Legami chimici: Concetti Base

1. Legami chimici: Concetti Base File: legami_energia4_07&8.ppt

2. I Legami chimici principali • Mantengono unite le particelle (atomi, molecole e ioni) di un corpo grazie alle forze elettriche attrattive. • Portano ad una “nuova” distribuzione degli elettroni di valenza. • Portano ad una situazione più stabile: energeticamente più favorevole rispetto a quella degli atomi isolati.

3. - Il legame: una coesione di tipo elettrico 1 Quando due atomi sono legati tra loro: • le forzeattrattive (nucleo-elettrone)bilanciano le forze repulsive (elettrone-elettrone e nucleo-nucleo) • se si avvicinano o allontanano gli atomi, si genera una forza elettrica che tende a riportare i nuclei atomici nella loro situazione originale. - + +

4. Modelli per la descrizione della nube elettronica nell‘atomo isolato e formalismo di Lewis 2 Gli elettroni della nube elettronica vengono distiniti in elettroni interni ed elettroni di valenza Il numero di elettroni di valenza coincide con il gruppo. Il numero di gusci occupati coincide con il numero del periodo. Formalismo di Lewisper la descrizione degli elettroni di valenza. Gli elettroni di valenza sono rappresentati come punti posti ai lati del simbolo chimico dell’atomo

5. Modelli per la distribuzione elettronica nei tre legami chimici principali 2 Tre differenti tipi di distribuzioni elettroniche caratterizzano le tre differenti situazioni in cui si possono trovare gli atomi legati Legame covalente La carica elettronica si sposta verso la zona intermedia tra i 2 nuclei; alcuni elettroni risentono dell’attrazione di entrambi i nuclei. Legame ionico Trasferimento di elettroni da un atomo all’altro in modo da formare uno ione positivo ed uno ione negativo, tra i quali nasce un’attrazione elettrostatica. Zona in cui si trovano il nucleo e gli elettroni interni Legame metallico Parte della carica elettronica è distribuita uniformemente in tutto lo spazio attorno ai nuclei e risente dell’attrazione di molti di essi

6. Energia di ionizzazione (Ei) e affinità elettronica (AE) Ei: energia richiesta per strappare ad un atomo isolato un elettrone ed ottenere uno ione positivo AE: energia liberata quandoun atomo isolato cattura un elettrone e diventa uno ione negativo. Atomi con elevata affinità elettronica tendono a formare ioni negativi più facilmente degli altri. Atomi con bassa energia di ionizzazione tendono a formare ioni positivi più facilmente degli altri.

7. Elettronegatività degli elemementi Scala elettronegatività secondo Pauling Scala elettronegatività secondoMullikan Correlazione tra le due scale L’elettronegatività esprime la tendenza di un atomo ad attirare gli elettroni un atomo al quale si trova legato. L’atomo più elettronegativo tende ad attirare a sè gli elettroni degli altri atomi! Esistono differenti definizioni per esprimere questa proprietà. Quella di Mullikan si basa sull’energia di ionizzazione e affinità elettronica degli elementi, quella di Pauling sull’energia liberata nella formazione del legame tra gli elementi.

8. Elettronegatività • Elettronegatività – la capacità di un atomo di attrarre a sè gli elettoni di legame. • L’elettronegatività permette di avere un’idea del tipo di legame che si forma tra due atomi; l’elettronegatività permette inoltre di determinare la presenza di poli elettrici all’interno della molecola. • I valori dell’elettronegatività che sono stati assegnati agli atomi dei diversi elementi si trovano sulla T.P.

9. Elettronegatività • Atomi di elementi con forti differenze di elettronegatività (superiore a 2) tendono a formare legami ionici. • Per descrivere la polarità di un legame si può ricorrere alla percentuale di carattere ionico. • Se gli elettroni di legame passano tutto il loro tempo attorno ad un altro atomo si dice che il legame è 100% ionico. • Se gli elettroni di legame passano lo stesso tempo sugli atomi legati allora si dice che il legame è 0% ionico,vale a dire è covalente puro.

10. 2 Modello di Lewis per la distribuzione degli elettroni nei composti ionici (legame ionico) Nei composti ionici (sali, ossidi, idrossidi,…), gli elettroni di un atomo con bassa energia di ionizzazione (metallo) si sono trasferiti completamente nel livello di valenza di un atomo con elevata affinità elettronica (nonmetallo) Descrizione con il formalismo di Lewis della formazione:(I) del LiF a partire dagli atomi isolati (II) del Li2O a partire dagli atomi isolati • Il legame ionico si instaura tipicamente tra gli atomi dei metalli (Gruppi 1A, 2A , metalli di transizione…) e gli atomi dei nonmetalli (O e gli alogeni) • Il legame ionico non agisce tra due (o pochi) ioni specifici ma coinvolge tutti gli ioni di segno opposto che si trovano nelle vicinanze e si attenua con il quadrato della distanza. • Nel legame ionico gli elettroni di valenza si ritrovano nel guscio di valenza ed avvolgono come una nube l’atomo nonmetallico

11. Proprietà riconducibili alla presenza del legame ionico 2 • I corpi ionici nelle condizioni ambientali sono tutti dei solidi duri, fragili e non conducono l’elettricità. Diventano liquidi e conduttori elettrici solo ad alte temperature. superficie di rottura un corpo ionico sollecitato meccanicamente appena inizia a deformarsi si rompe: è rigido e fragile.

12. Modello di Lewis per descrivere la distribuzione degli elettroni nel legame covalente 2 • Gli elettroni di valenza sono distribuiti tra gli atomi come coppie condivise o COPPIE DI LEGAME e/o come coppie non condivise o COPPIE SOLITARIE. Elettroni non condivisi o coppie solitarie: si trovano solo sul livello di valenza del cloro e non dell’idrogeno Elettroni condivisi o coppia di legame: si trovano sia sul livello di valenza dell’idrogeno che su quello del cloro e sono responsabili del legame covalente tra questi due atomi G. N. Lewis 1875 - 1946

13. Li Be B C N O F Ne I II III IV V VI VII He Be Li B C N O F Mg Na Ne Al -1e 4e Si P S Cl Ne Ga Ca Ar K -2e 3e Ge As Se Br Ar Rb Sr Kr In -3e 2e Sn Sb Te I Kr Ba Cs Xe Tl 1e Pb Bi Po At Xe Ra Rn Fr Fr Rn 2 Regola dell’“ottetto” (Lewis, 1916) Gli atomi si legano ad altri atomi acquistando, perdendo o mettendo in comune elettroni in modo da averne nel loro guscio di valenza un numero pari a quelli di un gas nobile. A parte l’elio che ha due elettroni di valenza, tutti gli altri gas nobili ne hanno otto. La configurazione dei gas nobili sono “ambite” in quanto sono particolarmente stabili vale a dire hanno un basso contenuto di energia.

14. H H ─ ─ O C ─ ─ ─ ─ N≡N ─ ─ CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE STABILI E REGOLA DELL’OTTETTO 2 Gli elettroni di valenza presenti nella molecola di diazoto sono complessivamente….. Ogni atomo di azoto ha nel suo livello di valenza …. elettroni L’atomo di ossigeno ha … elettroni nel suo livello di valenza L’atomo di carbonio ha … elettroni nel suo livello di valenza L’atomo di idrogeno ha …elettroni nel suo livello di valenza Esercizio: a) Trova per ognuno dei seguenti aggregati poliatomici il numero di elettroni nel livello di valenza e la carica totale. b) Verifica se gli atomi presenti nell’aggregato poliatomico raggiungono una configurazione stabile.

15. Legame covalente e proprietà 2 Molto duri e fragili, fondono e si decompongono a temperature elevatissime Corpi adamantini tutti gli atomi del materiale sono uniti da una rete di legami covalenti Corpi macromolecolari Un gran numero (N>10000) di atomi del materiale sono raggruppati da una rete di legami covalenti … … Corpi molecolari volatili Gli atomi del materiale sono uniti in piccoli gruppi, da una serie di legami covalenti … …

16. Modello per il legame metallico e proprietà 2 Insieme di ioni positivi immersi in un “mare di elettroni di valenza” Il mare di elettroni di valenza spiega la conducibilità dei metalli allo stato solido così come le loro particolari proprietà ottiche. un corpo metallico, sollecitato meccanicamente si deforma senza rompersi: è plastico (duttile, malleabile) e tenace. Il legame metallico non può essere descritto con il modello di Lewis!

17. Rifletti sulla composizione e le proprietà dei seguenti materiali e trova quale modello è più adatto per descrivere il legame tra le rispettive particelle del materiale Ovatta Acetone Piombo Quarzo Marmo Smeraldo

18. Il legame: una situazione energeticamente favorevole • Energia di legame -(a volte è chiamata energia per la dissociazione del legame) nel caso dei legami covalenti corrisponde all’energia che è necessario fornire ad una sostanza allo stato gassoso per rompere una mole di un determinato tipo di legami così da ottenere degli atomi isolati. • Esempio: H2(g)  H(g) + H(g) EB(H-H) = 436.5 kJ/mol • Lunghezza di legame: La distanza tra i nuclei di due atomi di una molecola legati tra loro in modo covalente. (vedi raggio covalente sulla T.P.)

19. Energia di legame 3 • LEGAME ENERGIA (kJ/mol) H—H 436 C—C 346 C=C 602 CC 835 NN 945 • Più elevato è il numero di elettroni condivisi nel legame(ordine di legame) e più alta è l’energia di legame. • Più elevata è l’energia di legame e più piccola è la distanza tra gli atomi legati (lunghezza di legame)

20. Energia di legame 3 Legame Ordine Lunghezza Energia di legame HO—OH 1 147 pm 210 kJ/mol O=O 2 121 498 kJ/mol 1.5 128 302 kJ/mol La reattività di una sostanza si può mettere in relazione con l’energia di legame: a questo si può ricondurre la maggior reattività dei perossidi e dell’ozono rispetto all’ossigeno.

21. 3 Possiamo usare le energie di legame per stimare l’energia liberata od assorbita nel corso di una reazione chimica.

22. 3 ACCUMULO O LIBERAZIONE DI ENERGIA ED ENERGIE DI LEGAME DURANTE UNA REAZIONE CHIMICA VIENE ACCUMULATA O LIBERATA ENERGIA A SEGUITO DELLA ROTTURA DEI LEGAMI CHIMICI PRESENTI NELLE MOLECOLE DEI REAGENTI E LA FORMAZIONE DI NUOVI LEGAMI PRESENTI NELLE MOLECOLE DEI PRODOTTI. DEo = SBE(reagenti) - SBE(prodotti) BE: energia di legame

23. Tipo di legami rotti Numero di legami rotti Energia di legame (kJ/mol) Energia accumulata nella rottura dei “vecchi” legami H H 1 436.4 593.3 kJ 1 156.9 F F Tipo di legami formati Numero di legami formati Energia di legame (kJ/mol) Energia liberata nella formazione dei nuovi legami H F 2 568.2 1136.4 kJ 3 Uso delle energie di legame per calcolare l’energia coinvolta nella produzione di HF: H2 (g) + F2 (g) 2HF (g) DE0 = SBE(reagenti) – SBE(prodotti) Bilancio: DE = Energia accumulata- Energia liberata =593,3 – 1136,2 = -543.1 kJ

24. 3 Usando le Energie di legame… 1) Calcolal’energialiberata e disponibile per ilriscaldamentodell’acqua, quandovienebruciato: • 1,0 mol di CH4gassoso • 1,0 mol di CH4O gassoso 2) Determinailpoterecaloricodei due combustibiliedesprimilo in kJ/g e in kJ/mol. 3) Trova quanta acquasiriesce a riscaldare da 10°C a 60 °C, in ciascunadelle due situazioni. Consideracheilcalorespecificodell’acqua è di 4,2 J°C-1g-1,ed è praticamentecostante da 0°C a 100 °C.

25. Cos‘è e come si misura l‘energia di un legame ionico? • Teoricamente essa è definita come l‘energia che si libera quando degli atomi isolati si aggregano andando a formare una struttura nella quale sono uniti con un legame ionico. • Fattori che entrano in considerazione: • Ioni di carica opposta quando si avvicinano liberano energia • Ioni con carica dello stesso segno si avvicinano solo se si fornisce loro energia • Nella formazione del cristallo ionico dagli ioni isolati, si avvicinano sia ioni della stessa carica sia ioni di carica opposta • La formazione di uno ione positivo a partire da un atomo isolato necessita di energia • La formazione di uno ione negativo a partire da un atomo isolato libera energia

26. Ciclo di Born-Haber: usato per valutare i diversi contributi energetici che intervengono nella formazione di un legame ionico Nello stato gassoso la materia ionizzata è meno stabile !!! Energia di ionizzazione -Affinità elettronica (Energia del reticolo) Energia di sublimazionee dissociazione Energia di dissociazione Energia di formazione DEocomplessivo=DEo1+DEo2+DEo3+DEo4+DEo5

27. Ciclo di Born-Haber: usato per valutare i diversi contributi energetici che intervengono nella formazione di un legame ionico Energia liberata nella formazione di 1,0 mol di LiF a partire dalle sostanze semplici.

28. Q+Q- E = k r Energia del reticolo di un composto ionico • Energia del reticolo– l’energia per separare completamente una mole di un solido ionico nei suoi ioni allo stato gassoso. La legge di Coulomb permette di calcolare l‘energia (E) necessaria per separare due ioni: Q+ è la carica del catione Q- è a carica dell’anione r è la distanza tra gli ioni E è l‘energia necessaria per separare i due ioni

29. Energia del reticolo [kJ/mol] Comp. MgF2 2957 Q= +2,-1 MgO 3938 Q= +2,-2 LiF 1036 LiCl 853 • La legge di Coulomb permette di dedurre che, l’energia del reticolo è determinata da due fattori principali: • Carica dello ione: più è grande la carica e più elevata è l’energia del reticolo. • Raggio ionico: più piccolo è lo ione e più elevata è l’energia del reticolo. r F < r Cl

30. Esercizio • Metti i seguenti composti in ordine di energia reticolare e di punto di fusione. • NaCl, MgO, LiF • Trova che relazione sussiste tra l’energia del reticolo e il punto di fusione. • Nota: le anomalie riscontrate nel punto di fusione sono da ricondurre alla formazione di nuove particelle o nuovi legami durante il passaggio di stato: ad es nel MgCl2 fuso si osserva la presenza di ioni complessi [MgCl4]2-.

31. Risultati

33. Lunghezza di legame • Definizione: La distanza tra i nuclei di due atomi di una molecola legati tra loro in modo covalente. (vedi raggio covalente sulla T.P.)

34. Lunghezza di legame • La lunghezza di legame è la distanza tra i due nuclei degli atomi legati. • Nel legame covalente essa è la somma dei raggi covalenti dei due atomi coinvolti. (vedi T.P.) • Nel legame ionico essa è la somma dei due raggi ionici dei due atomi coinvolti. (vedi T.P.)

35. Lunghezza di legame (cont.) • La lunghezza di legame diminusce all’aumentare del numero di legami tra due atomi.

36. Lunghezza di legame La lunghezza di legame dipende dalle dimensioni degli atomi legati. H—F H—Cl Lunghezze di legamecalcolateusandoil software CAChe. L’unità di misura è in Angstrom dove 1 A = 102 pm. H—I

37. Lunghezza di legame La lunghezza di legame dipende dall’ordinedi legame. Lunghezze di legamecalcolateusandoil software CAChe. L’unità di misura è in Angstrom dove 1 A = 102 pm.

38. Usando le Energie di legame H—H = 436 kJ/mol Cl—Cl = 242 kJ/mol H—Cl = 432 kJ/mol Valuta l’energia della reazione H—H + Cl—Cl ----> 2 H—Cl L’ energia richiesta per rompere una mole dei legami H-H e Cl-Cl : 436 kJ + 242 kJ = +678 kJ L’ energia liberata nella formazione di due moli di legami H-Cl : 2 * 432 = 864 kJ Il bilancio netto porta a: +678 kJ-864 kJ= - 186 kJ

39. Usando le Energie di legame Valuta l’energia della reazione: 2 H—O—O—H => O=O + 2 H—O—H La reazione è eso o endotermica? È più elevata l’energia richiesta per rompere i vecchi legami o quella per formare i nuovi?

40. Usando le Energie di legame 2 H—O—O—H ----> O=O + 2 H—O—H Bilancio netto= +2144 kJ - 2350 kJ = - 206 kJ La reazione è esotermica Viene liberata più energia nella formazione dei legami di quanta ne viene impiegata per la rottura.

41. Esercizio Calcola il quantitativo di energia che viene liberata dalla combustione completa di 2 moli di etano: 2C2H6(g) + 7O2(g) 4 CO2(g) + 6H2O(g) Utilizza le energie di legame riportate nella tabella.