elettron-donatore”.

Quindi é legittimo, anzi necessario, rappresentarlo graficamente in qualche modo per evidenziare la presenza NON di una interazione a distanza ma di una organizzazione geometrica e strutturale del sistema.


Il legame ad idrogeno nella formazione della struttura adoppia elica del DNA


Legami ad idrogeno tra

due diversi foglietti b


Legame a idrogeno e propriet fisiche
Legame a idrogeno e proprietà fisiche intermolecolare

NH3

NH4+


Concetti4
Concetti intermolecolare

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


ad