Teoria legăturii chimice a evoluat paralel cu dezvoltarea chimiei: J.J. Berzelius a pus bazele legăturii ionice, A.M. Butlerov (1861) introduce, pentr

Transcriere

1 Teoria legăturii chimice a evoluat paralel cu dezvoltarea chimiei: J.J. Berzelius a pus bazele legăturii ionice, A.M. Butlerov (1861) introduce, pentru prima dată, noţiunile de structură chimică şi formulă structurală; în 1874, J.H. van t Hoff postulează orientarea tetraedrică a covalenţelor carbonului. Teoria legăturii covalente a fost expusă mult mai târziu, la începutul secolului XX, de G.N.Lewis (1916) şi Langmuir (1919). Ulterior, prin introducerea mecanicii cuantice de către Schrödinger (1926) evoluează şi teoria legăturii chimice L. Pauling introduce în 1931 noţiunea de hibridizare pentru atomul de carbon. Tratarea matematică a legăturii chimice s-a făcut pe două căi: metoda legăturilor de valenţă (MLV) şi metoda orbitalilor moleculari (MOM) 1

2 In compuşii chimici legăturile se clasifică în funcţie de energiile de legătură în: legături chimice, având energii de legătură de Kcal/mol, (aşa cum se află în legătura ionică, legătura covalentă, coordinativǎ şi legătura metalică) legături fizico-chimice, cu energii de legătură mici, de 5-10 Kcal/mol (aşa cum se află în legăturile de hidrogen, legăturile dipol-dipol şi legăturile van der Waals). Teoria electronicǎ (1916 G,N.Lewis si W.Kossel) - formarea legaturilor intre atomi se datoreaza tendintei elementelor de a ajunge la o configuratie electronica stabila, asemanatoare cu cea a unui gaz inert: - dublet (asemǎnǎtor heliului, He) - pentru hidrogen - octet ( asemǎnǎtor Ne, Ar, Kr, etc) pentru toate celelalte elemente Obţinerea unei configuraţii stabile se poate face în douǎ feluri: a) transfer de electroni de la un atom (care devine cation) la altul (care devine anion) Se formeaza o legǎtura ionicǎ sau electrovalentǎ care se bazeazǎ pe atracţia electrostaticǎ între ioni cu semn opus b) punere in comun de electroni pentru ca fiecare atom sa aibǎ o configuraţie stabilǎ, formându-se astfel o legaturǎ covalentǎ 2

3 Legǎtura ionicǎ sau electrovalentǎ formata prin cedare/acceptare de electroni potenţialul de ionizare mărime ce caracterizează capacitatea elementelor de a ceda electroni este energia necesară pentru extragerea unuia sau a mai multor electroni din atomul aflat în fază gazoasă pentru a forma ioni cu sarcină pozitivă. Primul potenţial de ionizare este dat de energia necesară pentru extragerea primului electron. electronegativitatea capacitatea unui element de a accepta electroni, în tendinţa de a forma o conformaţie stabilă, de gaz rar, pe ultimul strat electronic electropozitivitatea - capacitatea unui element de a ceda electroni în tendinţa de a forma o conformaţie stabilă, de gaz rar, pe ultimul strat electronic elementele aflate în stânga sistemului periodic (grupele I-III) sunt elemente electropozitive (care cedează electroni) elementele aflate în dreapta sistemului periodic (grupele V-VII) sunt elemente electronegative (cu afinitate pentru electroni). Numărul electronilor cedati / primiţi de atomi, cu formarea ionilor corespunzatori reprezintă valenţa elementelor respective. 3

4 Variatia caracterului electropozitiv / electronegativ în Sistemul Periodic al elementelor 4

5 Variatia electronegativitatii in Sistemul Periodic conform scalei lui Pauling Cele 4 elemente cu electronegativitatea cea mai ridicata sunt: N, O, F, Cl. MIN - Franciul MAX- Fluorul 5

6 Combinaţiile ionice sunt stabile termic şi solubile în solvenţi polari, ca de pildă apa. Atomul de hidrogen poate ceda electronul formand un proton H + (care este foarte reactiv / instabil). Elementele din perioada a II-a: Li Be B C N O F Ne Ex1: reacţia violentă a sodiului metalic (Na) cu clorul gazos (Cl 2 ) cu formarea unei sări stabile, clorura de sodiu (NaCl): Na + 1/2 Cl 2 2 NaCl Prin cedarea unui electron, sodiul capătă configuraţie stabilă de neon (Ne), iar clorul, prin acceptarea electronului cedat de sodiu, configuraţie stabilă de argon (Ar). După cum se observă, sodiul, prin cedarea unui electron se oxidează, în timp ce clorul, prin primirea unui electron se reduce. 1 e Z = 11 Na 2,8,1 [ Na 2,8 ] Z = 17 Cl 2,8,8 Cl 2,8,7 1 e [ ] 6

7 Ex2: Litiul (Z=3: 1s2 2s1) Litiul (electropozitiv) poate ceda fluorului (electronegativ) electronul de pe stratul 2s si se transforma in cation Li +, iar fluorul (are o tendinta puternica de acceptare a unui electron - cel mai care devine anion F - : Li + F Li + F _ Litiul va capata astfel configuratie stabila de dublet (He), iar fluorul de octet (Ne). Legaturi ionice se pot forma intre elemente chimice caracterizate de o diferenta mare intre electronegativitati cu respectarea principiului conservarii sarcinii electrice Ex3: Magneziul poate reactiona cu doi atomi de fluor pentru a forma fluorura de magneziu in care magneziul este cation bivalent a carui sarcina este compensata de doi anioni de fluor: Mg F F Mg F Oxigenul care are 6 electroni in stratul de valenta accepta 2 electroni pentru a forma configuratia electronica stabila de octet. Dar afinitatea oxigenului pentru electroni (mai ales dupa ce a acceptat un electron) este mai mica decat a fluorului. 7

8 Ex4: hidrogenul poate dobândi configuraţia heliului prin acceptarea unui electron, trecând în ionul de hidrură, atunci cand da combinatii ionice cu elementele grupelor I-III (ex: hidrura de sodiu, Na + H - ) Evaluarea cantitativa a tendintei de acceptare/cedare de electroni se face prin masurarea electronegativitatii/elecropozitivitatii, care se determina prin evaluarea energiei de ionizare (potential de ionizare) a atomilor (in ev): potenţialul de ionizare - energia necesară pentru extragerea unuia sau a mai multor electroni din atomul aflat în fază gazoasă pentru a forma ioni cu sarcină pozitivă H 2.1 He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K 0.8 Br 2.8 Kr primul potenţial de ionizare este dat de energia necesară pentru extragerea (cedarea) primului electron 8

9 Legatura covalentă formata prin punere in comun de electroni cu obtinerea configuratiei stabile de gaz inert de catre ambii partcipanti la legatura În cazul hidrogenului, tendinţa pronunţată de a forma covalenţe rezultă din structura electronică: cedarea unui electron necesită un consum foarte mare de energie (314 Kcal/mol), iar protonul rezultat are sarcina pozitivă concentrată într-un volum foarte mic. Din această cauză, în soluţii apoase acide, protonul este legat covalent de molecula de apă, formând ionul de hidroniu, H 3 O +. Tendinţa majoră a hidrogenului este însă de a forma legături covalente prin punerea în comun a electronului Oxigenul are doua perechi de electroni neparticipante si poate forma doua legaturi covalente (intervine fenomenul de hibridizare), iar azotul trei legaturi covalente avand o pereche de electroni neparticipanti H O H H N H H H - O - H H - N - H H 9

10 Legatura coordinativa Teoria electronică defineşte sub numele de electroni neparticipanţi, perechile de electroni care se află la unii din atomii unei molecule, cum ar fi amoniacul şi apa: NH 3 ; H 2 O Electronii neparticipanţi, care nu sunt implicaţi în legături covalente, pot lua parte la formarea de legături covalente cu atomi cu deficit de electroni (protonul şi molecule cu octet incomplet) Teoria electronică a lui N.G.Lewis defineşte noţiunile de acid şi bază: un acid compus capabil să accepte o pereche de electroni (vezi cazul protonului H + ) o baza - compus capabil să doneze o pereche de electroni. Legătura covalentă dintre un acid şi o bază Lewis se numeşte legătură coordinativă. NH 3 HCl NH 4 Cl (1) BF 3 NaF NaBF 4 (C 2 H 5 ) 2 O BF 3 (C 2 H 5 ) 2 O BF 3 (2) (3) 10

11 Polaritatea legăturii covalente Conform teoriei electronice a valenţei, moleculele formate din atomi identici sau grupări de atomi identici, cum ar fi moleculele de hidrogen, fluor sau etan, centrul sarcinilor pozitive se confundă cu cel al sarcinilor negative legătura covalentă este nepolarizată În moleculele formate din atomi diferiţi, cei doi electroni ai legăturii covalente sunt atraşi de atomul mai electronegativ legatura covalenta polarizata centrul sarcinilor pozitive este diferit de cel al sarcinilor negative şi molecula este polară, caracterizându-se printr-un moment de dipol. Momentul electric sau momentul de dipol (dipolmomentul legăturii) produsul dintre sarcina (e) şi distanţa (d) dintre centrele de greutate ale sarcinilor: μ= e x d se exprimă în debye (1D= 10-10x10-8= u.e.s. cm). Momentul electric molecular reprezintă însumarea vectorială a momentelor electrice ale legăturilor din moleculă şi depinde de factori geometrici. 11

12 + - H Cl d+ d- H F în molecule simetrice ex: tetraclorura de carbon (CCl 4 ), CO 2 μ= 0 12

13 în moleculele nesimetrice ex: clorura de metil (CH 3 Cl) μ= 1.86 D în moleculele cu electroni neparticipanţi, momentul atomului central se poate adăuga sau scădea din momentele de legătură. ex1: în cazul moleculei de amoniac (NH 3 ) momentul determinat de electronii neparticipanţi ai azotului acţionează în acelaşi sens cu cel al legăturilor N-H μ= 1.46 D ex2: în cazul moleculei de trifluorură de azot (F 3 N:), acesta acţionează în sens contrar cu cel a legăturilor N-F μ= 0.24 D. 13

14 Polaritatea legăturilor covalente în moleculele organice este dovedită şi pe baza reacţiilor chimice în cazul reacţiei de hidroliză, atomii cu polaritate pozitivă vor fixa grupa hidroxil, iar cei cu polaritate negativă, protonul. ex: reacţiile de hidroliză ale clorurii de metil (4) şi a compusului metil-litiu (5) CH 3 Cl + H 2 O CH 3 OH + HCl (4) CH 3 Li + H 2 O CH 4 + LiOH (5) 14

15 Reactivitatea atomului de carbon se explică prin cei 4 electroni de valenţă dispuşi pe patru orbitali atomici: unul 2s şi trei 2p ( 2px, 2py, 2pz ). Iniţial, orbitalul 2s este ocupat cu 2 electroni. Prin promovarea unui electron din 2s în orbitalul 2pz şi prin combinările liniare dintre cei 4 orbitali, aceştia conduc la hibridizările sp3, sp2 şi sp. Astfel - din combinarea orbitalului 2s cu trei orbitali 2p se obţin patru orbitali hibrizi (hibridizare sp3); - din combinarea orbitalului 2s cu doi orbitali 2p se obţin trei orbitali hibrizi (hibridizare sp2); - din combinarea orbitalului 2s cu un singur orbital 2p se obţin 2 orbitali hibrizi (hibridizare sp). 15

16 Hibridizarea sp 3 a atomului de C Doua etape: 1. promovarea electronului 2. egalizarea energetica a orbitalilor Energetic: cei 4 orbitali hibizi sp 3 sunt de energie mai apropiata de cea a orbitalilor p decat de orbitalul s cei 4 orbitali hibrizi sp 3 formează 4 legaturi 1616

17 Geometria orbitalilor hibrizi sp

18 Geometria TETRAEDRICA a moleculei metanului CH 4 18

19 Geometria PIRAMIDALA a moleculei de amoniac NH 3 H H N H PIRAMIDAL 19

20 Geometria TETRAEDRICA aplecata a moleculei de apa H 2 O TETRAEDRU aplecat 20

21 Hibridizarea sp 2 a atomului de C Două etape: 1. promovarea electronului Energetic: cei trei orbitali hibrizi sp 2 au energie mai joasă decât orbitalii sp 3 2. egalizarea energetică a orbitalilor (1s cu 2p) 1 orbital p rămâne nehibridizat şi are energie înaltă formează 1 legatură cei 3 orbitali hibrizi sp 2 formează 3 legături 21

22 Geometria orbitalilor hibrizi sp 2 22

23 Formarea legaturilor si 23

24 Geometria TRIGONALA a moleculei de etena C 2 H 4 cei 3 orbitali hibrizi sp 2 formeaza 3 legaturi Orbitalul p nehibidizat formeaza 1 leg 24

25 Hibridizarea sp a atomului de C Două etape: 1. promovarea electronului 2. egalizarea energetică a orbitalilor (1 s cu 2 p) Energetic: cei doi orbitali hibrizi sp au energie mai joasă decât orbitalii sp 2 2 orbitali p rămân nehibridizati şi au energie înaltă formează 2 legături cei 2 orbitali hibrizi sp formează 2 legături 25

26 Geometria orbitalilor hibrizi sp 26

27 Geometria DIGONALĂ a moleculei de acetilenă C 2 H 2 cei 2 orbitali hibrizi sp 2 formeaza 2 legaturi Cei 2 orbitali p nehibidizati formeaza 2 leg 27

28 sp 3 C versus N Atomi în starea fundamentală (nehibridizată) Atomi în starea hibridizată sp 3 Z=6 C 2s 2p 2sp 3 2s 2p Z=7 N 2sp 3 28

29 Molecula de NH 3 29

30 sp 2 C versus N Atomi în starea fundamentală (nehibridizată) 2s 2p C 3 s 1 p Atomi în starea hibridizată sp 2 2sp 2 2p 2s 2p N 2 s 1 p 2sp 2 2p 3030

31 p H C s N p s sp sp sp C versus N Atomi în starea fundamentală (nehibridizată) Atomi în starea hibridizată sp 2s 2p C 2s 2p 2sp 2p 2s 2p N 1s 2p 2sp 2p 3131

32 Tema: reprezentati (confom diagramelor anterioare) tipurile de hibridizari pe care le pot prezenta atomii de O si S in combinatiile lor 32