LEGAME CHIMICO 2 E STRUTTURA
modello: Valence shell electron Pair Repulsion (VSEPR) (repulsione della coppia di elettroni a guscio di valenza)
coppie elettroniche che non condivise occupano più spazio nello spazio (a disposizione) e hanno repulsione
eccezione regola ottetto
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2 possibili forme, strutture per formaldeide (CH2O)
rappresentazione Lewis per elemini del gruppo principale e gas nobili
come teoria Lewis spiega legami in H2 e F2?
come scrivere la struttura Lewis
carica formale e struttura di Lewis
legame covalente:
i punti intorno
rappresentano gli elettroni
più esterni,
e sono quelli per
esplicare
il legame,
e secondo il gruppo
in cui stiamo,
in cui ci troviamo
è legame chimico in cui 2 o + elettroni
sono condivisi
da 2 atomi
perchè atomi devono
condividere elettroni?
per raggiungere ottetto
quindi equilibrio
vari tipi:
singolo
in cui vi è legame singolo,
e 2 elettroni in comune
doppio
doppio legame
4 elettroni in comune
triplo
triplo legame
6 elettroni in comune
gli elettroni accoppiati esterni,
sono dette coppie
non condivise
(es. F-F)
(es. O=C=O)
es. N (triplo legame) N)
il legame chimico,
è condivisione elettroni,
e come sono
disposti nello spazio,
e a seconda
di dove siamo
nella tavola periodica,
e abbiamo:
blocco P: destra
blocco d: centro
blocco S: sinistra,
8sono metalli)
2) contare
3) completare
1) disegnare
4) se la struttura
lo scheletro
del composto,
mostrando come
gli atomi
sono legato
'uno all'atro,
e l'elemento meno
elettronegativo,
(più a sinistra nella tavola),
è posto al centro
della struttura
il numero totale
(elettronegatività umana
da sinistra a destra,
basso in alto)
degli elettroni
di valenza e-,
aggiungere 1 per
ogni carica negativa,
e sottrarre 1 per
ogni carica positiva
l'ottetto
per tutti gli atomi
partendo da
quelli più elettronegativi
tranne l'idrogeno,
contiene
troppi elettroni
ed alcuni atomi
non hanno raggiunti
l'ottetto,
formare
doppi
e tripli legamio
con atomo centrale
scrivere la struttura di Lewis per il trifluoro di azoto (NF3)
scrivere la struttura di Lewis per ioni carbonato (CO3 2-)
ed ho,
step 4:
step 2:
step 3:
step 1:N (azoto)
è meno elettronegativo
del F (fluoro),
qunidi N va la centro,
contare elettroni
di valenza
N -5 (2S2 2P3)
e F -7 (2S2 2P5)
5+(3x7)=26
elettroni di valenza
disegnare i legami
singolo
fra N e F
e completare
gli ottetti
sui 2 atomi,
controllare se numero
di e- nella struttura
è uguale al numero
di e- di valenza
3 legami singoli (3x2) +10 coppie solitarie
i totale 26 elettroni
di valenza
(1 azoto e 3 fluoro)
step 3:
avremo per raggiungere
step 2:
step 4:
step 1:
C è meno elettronegativo
di O,
qunidi porre al centro
C
contare gli elettroni
di valenza
C -4 (2S2 sP2)
e o -6 (2S2 2P4) -2 cariche
-2e-
qunidi 4+ (3x6) +2= 24 elettroni
disegnare
i legami singoli
fra C e O,
e completare ottetti su C e O
formare i legami
doppi
e ricontrollare numero e-
24 elettroni:
2 legami singoli (2x2)=4
2 doppio= 4 elettroni
e 8 coppie solitarie
(8x2)=16
vi è regola carica formale:
qunidi con
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la somma delle cariche
H-C-O-H
carica formale su un atomo ni una struttura di Lewis
o 2H legate a C-O
non violano regola Levwis,
quale scelgo?
di un atomo
è la differenza
fra numero
di elettroni di valenza
in un atomo isolato
e il numero
di elettroni
assegnati
a quell'atomo
in una struttura di Lewis
= numero tot. di e- di valenza nell'atomo libero
(meno)--numero tot. di e- di non legame
(meno)---1/2 (numero tot. e- di legame)
formali
degli atomi
in una molecola
o ione
deve essere
uguale alla carica
della molecola
o ione
2 strutture,
entrambi valide,
mi conviene ricorrere
alla carica formale,
per capire così
quale è quella coretta
1) H-C=O-H
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carica formale
C-4 e-, O -6 e-, 2H -2x1 e-= 12 e-
1 doppio legame=4
2 coppie solitarie =4
2 legami singolo (2x2)=4
totale 12 e-
sul C= 4-2-1/2x6=-1
sul O= 6-2 -1/2x6= +1
2) 2 H legati a C=(dopp. legame) O
C-4 e-, O -6 e-, 2H -2x1 e-= 12 e-
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1 doppio legame=4
2 coppie solitarie =4
2 legami singolo (2x2)=4
totale 12 e-
carica formale
sul C= C-0-1/2x8= 0
sul O= 6-4-1/2x4= 0
quindi scelgo
seconda struttura
2) le strutture di Lewis
3) fra le strutture
1) per molecole neutre,
selezione dove
la struttura di Lewis,
in cui non ci siano
cariche formali
è preferibile
ad una in cui
le cariche formali
siano presenti
aventi elevate cariche formali
sono meno plausibili
di quelle aventi
piccole cariche formali,
di Lewis
aventi la stessa distribuzione
di cariche formali,
è da preferire quella
in ci la cariche foemali
negative
sono poste sull'atomo
più elettronegativo
le cariche forali
sono le più basse
una struttura di risonanza:
O-(meno) -- O+ = O <--> O= O+-- O-(meno)
si ottiene
quando si possono
scrivere 2 o +
strutture di Lewis
per una singola molecola
che non può essere
accuratamente
rappresentata
da un unica
struttura di Lewis
molecole con
ottetto incompleto
ottetto espanso
BeH2
Be -2e-
2H -2x1e-
tot=4 e-
BF3
B -3e-
3F -3x7e-
tot= 24 e-
H-Be-H
a B legati 3 F
3 legami singoli (3x2)=6
9 coppie solitarie
(2x9)= 18
tpt. 24
(3 su ogni F)
elettroni dispari
NO
N -5e-
o -6e
tot. 11
N=O
O 2 coppie solitarie
n 1 coppi solitaria+ 1 e-
(atomo centrale
con numero quantico
principale n8mag)>2)
SF6
S -6e-
6F -42e-
tot 48
S al centro
con 6 F legate
con legame singolo
(ogni F ha 3 coppie solitaire)
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6 legami semplici (6x2)=12
e 18 coppi solitarie
(18x2) 36
tot= 48
le coppie legame bolding definiscono il numero legami o ione coppie sull'atomo centrale
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predice la geometria
della molecola
della repulsione
elettrostatica
fra le coppie di elettroni
(bonding, non bonding)
bomding=
non bonding=
elettroni di legame
elettroni di non legame
(coppie solitarie)
(determinano in base
alla repulsione
la geometria
delle molecole
in un volume)
triangolare planare
tetraedrica
lineare
triangolo bipiramidale
ottaedrica
es, cloruro di berillio,
es. trifluoro di boro,
es. metano,
. penta cloruro di fosforo,
es. esafluoruro di zolfo
e vi è l'atomo
e ottaedrica=bipiramidale,
la differenza nel tempo
elementi ì di non legame:
è l'evoluzione
la Lewis al legame di valenza,
la centro che è
il meno elettronegativo
a base quadrata,
unico che da fuori
è tetraedro
si respingono,
influenzano
la struttura
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NH3= copia di non pairs
ammoniaca=CH4
repulsione coppia di legame vs coppia di legame<
(non condivisi)
repulsione ione paris vs coppia di legame<
repulsione ione paris vs ione paris
secondo VSEPR
disposizione coppia e-
AB4
AB3E
AB2E
AB2E2
AB3
AB5
AB4E
AB3E2
AB2E3
AB6
AB5E
AB4E2
triangolare planare,
triangolare planare,
tetraedica,
tetraedrica,
tetraedrica
triangolare bipiramidale,
triangolare bipiramidale,
triangolare bipiramidale,
triangolare bipiramidale,
ottaedro,
ottaedro,
ottaedro,
geometria molecolare
AB4
tetraedica,
AB3E
triangolare piramidale,
AB2E
piegata,
AB2E2
piegata,
AB3
triangolare planare,
AB5
triangolare bipiramidale,
AB4E
tetraedro distorto,
AB3E2
forma T,
AB2E3
lineare,
AB6
ottaedro,
AB5E
piramide quadrata,
AB4E2
quadrato planare
predire la geometria
della molecola
2) contare il numero
3) usare VSEPR
1) disegnare
struttura Lewis
della molecola,
di coppie di e-
non condivisi (long pairs)
sull'atomo centrale
e il numero di atomi
legati all'atomo centrale,
per predire
geometria molecolare
quali sono
geometrie molecolari
di SO2 e SF4?
SO2=
O=S-O
AB2E (piegata)
(O ha 2, C 1, o 3 di coppie non condivise
SF4=
S al centro
e 4 legami singoli con F
(ogni F ha 3 coppie non condivise)
AB4E
tetraedro distorto
condivisione 2 elettroni
fra 2 atomi
entalpia di legami
lunghezza legame
sovrapposizione
1) H2 e2) F2
1) 436,4 KJ/mol
2) 150,6 KJ/mol
1) 74 pm
2) 142 pm,
1) 2 1s
2) 2 2p
teoria di legame
di valenza,
i legami sono
formati dalla
condivisione
di e- grazie
alla sovrapposizione
di orbitali atomici
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e se mi avvicino troppo,
l'energia potenziale
si introduce
l'energia è 0,
la condivisione
di orbitali
una sovrapposizione
di orbitale
per fare legami,
può essere + o -
se troppo disamanti,
e aumenta
man mano che atomi,
si avvicinano,
cominciano a risentire
di forze di attrazione
di elettroni di valenza
ossia gli orbitali
oltre raggio atomico,
i 2 nuclei al centro,
cominciano a respingersi
teoria legame di valenza
ed evoluzione
del VSEPR
perchè prendo
in considerazione
gli orbitali
e si ha una variazione
della densità elettronica
quando 2 atomi
di idrogeno
si avvicinano tra loro
teoria legame di valenza e NH3
N- 1s2, 2s2,2p3
3H- 1s1
se legami,
si formano dalla
sovrapposizione di
3 orbitali 2p dell'azoto,
con gli orbitali 1s
di ciascun atomo
di idrogeno,
quale potrebbe essere
la geometria molecolare di NH3?
uso di 3 orbitali 2P darebbe 90°
angolo H-N-H
è invece 107,3
ibridazione
mescolamento,
di 2 o + orbitali atomici
per formare
un nuovo set
di orbitali ibridi
1) mescolare
orbitale ibrido-->
2) il numero
3) i legami covalenti
almeno 2 orbitali atomici
non equivalerti
(e.g. s e p)
gli orbitali ibridi
hanno forme molto differenti
da quelle degli
orbitali atomici
di partenza
degli orbitali ibridi
è uguale al numero
degli orbitali atomici
puri usati
nel processo
di ibridazione,
sono forme per:
a)sovrapposizione
b) sovrapposizione
di orbitali ibridi
con orbitali atomici
di orbitali ibridi con
altri orbitali ibridi
ha forme molto diverse
da orbitale atomico
1s 1p-->sp3
formazione orbitale ibrido sp3
da 2s, 2px, 2pz, 2py
con ibridazione,
orbitale ibrido
è più allungato,
e tende a dare
repulsione
a destra e sinistra
formazione orbitale ibrido sp
secondo punto 2:
es. BeCl2
uso 2 orbitali
formazione orbitale ibridi Sp2
come posso capire ibridazione di
1 atomo centrale?
1) disegnare
2) contare il numero
struttura Lewis
delle molecole,
di (lone pairs)
coppie elettroniche
non condivise
e il numero di atomi
legati all'atomo
cnetrale
of lone pairs + of bonded atoms
3
4
2
5
6
hibridazione
sp3,
sp3d,
sp2,
sp3d2
sp,
es)
BeCl2,
BF3,
CH4, NH3, H2O
PCl5,
SF6
sp2 ibridazione del carbonio
orbitale 2ps, non ibritizato
è perpendicolare
al piano
degli orbitali ibridi
legame in etilene C2H4
legami,
sigma=
densità elettronica
fra i 2 atomi,
Pi (p greco)=
densità elettronica
sopra
e sotto
il piano dei nuclei
degli atomi legati
legami sigma e pi( p greco)
legame doppio
triplo legame
legame singolo
1 legame sigma e 2 pi. greco
1 legame sigma e 1 pi. greco,
1 legame sigma,
legame chimico
legame intramolecolare
intermolecolare
legame ionico
legame covalente
eteropolare,
omopolare,
legame dativo
legame metallico
legame ione-dipolo,
legame dipolo-dipolo,
legame idrogeno,
legame di van der vals
(nella stessa molecola)
(tra molecole)
legami chimici
legame ionico
momenti di dipolo e molecole polari
legame covalente polare è un legame covalente
legame covalente puro o omopolare
legame dativo o di coordinazione
2 atomi
dello stesso elemento
che condividono
coppie di elettroni
H-H,
C=C,
N (triplo legame) N
con una densità elettronica
maggiore
su uno dei 2 atomi
H-F
(H è sigma +
F è sigma -)
su H reggiane povera
di elettroni,
e su F reggiane ricca
di elettrni
u=Q x r
q= carica,
r=distanza fra cariche
1D( Debye)= 3,36x 10 alla -30 C m
è la forza elettrostatica
che tiene
insieme
gli ioni in
un campo ionico
2 composti con
elettronegatività negativa
es)
Li +F--> lLi+ + F-
(inizialmente
Li 1 e-,
e F 7e-)
poi
(Li 0e-
F 8 e-)
(1s2 2s1)
(1S2 2S2 2P5)
(1s2)
(1S2 2S2 2P6)
viene spesso indicato,
questo differisce,
per indicare
dal covalente
per il fatto
che entrambi
gli elemini coinvolti,
derivano
dallo stesso atomo
o gruppo atomico
in fase di formazione,
da una freccia
che parte dall'atomo
donatore
e raggiunge
l'atomo aeratore
della coppia di elettroni
la reale struttura
si ricorre
agli ibridi
di risonanzao
oppure considerando
la delocalizzazione
degli elettroni
di legame
nelle formule
di risonanza
il legame dativo
viene indicato come
legame semplice
ma con localizzazione
di carica negativa
sull'atomo accettore
e positiva
sul donatore
modello degli elettroni liberi per i metalli
i metalli possono essere
questo modello spiega
i metalli
sono ottimi conduttori
di calore
ed elettricità
descritti
come un cristallo
formato
dai nuclei atomici
con un "mare di elettroni"
condiviso
fra tutti i nuclei
(liberi gli e-
di muoversi fra essi9
questo è il metodo
di elettroni liberi
per i metalli,
parecchie proprietà
dei metalli:
conducibilità termica:
malleabilità e duttilità:
conducibilità elettrica:
opacità e riflettanza (Shininess):
gli elettroni mobili
generano la corrente,
gli elettroni mobili
conducono anche
il calore,
deformando il metallo
ciascun catione
è ancora circondato
da un "mare
di elettroni",
così poca energia
è richiesta
sia per allungare
che per piegare
il metallo,
gli elettroni possono
avere un ampia gamma,
di energia,
così possono assorbire
e riemettere
parecchia lunghezza
d'onda della luce
teoria delle bande per i metalli (e altri solidi)
notiamo per
quando un campione contiene
consideriamo il litio,
una banda
come si formano
gli stati
e che aspetti hanno?
e vediamo gli MOs prodotti dalla
combinazione lineare
degli orbitali 2s
in Li2, Li3, Li4
ciascun atomo aggiunto:
un MO (orbitale molecolare) in più
si forma,
le energie
degli MOs
si fanno più vicine
un numero molto grande
di atomi di Li
(e.g. 6.022x10 alla 23 atomi
in 6,911g),
gli MO chiamati (stati),
così prodotti,
sono così vicini
in energia da formare
una banda
di livelli energetici
prende il nome
AOs(orbitali atomici) ca cui proviene
(e,g. banda 2s)
(sistema mos, metalli- ossidi- semoìiconduttori)