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Legami Chimici - Coggle Diagram

- - - - Con eccezione di H e He che gli bastano 2 elettroni per raggiungere la stabilità e gli elementi del blocco d che coinvolgono anche gli orbitali d
- - - - Si forma tra atomi decisamente non metallici e atomi decisamente metallici perche i primi tendono ad acquistare elettroni e gli altri a cederne
      - Si verifica quando tra gli atomi di legame c'è elevata differenza di elettronegatività
        
        > 1,7 - 1,9
      - Il metallo avrà bassa energia di ionizzazione mentre il non metallo alta affinità elettronica
        
        Gli ioni con cariche opposte verranno attratti dalla forza elettrostatica di Coulomb :explode:
        
        La forza di Coulomb stabilizza il composto e compensa l'energia spesa per rimuovere gli elettroni dal metallo (energia di ionizzazione)
        
        Il legame ionico si forma spontaneamente se l’energia rilasciata dall’attrazione elettrostatica supera l’energia richiesta per ionizzare il metallo :black_flag:
      - Si forma un reticolo cristallino
        
        Nella formazione del cristallo si libera energia che rende stabile il cristallo (energia reticolare)
      - Scarsi conduttori elettrici, diventano buoni se sciolti/fusi
    - - Legami che avvengono tra molecole che possiedono un dipolo elettrico permanente (differenze elevate di elettronegatività tra gli atomi che formano la molecola) :silhouettes:
      - Si formano tra molecole polari, che hanno un momento dipolare permanente (δ⁺ e δ⁻)
      - Diversi tipi
        
        Ione - dipolo e Ione - dipolo indotto
        
        Interazione tra uno ione carico (+ o -) e una molecola polare
        
        Per esempio H₂O (molecola polare) e Na⁺ formano un legame ione - dipolo con O che è il polo negativo e con Cl⁻ forma un legame ione - dipolo con H che è il polo positivo
        
        Le molecole di acqua, essendo polari, possono indurre dipoli temporanei nelle molecole o ioni vicini che magari sono apolari o meno polarizzati (ione - dipolo indotto)
        
        dipolo - dipolo e dipolo - dipolo indotto
        
        Anche dette forze di Van der Waals
        
        Tra i poli negativi e positivi dei dipoli si formano legami deboli dati dall'induzione elettrostatica
        
        dipolo indotto - dipolo indotto
        
        Anche dette forze di London
        
        Derivano da dipoli temporanei creati da fluttuazioni casuali nella distribuzione degli elettroni intorno agli atomi o molecole (molto deboli)
      - Sono legami deboli !!
    - - Interazione dipolo - dipolo forte
      - Coinvolge un atomo di idrogeno H e un atomo molto elettronegativo e piccolo (F,O,N)
      - L'atomo X, essendo molto elettronegativo (come F, O o N), attira fortemente gli elettroni di legame, caricandosi parzialmente negativamente (δ⁻)
        
        L’idrogeno legato a X si carica parzialmente positivamente (δ⁺) e viene attratto da una coppia di elettroni libera su un altro atomo elettronegativo (X) di una molecola vicina, formando un legame a idrogeno
      - Più forte di una forza di Van der Waals ma più debole di un legame covalente e covalente polare
      - Può formarsi fra molecole uguali o diverse (legame a idorgeno intermolecolare) oppure all'interno di una molecola (intramolecolare)
    - - Legame che permette agli elementi metallici di formare le struttre cristalline in cui ogni atomo lega con altri 8-12 atomi
      - Avendo bassa energia di ionizzazione, hanno pochi elettroni di valenza e non sarebbero possibili tanti legami
        
        Si forma un "mare di elettroni" delocalizzati su tutto il cristallo
        
        Se il cristallo viene sollecitato con un campo elettrico o termico gli elettroni sono liberi di muoversi, questo spiega la buona conducibilità termica/elettrica dei metalli
      - Banda di energia
        
        Quando molti atomi metallici si uniscono, i loro orbitali atomici si "sovrappongono" creando una banda di energia: una zona continua in cui gli elettroni si possono muovere liberamente, proprio come in un conduttore
        
        La creazione delle bande di energia porta alla creazione di bande con caratteristiche diverse
        
        Bande di valenza
        
        Gli elettroni sono legati
        
        Banda più esterna
        
        Band Gap (divario energetico tra le due bande)
        
        Se la banda di valenza è parzialmente riempita e le due bande si sovrappongono (Band Gap basso) il materiale si dice conduttore
        
        Se la banda di valenza è satura e il Band gap è alto, gli elettroni non riescono a passare da una banda all'altra neanche se sollecitati come ne iconduttori allora si dicono isolanti
        
        Poi vi sono i semiconduttori
        
        2 more items...
        
        Bande di conduzione
        
        Gli elettroni sono liberi di muoversi
        
        Bande riempite totalmente dagli elettroni
  - - - 2 teorie
        
        Teoria del Legame di valenza (VB)
        
        Gli atomi conservano la struttura elelttronica interna, si legano solo con gli elettroni più esterni :checkered_flag:
        
        Legame covalente puro
        
        Anche detto legame omeopolare
        
        Coinvolge due atomi uguali
        
        Gli elettroni vengono condivisi equamente dai due atomi (es H₂,O₂)
        
        Il numero di coppie di elettroni condivise prende il nome di ordine di legame
        
        Elettronegatività = 0
        
        Legame covalente polare
        
        Coinvolge atomi diversi
        
        Siccome i due atomi sono diversi è diversa anche la loro elettronegatività
        
        Si avrà un addensamento di carica elettrica su uno dei 2 atomi che diverrà negativo rispetto all'altro :red_flag:
        
        Si forma un dipolo!
        
        es: ᵟ⁺H - Clᵟ⁻
        
        δ indicano i poli!
        
        Se la differenza di elttronegatività è compresa tra 0 e 1,7 o 1,9 il legame è Covalente polare, se spuperiore è Ionico
        
        Legame dativo
        
        Anche detto legame di coordinazione
        
        I 2 elettroni coinvolti nel legame sono forinti solo da uno dei due atomi (atomo donatore), mentre l'altro atomo mette a disposizione un orbitale vuoto per ricevere la coppia (atomo acettore)
        
        L'atomo accettore deve essere più elettronegativo del donatore, e deve disporre di un orbitale vuoto oppure riorganizzare la sua configurazione per ottenerlo
        
        Differisce dal covalente solo per meccanismo di accoppiamento, può anche essere rappresentato come una freccia (→) dal donatore all'accettore
        
        Ibridizzazione
        
        Trattazione matematica che consiste nel mescolare orbitali atomici diversi per ottenere altrettanti orbitali ibridi isoenergetici :star:
        
        Serve per ottenere orbitali ibridi che spieghino la geometria dei legami chimici
        
        Passaggi
        
        Trovo l'atomo centrale e conto elettroni di valenza
        
        Guardo gli altri atomi e vedo quanti legami sigma ci sono tra tutti (i pi non contano)
        
        Faccio elettroni di valenza atomo centrale - numero legami sigma e vedo quante coppie di lettroni rimangono (coppie solitarie)
        
        Sommo legami sigma e numero di coppie solitarie il numero che uscirà (regioni elettroniche) mi dirà che ibridazione è
        
        Regioni elettroniche = 2 ⇒ sp (lineare 180°)
        
        Regioni elettroniche = 3 ⇒ sp² (trigonale planare 120°)
        
        Regioni elettroniche = 4 ⇒ sp³ (tetraedrica 109,5°)
        
        Regioni elettroniche = 5 ⇒ sp³d (bipiramide trigonale)
        
        Regioni elettroniche = 6 ⇒ sp³d² (ottaedrica)
        
        Tipi di legame
        
        Sigma (σ)
        
        Legame forte, si verifica frontalmente lungo l'asse tra i due nuclei (s-s,s-p,p-p (in asse), orbitali ibridi)
        
        Pi greco (π)
        
        Legame debole, si verifica lateralmente sopra e sotto l'asse tra i due nuclei, (avviene tra orbitali p non ibridati) nei legami doppi e tripli...
        
        Risonanza ed elettroni delocalizzati
        
        Alcune molecole non possono essere rappresentate da una sola struttura di Lewis. Si usano quindi strutture di risonanza, che indicano la delocalizzazione degli elettroni tra più atomi.
        
        In sistesi
        
        La risonanza serve quando una sola struttura di Lewis non basta a rappresentare correttamente una molecola.
        
        Quindi si disegnano più strutture possibili, collegate da una freccia a doppia punta (↔) per dire:
        
        "La verità sta nel mezzo", cioè la molecola reale è una media (ibrido) tra quelle strutture.
        
        Teoria dell'Orbitale Molecolare (MO)
        
        Spiega la formazione dei legami chimici considerando orbitali molecolari estesi su tutta la molecola, non solo localizzati tra due atomi (come in Lewis o nel legame di valenza).
        
        Gli elettroni non appartengono a un solo atomo, ma si distribuiscono in tutta la molecola
        
        Numero di legame = ((elettroni leganti - elettroni antileganti)/2)