Legami chimici Orbitali molecolari Legami intermolecolari Lelettrone inafferrabile

Legami chimici Orbitali molecolari Legami intermolecolari

L’elettrone è “inafferrabile” • Le ricerche sulla meccanica quantistica del ventesimo secolo hanno portato a superare l’idea di concepire l’elettrone come una particella in movimento su traiettorie intorno al nucleo La teoria della meccanica quantistica descrive i sistemi come una sovrapposizione di stati diversi e prevede che il risultato di una misurazione non sia completamente arbitrario, ma sia incluso in un insieme di possibili valori: ciascuno di detti valori è abbinato a uno di tali stati ed è associato a una certa probabilità di presentarsi come risultato della misurazione

Orbitali • La meccanica quantistica prevede che non sia possibile associare contemporaneamente ad una particella una posizione ed una quantità di moto ben definita (Principio di Indeterminazione di Heisenberg). • Il concetto di orbita di un elettrone è sostituito da quello di orbitale, di traiettoria entro la quale è massima la probabilità di trovare una particella

Orbitale atomico un orbitale atomico viene approssimato con quella regione di spazio attorno al nucleo atomico in cui la probabilità di trovare un elettrone è massima (massima densità di probabilità) ed è delimitata da una superficie

La configurazione elettronica • Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni. Gli orbitali vengono riempiti partendo da quelli ad energia minima (stato fondamentale) e riempiendo, via, quelli ad energia superiore; se sono presenti degli orbitali degeneri (ovvero diverse distribuzioni spaziali a parità di livello energetico, come ad esempio i tre orbitali p) gli elettroni si distribuiscono preferenzialmente in modo da occuparne il maggior numero. • La disposizione degli elettroni negli orbitali atomici costituisce la configurazione elettronica di un atomo, dalla quale dipendono la reattività, la valenza e la geometria delle molecole che questi va a comporre.

Livelli energetici e configurazione elettronica ESEMPI idrogeno: 1 elettrone nell'orbitale 1 s -> 1 s 1 con un elettrone spaiato, è in grado di formare un legame semplice con gli altri atomi elio: 2 elettroni nell'orbitale 1 s -> 1 s 2 non ha elettroni spaiati, non è in grado di formare legami con gli altri atomi azoto: 2 elettroni nell'orbitale 1 s, 2 nel 2 s, 3 nel 2 p -> 1 s 2 2 p 3 con tre elettroni spaiati uno in ogni orbitale 2 p è in grado di formare tre legami (ammoniaca: NH 3)

ORBITALI MOLECOLARI Dalla sovrapposizione degli orbitali contenenti gli elettroni condivisi in un legame covalente, nascono gli orbitali molecolari s e p. Legame s : la nuvola elettronica avvolge omogeneamente la linea retta ideale che unisce i due nuclei. Legame p : la nuvola elettronica si trova ai due lati della linea retta ideale che unisce i due nuclei.

Orbitali molecolari sigma • Gli orbitali di due atomi si fondono o si sovrappongono a formare un nuovo orbitale, legame sigma s Legame sigma tra due orbitali s Legame sigma tra un 1 s e 2 pz • Legami s Si forma quando si ha sovrapposizione di due orbitali s, e quando un orbitale p si sovrappone ad un orbitale s o ad un altro orbitale p.

Es. LEGAME COVALENTE APOLARE : tra atomi uguali o aventi elettronegatività molto simile. Es. : Cl 2 Cl s 2 p 5 + Cl Legame s

Es. : O 2 O s 2 p 4 + O Legame s + Legame p

ORBITALI IBRIDI Gli atomi della stragrande maggioranza degli elementi , nel momento della formazione di legami covalenti, vanno incontro ad un rimescolamento dei loro orbitali allo stato fondamentale, formando i cosiddetti ORBITALI IBRIDI. Prendiamo in considerazione gli orbitali ibridi sp 3, sp 2 ed sp. sp 3: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 3 orbitali p. Sono 4 e sono diretti secondo i vertici di un tetraedro.

sp 2: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 2 orbitali p. Sono 3 e sono diretti a 120° l’uno dall’altro sullo stesso piano, secondo i vertici di un triangolo. sp: si formano per rimescolamento di 1 orbitale s e 1 orbitali p. Sono 2 e sono diretti linearmente a 180°.

• Nel caso di ibridazione sp 2, possono rimanere orbitali p, perpendicolari al piano dei legami sigma. • Se essi si sovrappongono si forma il legame pi greco, p Legame p-greco p

Se fra due atomi vi è una sola coppia di elettroni condivisa, questa si troverà sempre in un orbitale sigma (legame semplice, più forte); se le coppie condivise sono 2 o 3 (legame doppio o triplo), la prima è in un orbitale sigma, la seconda e la terza in uno pi greco.

Riassumendo: • una atomo ha ibridazione sp 3 (tetraedrica) se nella formula di struttura di Lewis NON partecipa a legami p • ha ibridazione sp 2 (triangolare) se partecipa ad un legame p • ha ibridazione sp (diagonale) se partecipa a due legami p Dall’orientamento nello spazio degli orbitali ibridi, dipende anche la forma delle molecole.

INTERAZIONI TRA MOLECOLE E TRA IONI E MOLECOLE Sono attrazioni più deboli dei legami veri e propri, poiché si instaurano fra molecole che già possiedono legami capaci di esistere in forma stabile. Sono importanti nel determinare le proprietà fisiche delle sostanze (stati di aggregazione, temperature di fusione, ebollizione, …). Sono di natura elettrostatica e si dividono in: 1. Forze di van der Waals 2. Legami a idrogeno (o a ponte di idrogeno) 3. Interazioni tra molecole polari (ione-dipolo).

1. Le FORZE DI VAN DER WAALS (o attrazioni fra molecole): forze elettrostatiche si esercitano fra molecole non polari o polari. - Fra molecole non polari (gas nobili allo stato liquido, iodio. . ) si instaurano perché si può ritenere che, in istanti definiti, il movimento degli elettroni provoca la formazione di dipoli istantanei che cambiano continuamente e polarizzano le molecole vicine. - Fra molecole polari, l’estremità positiva di una molecola attrae l’estremità negativa di un’altra: +d -d H ─ Cl l l H ─ Cl

L’intensità delle forze di van der Waals aumenta con l’aumentare delle dimensioni della molecola. Quando si esercitano fra molecole polari (H 2 O) e molecole apolari (gas come O 2), si ritiene che le molecole polari inducano un dipolo nelle molecole apolari. Queste interazioni spiegano i casi di solubilità di molecole apolari in acqua (benzene, ossigeno, azoto, …)

2. Il LEGAME A IDROGENO: attrazione che si esercita fra una atomo di idrogeno, legato covalentemente ad una atomo N, O, F (fortemente elettronegativi) di una molecola e un atomo di N, O, F, di un’altra molecola. Esempi: fra molecole d’acqua, fra molecole di ammoniaca, fra molecole di alcol e nei legami intramolecolari di proteine, polisaccaridi o acidi nucleici. A causa della presenza del legame idrogeno, l’acqua ha un punto di ebollizione maggiore rispetto a composti aventi lo stesso peso molecolare o poco maggiore (H 2 S).

LEGAME A IDROGENO e PUNTI di EBOLLIZIONE Si nota come in composti apolari quali CH 4, Si. H 4, il punto di ebollizione aumenta progressivamente con il peso molecolare, mentre negli altri composti polari vi sono delle discordanze come nell’NH 3, HF e H 2 O. La spiegazione di questo fenomeno risiede proprio nel legame idrogeno

3. Le INTERAZIONI FRA IONI E MOLECOLE POLARI: forze elettrostatiche si esercitano fra uno ione e più molecole polari. Un esempio classico è l’idratazione degli ioni del sale da cucina Na. Cl sciolto in acqua: in soluzione, gli ioni sono circondati da molecole d’acqua che rivolgono la loro estremità polarizzata di segno opposto alla carica dello ione: +d H H H +d Na+ O -d H Cl- +d H H O -d Si dice che in acqua gli ioni non sono nudi, ma circondati da un guscio di molecole d’acqua legate con interazione-dipolo.

In una molecola di questo tipo sono presenti atomi con elettronegatività simile (C e H: 2, 1) ed atomi con forte elettronegatività (O : 3, 5). Nella molecola vi è una parte apolare ed una polare.

e- + + - - e- + Il dipolo permanente induce (genera) nell’altra molecola un dipolo tale da generare interazioni attrattive. Se le due molecole si allontanano, il dipolo indotto sparisce.

Concludendo: • Il legame a ponte d’idrogeno è quello relativamente più forte • Seguono le interazioni fra molecole polari e poi quelle fra molecole apolari • I punti di ebollizione e fusione sono tanto più elevati quanto più intense sono le interazioni fra le molecole di una sostanza