I LEGAMI CHIMICI
La regola dell'ottetto
INDEX
Il legame covalente
Il legame ionico
Il legame metallico
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La teoria V.S.E.P.R.
LA REGOLA DELL'OTTETTO
Gli unici elementi che in natura esistono come ATOMI SINGOLI sono i GAS NOBILI; tutti gli altri elementi si combinano con altri atomi dello stesso tipo o di tipo diverso attraverso i LEGAMI CHIMICI, pertanto esistono in natura sotto forma di molecole, composti ionici o composti metallici
PERCHè GLI ATOMI FORMANO I LEGAMI CHIMICI?
Gli unici elementi che in natura esistono
come ATOMI SINGOLI sono i GAS NOBILI perché sono gli unici elementi della tavola periodica che hanno l’ultimo livello elettronico completo, ovvero occupato da 8 elettroni (2 nel caso dell’elio) Questa configurazione con 8 elettroni esterni
(OTTETTO ELETTRONICO)
RENDE L’ATOMO PARTICOLARMENTE STABILE
Elio Neon Argon
Configurazione elettronica dei gas nobili (gruppo VIII)
Kripton Xenon Radon
Configurazione elettronica di altri elementi
Sodio (I) Magnesio (II) Alluminio (III) Silicio (IV)
Fosforo (V) ZOlfo (VI) Cloro (VII)
Tutti gli altri atomi riescono a raggiungere l’ottetto elettronico combinandosi tra loro attraverso i LEGAMI CHIMICI FORZE DI ATTRAZIONE che si stabiliscono
tra gli elettroni del livello più esterno (ELETTRONI DI VALENZA)
e i NUCLEI DI DUE O PIÙ ATOMI uguali o diversi
Gli elettroni di valenza sono quelli che occupano l'ultimo livello energetico. Ad esempio, il fluoro ha 7 elettroni di valenza
(7 sono gli elettroni che occupano l'ultimo livello)
Ogni atomo, in base al numero di elettroni di valenza, tende a cedere, acquistare o mettere in comune gli elettroni necessari al raggiungimento dell'ottetto. Quindi, gli atomi formano i legami al fine di raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino nel periodo
LA REGOLA DELL'OTTETTO Gilbert L. Lewis, 1916
Per la formazione dei legami chimici,
gli atomi utilizzano solo gli elettroni del livello più esterno (ELETTRONI DI VALENZA)
Per gli elementi dei gruppi principali coincide
con il numero romano del gruppo
LA SIMBOLOGIA DI LEWIS
Simbolo dell’elemento con intorno tanti «pallini» quanti sono gli elettroni esterni
Mg
Na
Fosforo (V)
Sodio (I)
Mg
Zolfo (VI)
Magnesio (II)
Esempi simbolofia di Lewis
Al
Cl
Cloro (VII)
Alluminio (III)
Si
Ar
Argon (VIII)
Silicio (IV)
+info
TIPI DI LEGAMI CHIMICI
LEGAME METALLICO
LEGAME COVALENTE
LEGAME IONICO
Condivisione di uno o più elettroni esterni con altrettanti elettroni esterni di un altro atomo
Trasferimento di uno o più elettroni esterni da un atomo (perde e-) a un altro atomo (acquista e-)
Condivisione di uno o più elettroni esterni con cationi dello stesso tipo
tra metalli e non metalli
tra atomi non metallici
tra atomi metallici
Ioni
Atomi
Particelle con una carica netta (positiva o negativa; derivano infatti dagli atomi a seguito della perdita o dell'acquisto di 1 o più elettroni
Particelle neutre perchè formate dallo stesso numero di protoni ed elettroni, particelle subatomiche che hanno la stessa carica elettrica (1,6 x 10-19 C), ma di segno opposto
VS
- Se un atomo perde 1 o più e- si trasforma in uno ione positivo (catione)
- Se un atomo acquista 1 o più e- si trasforma in uno ione negativo (anione)
+info
Tutto chiaro
Svolgi gli esercizi della SCHEDA 1
IL LEGAME COVALENTE
Il LEGAME COVALENTE è la CONDIVISIONE
di una o più coppie di elettroni tra gli atomi legati (non metalli)
Gli ELETTRONI DEL LEGAME COVALENTE, che tengono insieme i 2 atomi, non appartengono più ognuno al suo atomo,
ma APPARTENGONO A ENTRAMBI GLI ATOMI LEGATI
Il legame covalente si forma tipicamente tra atomi di non metalli
Atomo di fluoro, F (VII)
Atomo di idrogeno, H (I)
Possiede 1 e- nel livello esterno; vorrebbe averne 2 come l’elio, il gas nobile più vicino a lui nel periodo, per raggiungere la stabilità
Possiede 7 e- nel livello esterno; vorrebbe averne 8 come il neon, il gas nobile più vicino a lui nel periodo, per raggiungere la stabilità
Per raggiugere l’ottetto, i due atomi si avvicinano, sovrappongono le loro orbite più esterne, mettendo in comune ciascuno 1 elettrone di valenza
Gli elettroni messi in comune appartengono ad entrambi gli atomi legati, risentendo dell'attrazione di entrambi i nuclei; grazie alla formazione del legame covalente, entrambi gli atomi raggiungono l’ottetto, diventando stabili
Molecola di acido fluoridrico, HF
Atomo di idrogeno, H (I)
Atomo di fluoro, F (VII)
Molecola di acido fluoridrico, HF
Coppia elettronica non condivisa
(2 e- non utilizzati per la formazione dei legami)
legame covalente
Coppia elettronica di legame
(2 e- utilizzati per la formazione dei legami)
Quando gli atomi si uniscono con il legame covalente si ottengono le MOLECOLE
Aggregati neutri di atomi legati tra loro dal legame covalente,
capaci di esistere in modo indipendente allo stato aeriforme,
allo stato liquido e allo stato solido
+info
ESEMPI DI MOLECOLE (1)
TIPI DI LEGAMI COVALENTI
in base al numero di coppie elettroniche condivise tra due atomi
LEGAME COVALENTE TRIPLO
LEGAME COVALENTE SEMPLICE
LEGAME COVALENTE DOPPIO
Messa in comune di
1 coppia di elettroni tra i due atomi legati
Messa in comune di
2 coppie di elettroni tra i due atomi legati
Messa in comune di
3 coppie di elettroni tra i due atomi legati
Cl
Cl
Cloro, Cl2
Ossigeno, O2
Azoto, N2
+info
ESEMPI DI MOLECOLE (2)
ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL'OTTETTO
Secondo la regola dell’ottetto gli atomi, quando si legano per formare molecole, tendono ad acquistare, perdere o condividere elettroni in modo da avere otto elettroni nel loro livello più esterno. Ci sono tuttavia casi in cui la regola dell’ottetto non viene rispettata, ad esempio:
quando gli elettroni di valenza sono troppi
quando gli elettroni di valenza sono pochi
L'OTTETTO NON VIENE RAGGIUNTO
L'OTTETTO VIENE SUPERATO
Pentafluoruro di fosforo, PF5
Idruro di boro, BH3
SO2 (anidride solforosa)
Lo zolfo supera l’ottetto perché arriva ad avere 10 elettroni esterni
MA ATTENZIONE!
In questo caso è possibile rispettare la regola dell’ottetto
utilizzando un altro tipo di legame covalente chiamato
LEGAME COVALENTE DATIVO
Il LEGAME COVALENTE DATIVO è un legame covalente semplice,
quindi un legame in cui viene messa in comune una coppia di elettroni
tra i due atomi legati, MA la coppia di elettroni messa in comune
proviene da uno solo dei due atomi legati
Si forma tra un atomo che ha un «eccesso» di elettroni
(perchè ha già raggiunto l'ottetto e funziona da "donatore") e un atomo carente di elettroni (perchè non ha raggiunto l'ottetto e funziona da "accettore")
SO2 (anidride solforosa)
Lo zolfo, grazie al legame doppio con un atomo di ossigeno raggiunge l’ottetto, quindi lega l’altro atomo di ossigeno con un legame covalente dativo («prende» 2 dei suoi elettroni esterni e li mette in comune con l’ossigeno che non utilizza alcun elettrone per la formazione del legame)
Il legame covalente dativo si indica con una freccia dall’atomo "donatore" (zolfo) all’atomo "accettore" (ossigeno)
+info
ESEMPI DI MOLECOLE (3)
+info
ESEMPI DI IONI POLIATOMICI
L'ELETTRONEGATIVITA'
L'elettronegatività (E) è una grandezza che esprime la capacità di un atomo di tirare verso di sè gli elettroni di un legame. Atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso valore di elettronegatività, mentre atomi diversi possono avere elettronegatività molto diverse. Esistono diverse scale dell'elettronegativa; quella più utilizzata è la scala di Pauling, in cui l'elettronegatività assume valori compresi tra 0,70 (elettronegatività del francio, l'atomo meno elettronegativo) e 3,98 (elettronegatività del fluoro, l'atomo più elettronegativo). La differenza di elettronegatività tra coppie di atomi è fondamentale per capire il tipo di legame che si può formare tra loro.
+info
TIPI DI LEGAMI COVALENTI
in base ai valori di elettronegatività degli atomi legati
LEGAME COVALENTE NON POLARE (APOLARE O PURO)
LEGAME COVALENTE POLARE
Se i due atomi legati sono uguali, hanno la stessa elettronegatività, quindi "tirano" verso di sè gli elettroni di legame con la stessa forza
Se i due atomi legati sono diversi, hanno elettronegatività diverse, quindi "tirano" verso di sè gli elettroni di legame con forze diverse
Gli elettroni di legame sono più spostati verso l'atomo più elettronegativo
Gli elettroni di legame sono equamente distribuiti tra i due atomi legati
I due atomi legati sono uguali hanno la stessa elettronegatività (E = 3,16)
Cloro, Cl2
E = 0
Cl
Cl
LEGAME COVALENTE NON POLARE (APOLARE O PURO)
"tirano" verso di sè gli elettroni di legame con la stessa forza
gli elettroni di legame sono equamente distribuiti tra i due atomi di cloro legati
I due atomi legati sono diversi
Acido cloridrico, HCl
Cl
hanno elettronegatività diverse: EH = 2,20; ECl = 3,16
LEGAME COVALENTE POLARE
E = 0,96
Cl "tira" verso di sè gli elettroni del legame più fortemente rispetto a H
Cl
Sull'atomo più elettronegativo resta una parziale carica elettrica negativo
Sull'atomo meno elettronegativo resta una parziale carica elettrica positiva
gli elettroni di legame sono più spostati verso Cl (l'atomo più elettronegativo)
EH = 2,20 EF = 3,98
E = 1,78
Acido fluoridrico, HF
+ POLARE
E = 0,9
EH = 2,20 ECl = 3,16
Cl
Acido cloridrico, HCl
E = 0,96
EH = 2,20 EBr = 2,96
Br
Acido bromidrico, HBr
E = 0,76
EH = 2,20 EI = 2,66
E = 0,46
- POLARE
Acido iodidrico, HI
La polarità del legame aumenta all'aumentare della della differenza di elettronegatività tra i due atomi legati
ENa = 0,93 ECl = 3,16
E = 2,23
Cl
Na
Cloruro di sodio, NaCl
Il cloro è molto più elettronegativo rispetto al sodio (il cloro "tira" verso di sè gli elettroni del legame molto più fortemente di quanto non faccia il sodio)
La differenza è così grande che il cloro si prende entrambi gli elettroni (si tiene il suo e strappa l'elettrone di valenza al sodio)
Cl
Na
LEGAME IONICO
E > 1,9
TIPI DI FORMULE CHIMICHE
FORMULA DI STRUTTURA
FORMULA MINIMA O EMPIRICA
FORMULA MOLECOLARE O BRUTA
Indica il rapporto di combinazione tra gli atomi che formano la molecola
Indica il numero di atomi di ogni elemento presente nella molecola
Indica come gli atomi sono legati tra loro nella molecola
+info
LE FORMULE CHIMICHE
Tutto chiaro
Svolgi gli esercizi della SCHEDA 2
IL LEGAME IONICO
Se la differenza di elettronegatività tra i due atomi legati è > 1,9
gli e- di legame si trasferiscono completamente sull'atomo più elettronegativo
l'atomo più elettronegativo acquista elettroni diventando un anione, mentre l'atomo meno elettronegativo perde elettroni diventando un catione
Si formano due ioni con carica opposta tra i quali si esercita una attrazione elettrostatica che tiene uniti i due atomi
LEGAME IONICO
Il LEGAME IONICO è l'ATTRAZIONE ELETTROSTATICA tra particelle cariche di segno opposto, cationi e anioni
Il legame ionici si forma tra atomi metallici e non metallici
E > 1,9
ENa = 0,93 ECl = 3,16
E = 2,23
Cl
Na
Cloruro di sodio, NaCl
[ Na ]
[ Cl ]
Cl
Na
Na perde un e-, raggiungendo l'ottetto
Cl acquista un e-, raggiungendo l'ottetto
EMg = 1,31 ECl = 3,44
E = 2,13
Mg
Ossido di magnesiio, MgO
2-
2+
[ Mg ]
[ O ]
Mg
Mg perde due e-, raggiungendo l'ottetto
O acquista due e-, raggiungendo l'ottetto
+info
Quando gli atomi si uniscono con il legame ionico si ottengono i COMPOSTI IONICI
Aggregati di ioni + e ioni -, disposti in modo tale da formare un reticolo cristallino secondo uno schema ben preciso
Nel reticolo cristallino, gli ioni + e - "si impacchettano" il più possibile, secondo una geometria tipica di ogni composto ionico
La formula chimica che identifica i composti ionici è la FORMULA MINIMA indica il rapporto di combinazione tra ioni positivi e negativi, ma NON rappresenta la molecola di un composto.
Rerticolo cristallino del cloruro di sodio, NaCl Ogni ione Na+ è circondato da 6 ioni Cl- secondo una geometria ottaedrica e ogni ione Cl- è circondato da 6 ioni Na+ secondo una geometria ottaedrica. Nel reticolo cristallino, il repporto tra gli ioni Na+ e gli ioni Cl- è 1 : 1.
IL LEGAME METALLICO
I metalli si legano tra loro attraverso il LEGAME METALLICO, formando un RETICOLO CRISTALLINO
Ogni atomi perde i propri elettroni esterni, trasfromandosi in uno ione positivo; gli elettroni persi vengono condivisi tra più nuclei
TEORIA DEL MARE DI ELETTRONI
Ioni metallici positivi
Elettroni mobili dlocalizzati su tutto il reticolo cristallino
Il LEGAME METALLICO è l'ATTRAZIONE ELETTROSTATICA tra ioni metallici positivi e elettroni mobili che li circondano
Il legame metallico si forma tra atomi metallici
Tutto chiaro
Svolgi gli esercizi della SCHEDA 3
LA TEORIA V.S.E.P.R.
GEOMETRIA DELLE MOLECOLE
Per geometria di una molecola si intende il modo in cui gli atomi si dispongono nello spazio intorno all’atomo centrale
Per descrivere la forma di una molecola
LUNGHEZZA DI LEGAME
ANGOLO DI LEGAME
distanza tra i nuclei dei due atomi uniti dal legame covalente
angolo formato dagli assi che congiungono i nuclei degli atomi legati
Geometria della molecola di H2O
Lunghezza di legame: 0,96A
Angolo di legame: 104,5°
TEORIA V.S.E.P.R.
(Valence Shell Electron-Pair Repulsion, R. Gillespie - 1957 )
per predire la geometria di una molecola
2 PRINCIPI FONDANTI
la disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero TOTALE di coppie elettroniche di valenza che circondano l’atomo centrale
le coppie elettroniche si collocano alla massima distanza possibile le une dalle altre a causa di: REPULSIONE ELETTRONICA INGOMBRO STERICO
- rappresentare la STRUTTURA DI LEWIS della molecola
- CONTARE quante coppie elettroniche di legame e non condivise sono presenti intorno all’atomo centrale
- SCEGLIERE la geometria che permette a tutte le coppie elettroniche (sia di legame che non condivise) di stare alla massima distanza possibile tra loro IN BASE AL LORO NUMERO.
COME DETERMINARE LA GEOMETRIA DI UNA MOLECOLA
2 coppie elettroniche → geometria LINEARE3 coppie elettroniche → geometria TRIANGOLARE PLANARE4 coppie elettroniche → geometria TETRAEDRICA5 coppie elettroniche → geometria BIPIRAMIDALE TRIGONALE6 coppie elettroniche → geometria OTTAEDRICA
Esempi in cui tutte le coppie elettroniche intorno all’atomo centrale sono coppie di legame e tutti i legami sono semplici
… e se sull’atomo centrale sono presenti coppie elettroniche non condivise o se l’atomo centrale forma legami multipli
EFFETTO DELLE COPPIE NON CONDIVISE SULL'ANGOLO DI LEGAME
L’ANGOLO DI LEGAME SI RIDUCE all’aumentare del numero di numero di coppie elettroniche non condivise sull’atomo centrale
- Le coppie elettroniche non condivise OCCUPANO PIU' SPAZIO delle coppie elettroniche di legame
- La REPULSIONE tra due coppie elettroniche non condivise è MAGGIORE della repulsione tra una coppia di elettroni liberi e una condivisa, che è maggiore della repulsione tra due coppie di elettroni condivisi
I LEGAMI MULTIPLI NELLA DETERMINAZIONE DELLA GEOMETRIA
I legami covalenti doppi e tripli
valgono come un legame singolo
Tutto chiaro
Svolgi gli esercizi della SCHEDA 4
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LEGAMI CHIMICI
prof.gfranchi
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I LEGAMI CHIMICI
La regola dell'ottetto
INDEX
Il legame covalente
Il legame ionico
Il legame metallico
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La teoria V.S.E.P.R.
LA REGOLA DELL'OTTETTO
Gli unici elementi che in natura esistono come ATOMI SINGOLI sono i GAS NOBILI; tutti gli altri elementi si combinano con altri atomi dello stesso tipo o di tipo diverso attraverso i LEGAMI CHIMICI, pertanto esistono in natura sotto forma di molecole, composti ionici o composti metallici
PERCHè GLI ATOMI FORMANO I LEGAMI CHIMICI?
Gli unici elementi che in natura esistono come ATOMI SINGOLI sono i GAS NOBILI perché sono gli unici elementi della tavola periodica che hanno l’ultimo livello elettronico completo, ovvero occupato da 8 elettroni (2 nel caso dell’elio) Questa configurazione con 8 elettroni esterni (OTTETTO ELETTRONICO) RENDE L’ATOMO PARTICOLARMENTE STABILE
Elio Neon Argon
Configurazione elettronica dei gas nobili (gruppo VIII)
Kripton Xenon Radon
Configurazione elettronica di altri elementi
Sodio (I) Magnesio (II) Alluminio (III) Silicio (IV)
Fosforo (V) ZOlfo (VI) Cloro (VII)
Tutti gli altri atomi riescono a raggiungere l’ottetto elettronico combinandosi tra loro attraverso i LEGAMI CHIMICI FORZE DI ATTRAZIONE che si stabiliscono tra gli elettroni del livello più esterno (ELETTRONI DI VALENZA) e i NUCLEI DI DUE O PIÙ ATOMI uguali o diversi
Gli elettroni di valenza sono quelli che occupano l'ultimo livello energetico. Ad esempio, il fluoro ha 7 elettroni di valenza
(7 sono gli elettroni che occupano l'ultimo livello)
Ogni atomo, in base al numero di elettroni di valenza, tende a cedere, acquistare o mettere in comune gli elettroni necessari al raggiungimento dell'ottetto. Quindi, gli atomi formano i legami al fine di raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino nel periodo
LA REGOLA DELL'OTTETTO Gilbert L. Lewis, 1916
Per la formazione dei legami chimici, gli atomi utilizzano solo gli elettroni del livello più esterno (ELETTRONI DI VALENZA) Per gli elementi dei gruppi principali coincide con il numero romano del gruppo
LA SIMBOLOGIA DI LEWIS
Simbolo dell’elemento con intorno tanti «pallini» quanti sono gli elettroni esterni
Mg
Na
Fosforo (V)
Sodio (I)
Mg
Zolfo (VI)
Magnesio (II)
Esempi simbolofia di Lewis
Al
Cl
Cloro (VII)
Alluminio (III)
Si
Ar
Argon (VIII)
Silicio (IV)
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TIPI DI LEGAMI CHIMICI
LEGAME METALLICO
LEGAME COVALENTE
LEGAME IONICO
Condivisione di uno o più elettroni esterni con altrettanti elettroni esterni di un altro atomo
Trasferimento di uno o più elettroni esterni da un atomo (perde e-) a un altro atomo (acquista e-)
Condivisione di uno o più elettroni esterni con cationi dello stesso tipo
tra metalli e non metalli
tra atomi non metallici
tra atomi metallici
Ioni
Atomi
Particelle con una carica netta (positiva o negativa; derivano infatti dagli atomi a seguito della perdita o dell'acquisto di 1 o più elettroni
Particelle neutre perchè formate dallo stesso numero di protoni ed elettroni, particelle subatomiche che hanno la stessa carica elettrica (1,6 x 10-19 C), ma di segno opposto
VS
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Tutto chiaro
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IL LEGAME COVALENTE
Il LEGAME COVALENTE è la CONDIVISIONE di una o più coppie di elettroni tra gli atomi legati (non metalli) Gli ELETTRONI DEL LEGAME COVALENTE, che tengono insieme i 2 atomi, non appartengono più ognuno al suo atomo, ma APPARTENGONO A ENTRAMBI GLI ATOMI LEGATI
Il legame covalente si forma tipicamente tra atomi di non metalli
Atomo di fluoro, F (VII)
Atomo di idrogeno, H (I)
Possiede 1 e- nel livello esterno; vorrebbe averne 2 come l’elio, il gas nobile più vicino a lui nel periodo, per raggiungere la stabilità
Possiede 7 e- nel livello esterno; vorrebbe averne 8 come il neon, il gas nobile più vicino a lui nel periodo, per raggiungere la stabilità
Per raggiugere l’ottetto, i due atomi si avvicinano, sovrappongono le loro orbite più esterne, mettendo in comune ciascuno 1 elettrone di valenza
Gli elettroni messi in comune appartengono ad entrambi gli atomi legati, risentendo dell'attrazione di entrambi i nuclei; grazie alla formazione del legame covalente, entrambi gli atomi raggiungono l’ottetto, diventando stabili
Molecola di acido fluoridrico, HF
Atomo di idrogeno, H (I)
Atomo di fluoro, F (VII)
Molecola di acido fluoridrico, HF
Coppia elettronica non condivisa
(2 e- non utilizzati per la formazione dei legami)
legame covalente
Coppia elettronica di legame
(2 e- utilizzati per la formazione dei legami)
Quando gli atomi si uniscono con il legame covalente si ottengono le MOLECOLE
Aggregati neutri di atomi legati tra loro dal legame covalente, capaci di esistere in modo indipendente allo stato aeriforme, allo stato liquido e allo stato solido
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ESEMPI DI MOLECOLE (1)
TIPI DI LEGAMI COVALENTI
in base al numero di coppie elettroniche condivise tra due atomi
LEGAME COVALENTE TRIPLO
LEGAME COVALENTE SEMPLICE
LEGAME COVALENTE DOPPIO
Messa in comune di 1 coppia di elettroni tra i due atomi legati
Messa in comune di 2 coppie di elettroni tra i due atomi legati
Messa in comune di 3 coppie di elettroni tra i due atomi legati
Cl
Cl
Cloro, Cl2
Ossigeno, O2
Azoto, N2
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ESEMPI DI MOLECOLE (2)
ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL'OTTETTO
Secondo la regola dell’ottetto gli atomi, quando si legano per formare molecole, tendono ad acquistare, perdere o condividere elettroni in modo da avere otto elettroni nel loro livello più esterno. Ci sono tuttavia casi in cui la regola dell’ottetto non viene rispettata, ad esempio:
quando gli elettroni di valenza sono troppi
quando gli elettroni di valenza sono pochi
L'OTTETTO NON VIENE RAGGIUNTO
L'OTTETTO VIENE SUPERATO
Pentafluoruro di fosforo, PF5
Idruro di boro, BH3
SO2 (anidride solforosa)
Lo zolfo supera l’ottetto perché arriva ad avere 10 elettroni esterni
MA ATTENZIONE! In questo caso è possibile rispettare la regola dell’ottetto utilizzando un altro tipo di legame covalente chiamato LEGAME COVALENTE DATIVO
Il LEGAME COVALENTE DATIVO è un legame covalente semplice, quindi un legame in cui viene messa in comune una coppia di elettroni tra i due atomi legati, MA la coppia di elettroni messa in comune proviene da uno solo dei due atomi legati
Si forma tra un atomo che ha un «eccesso» di elettroni (perchè ha già raggiunto l'ottetto e funziona da "donatore") e un atomo carente di elettroni (perchè non ha raggiunto l'ottetto e funziona da "accettore")
SO2 (anidride solforosa)
Lo zolfo, grazie al legame doppio con un atomo di ossigeno raggiunge l’ottetto, quindi lega l’altro atomo di ossigeno con un legame covalente dativo («prende» 2 dei suoi elettroni esterni e li mette in comune con l’ossigeno che non utilizza alcun elettrone per la formazione del legame)
Il legame covalente dativo si indica con una freccia dall’atomo "donatore" (zolfo) all’atomo "accettore" (ossigeno)
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ESEMPI DI MOLECOLE (3)
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ESEMPI DI IONI POLIATOMICI
L'ELETTRONEGATIVITA'
L'elettronegatività (E) è una grandezza che esprime la capacità di un atomo di tirare verso di sè gli elettroni di un legame. Atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso valore di elettronegatività, mentre atomi diversi possono avere elettronegatività molto diverse. Esistono diverse scale dell'elettronegativa; quella più utilizzata è la scala di Pauling, in cui l'elettronegatività assume valori compresi tra 0,70 (elettronegatività del francio, l'atomo meno elettronegativo) e 3,98 (elettronegatività del fluoro, l'atomo più elettronegativo). La differenza di elettronegatività tra coppie di atomi è fondamentale per capire il tipo di legame che si può formare tra loro.
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TIPI DI LEGAMI COVALENTI
in base ai valori di elettronegatività degli atomi legati
LEGAME COVALENTE NON POLARE (APOLARE O PURO)
LEGAME COVALENTE POLARE
Se i due atomi legati sono uguali, hanno la stessa elettronegatività, quindi "tirano" verso di sè gli elettroni di legame con la stessa forza
Se i due atomi legati sono diversi, hanno elettronegatività diverse, quindi "tirano" verso di sè gli elettroni di legame con forze diverse
Gli elettroni di legame sono più spostati verso l'atomo più elettronegativo
Gli elettroni di legame sono equamente distribuiti tra i due atomi legati
I due atomi legati sono uguali hanno la stessa elettronegatività (E = 3,16)
Cloro, Cl2
E = 0
Cl
Cl
LEGAME COVALENTE NON POLARE (APOLARE O PURO)
"tirano" verso di sè gli elettroni di legame con la stessa forza
gli elettroni di legame sono equamente distribuiti tra i due atomi di cloro legati
I due atomi legati sono diversi
Acido cloridrico, HCl
Cl
hanno elettronegatività diverse: EH = 2,20; ECl = 3,16
LEGAME COVALENTE POLARE
E = 0,96
Cl "tira" verso di sè gli elettroni del legame più fortemente rispetto a H
Cl
Sull'atomo più elettronegativo resta una parziale carica elettrica negativo
Sull'atomo meno elettronegativo resta una parziale carica elettrica positiva
gli elettroni di legame sono più spostati verso Cl (l'atomo più elettronegativo)
EH = 2,20 EF = 3,98
E = 1,78
Acido fluoridrico, HF
+ POLARE
E = 0,9
EH = 2,20 ECl = 3,16
Cl
Acido cloridrico, HCl
E = 0,96
EH = 2,20 EBr = 2,96
Br
Acido bromidrico, HBr
E = 0,76
EH = 2,20 EI = 2,66
E = 0,46
- POLARE
Acido iodidrico, HI
La polarità del legame aumenta all'aumentare della della differenza di elettronegatività tra i due atomi legati
ENa = 0,93 ECl = 3,16
E = 2,23
Cl
Na
Cloruro di sodio, NaCl
Il cloro è molto più elettronegativo rispetto al sodio (il cloro "tira" verso di sè gli elettroni del legame molto più fortemente di quanto non faccia il sodio)
La differenza è così grande che il cloro si prende entrambi gli elettroni (si tiene il suo e strappa l'elettrone di valenza al sodio)
Cl
Na
LEGAME IONICO
E > 1,9
TIPI DI FORMULE CHIMICHE
FORMULA DI STRUTTURA
FORMULA MINIMA O EMPIRICA
FORMULA MOLECOLARE O BRUTA
Indica il rapporto di combinazione tra gli atomi che formano la molecola
Indica il numero di atomi di ogni elemento presente nella molecola
Indica come gli atomi sono legati tra loro nella molecola
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LE FORMULE CHIMICHE
Tutto chiaro
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IL LEGAME IONICO
Se la differenza di elettronegatività tra i due atomi legati è > 1,9
gli e- di legame si trasferiscono completamente sull'atomo più elettronegativo
l'atomo più elettronegativo acquista elettroni diventando un anione, mentre l'atomo meno elettronegativo perde elettroni diventando un catione
Si formano due ioni con carica opposta tra i quali si esercita una attrazione elettrostatica che tiene uniti i due atomi
LEGAME IONICO
Il LEGAME IONICO è l'ATTRAZIONE ELETTROSTATICA tra particelle cariche di segno opposto, cationi e anioni
Il legame ionici si forma tra atomi metallici e non metallici
E > 1,9
ENa = 0,93 ECl = 3,16
E = 2,23
Cl
Na
Cloruro di sodio, NaCl
[ Na ]
[ Cl ]
Cl
Na
Na perde un e-, raggiungendo l'ottetto
Cl acquista un e-, raggiungendo l'ottetto
EMg = 1,31 ECl = 3,44
E = 2,13
Mg
Ossido di magnesiio, MgO
2-
2+
[ Mg ]
[ O ]
Mg
Mg perde due e-, raggiungendo l'ottetto
O acquista due e-, raggiungendo l'ottetto
+info
Quando gli atomi si uniscono con il legame ionico si ottengono i COMPOSTI IONICI
Aggregati di ioni + e ioni -, disposti in modo tale da formare un reticolo cristallino secondo uno schema ben preciso
Nel reticolo cristallino, gli ioni + e - "si impacchettano" il più possibile, secondo una geometria tipica di ogni composto ionico
La formula chimica che identifica i composti ionici è la FORMULA MINIMA indica il rapporto di combinazione tra ioni positivi e negativi, ma NON rappresenta la molecola di un composto.
Rerticolo cristallino del cloruro di sodio, NaCl Ogni ione Na+ è circondato da 6 ioni Cl- secondo una geometria ottaedrica e ogni ione Cl- è circondato da 6 ioni Na+ secondo una geometria ottaedrica. Nel reticolo cristallino, il repporto tra gli ioni Na+ e gli ioni Cl- è 1 : 1.
IL LEGAME METALLICO
I metalli si legano tra loro attraverso il LEGAME METALLICO, formando un RETICOLO CRISTALLINO
Ogni atomi perde i propri elettroni esterni, trasfromandosi in uno ione positivo; gli elettroni persi vengono condivisi tra più nuclei
TEORIA DEL MARE DI ELETTRONI
Ioni metallici positivi
Elettroni mobili dlocalizzati su tutto il reticolo cristallino
Il LEGAME METALLICO è l'ATTRAZIONE ELETTROSTATICA tra ioni metallici positivi e elettroni mobili che li circondano
Il legame metallico si forma tra atomi metallici
Tutto chiaro
Svolgi gli esercizi della SCHEDA 3
LA TEORIA V.S.E.P.R.
GEOMETRIA DELLE MOLECOLE
Per geometria di una molecola si intende il modo in cui gli atomi si dispongono nello spazio intorno all’atomo centrale
Per descrivere la forma di una molecola
LUNGHEZZA DI LEGAME
ANGOLO DI LEGAME
distanza tra i nuclei dei due atomi uniti dal legame covalente
angolo formato dagli assi che congiungono i nuclei degli atomi legati
Geometria della molecola di H2O
Lunghezza di legame: 0,96A
Angolo di legame: 104,5°
TEORIA V.S.E.P.R.
(Valence Shell Electron-Pair Repulsion, R. Gillespie - 1957 ) per predire la geometria di una molecola
2 PRINCIPI FONDANTI
la disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero TOTALE di coppie elettroniche di valenza che circondano l’atomo centrale
le coppie elettroniche si collocano alla massima distanza possibile le une dalle altre a causa di: REPULSIONE ELETTRONICA INGOMBRO STERICO
COME DETERMINARE LA GEOMETRIA DI UNA MOLECOLA
2 coppie elettroniche → geometria LINEARE3 coppie elettroniche → geometria TRIANGOLARE PLANARE4 coppie elettroniche → geometria TETRAEDRICA5 coppie elettroniche → geometria BIPIRAMIDALE TRIGONALE6 coppie elettroniche → geometria OTTAEDRICA
Esempi in cui tutte le coppie elettroniche intorno all’atomo centrale sono coppie di legame e tutti i legami sono semplici … e se sull’atomo centrale sono presenti coppie elettroniche non condivise o se l’atomo centrale forma legami multipli
EFFETTO DELLE COPPIE NON CONDIVISE SULL'ANGOLO DI LEGAME
L’ANGOLO DI LEGAME SI RIDUCE all’aumentare del numero di numero di coppie elettroniche non condivise sull’atomo centrale
I LEGAMI MULTIPLI NELLA DETERMINAZIONE DELLA GEOMETRIA
I legami covalenti doppi e tripli valgono come un legame singolo
Tutto chiaro
Svolgi gli esercizi della SCHEDA 4
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