Modelli del legame chimico - Chimica generale e inorganica

I MODELLI DI LEGAME CHIMICO

Il concetto di legame chimico può essere diviso in due grandi sottocapitoli:

- legame primario;

- legame secondario: si intende quell’insieme di interazioni attrattive quali ad

esempio molecolari, forze elettrostatiche, forze dipolo.

In prima battuta, un legame chimico è un’interazione che permette di tenere legato un

atomo ad un altro.

Le interazioni tra due atomi sono di natura elettrostatica e sono dovute all’attrazione tra

il nucleo e la nube elettronica di entrambi gli atomi. Queste permettono l'avvicinamento

dei nuclei fino al raggiungimento di uno stato di minima energia. La distanza che

compete a questo stato è la distanza di legame tra due atomi, che solitamente è

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compresa tra 100 e 300 (da 1 a 3 Armstrong).

Quando si avvicinano tra loro due specie molecolari che non hanno tendenza a

formare legami chimici tra loro si parla si interazioni intermolecolari, in cui la distanza

alla quale le attrazioni e le repulsioni si trovano in equilibrio prende il nome di distanza

di contatto.

Quando gli elettroni coinvolti nel legame permangono così a lungo su uno solo dei due

nuclei da poter dire che sono stati trasferiti su di esso, allora si parla di legame ionico;

se invece gli elettroni di legame sono condivisi dai due nuclei si tratta di legame

covalente.

Il legame covalente

Secondo la descrizione di Lewis, questo tipo di legame si forma a seguito della

condivisione di un doppietto di elettroni da parte di due atomi. Il termine

“covalente” (cioè, due atomi che pongono in compartecipazione due elettroni della

stessa sfera di valenza) fu coniato da Langmuir sulla base delle osservazioni

introdotte da Lewis. Quest’ultimo aveva infatti intuito che le progressive ripetizioni delle

proprietà chimiche degli elementi collocati nello stesso gruppo all’interno della tavola

periodica, dovessero avere a che fare con gli elettroni nel guscio di valenza e che gli

elettroni stessi avessero una propria propensione a stare a coppie. Gli elettroni del

guscio di valenza di un atomo che non prendono parte ad un legame chimico sono

rappresentati a coppie, definite coppie di non legame.

Sulla base di dati sperimentali differenti

rispetto a quelli a noi accessibili, Lewis

arriva alla conclusione che gli elementi

che si trovano nel gruppo 18 (gas nobili)

hanno 8 elettroni nel guscio di

valenza, i quali immagina tutti accoppiati

e dunque riluttanti, cioè non propensi, ad

ulteriori combinazioni chimiche (il

cosiddetto ottetto). Dunque, gli elettroni

non propendono al doppietto solo nel

proprio atomo, ma anche con altri atomi

(per sovrapposizione di orbitali).

Le teorie proposte (Lewis, legame di valenza) possono non essere sufficienti a

descrivere in maniera ragionevole alcune proprietà molecolari; pertanto, risulta

necessario passare ad un livello di modellizzazione superiore: la teoria degli orbitali

molecolari.

La formazione del legame porta i due atomi coinvolti in uno stato di minore energia

rispetto a quella dei due atomi separati e, quindi, il sistema diventa più stabile; la

differenza di energia fra gli atomi separati e il minimo energetico corrispondente alla

distanza di legame viene detta energia di legame. Per rompere il legame è necessario

fornire dall’ambiente esterno una quantità di energia almeno pari all’energia di legame.

Confrontando le energie di legame (differenti per atomi diversi tra loro) è possibile

quale legame sia più forte (energia maggiore) o più debole (energia minore).

In un legame covalente, maggiore è la densità elettronica di un certo elemento

maggiore è la sua tendenza ad attirare su di sé gli elettroni (elettronegatività). Se la

differenza di elettronegatività fra due atomi legati ha valore pari a 0 o <0,4 il legame

viene definito legame covalente puro, o debolmente polare. Nel caso in cui la

differenza di elettronegatività è compresa tra 0,4 e 1,6-1,7 il legame viene definito

legame covalente polare. Infine, se il valore è >1,7 il legame è di tipo ionico.

Il legame ionico

Il legame ionico interessa in particolare gli elementi che hanno una spiccata

propensione a perdere o a guadagnare elettroni nel guscio di valenza (come i

gruppi 1 e 17). Per questi elementi è più facile immaginare che, per il raggiungimento

dell'ottetto, cedano o acquistino elettroni, trasformandosi rispettivamente in cationi

(perde uno o più elettroni) e anioni (guadagna uno o più elettroni). L’elettrone

trasferisce dunque la sua locazione dall’atomo alcalino a quello dell’alogeno. Non si

parla dunque di condivisione; il composto che si viene a formare è chiamato

composto ionico, dovuto dall’attrazione elettrostatica fra i due ioni di carica opposta.

Allo stato solido, gli ioni saranno disposti in reticoli cristallini ordinati, in cui ogni

ione è circondato da ioni di carica opposta.

Teoria del legame di valenza (VB)

La teoria del legame di valenza (VB = Valence bond) venne introdotta per descrivere

i legami covalenti e le molecole che si formano tramite essi. Secondo questa teoria un

legame covalente si ottiene attraverso la sovrapposizione di due orbitali atomici esterni

dei due atomi coinvolti. Il legame consiste in una coppia di elettroni che viene

compartecipata dai due atomi e inoltre, per poter formare un legame, i due orbitali che

andranno a sovrapporsi devono essere entrambi occupati da un solo elettrone. La

forza del legame risultante è proporzionale al grado di sovrapposizione dei due orbitali.

Prendiamo l’esempio del diossigeno, è una molecola che presenta un doppio legame;

gli elettroni non impegnati nei legami possono essere distribuiti a coppie attorno alla

molecola; le cariche formali sono nulle e quindi la teoria di Lewis riesce a descrivere la

stabilità del legame. Ciò che la teoria di Lewis non riesce però a fare è dimostrare le

proprietà magnetiche della molecola.

Le molecole possono essere paramagnetiche o diamagnetiche; paramagnetiche sono

quelle molecole che hanno almeno un elettrone spaiato, un esempio sono i radicali; il

paramagnetismo è un’attrazione esercitata da un campo magnetico verso una

molecola che ha queste proprietà di essere appunto paramagnetica. Mentre il

diamagnetismo è una debole repulsione esercitata da un campo magnetico su una

molecola.

Il diossigeno è paramagnetico, ma purché questo sia paramagnetico deve avere degli

elettroni spaiati che la teoria di Lewis non è in grado di identificare. Nonostante ciò,

neanche la teoria del legame di valenza è completa in quanto non è in grado di

descrivere tutte le proprietà della molecola. Per questo si arriva alla teoria

dell’orbitale molecolare.

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Legame sigma -

Un atomo di idrogeno H con configurazione elettronica 1s tende a formare un legame

1

A

covalente con un altro atomo di idrogeno H per raggiungere la configurazione

B

elettronica 1s dell’elio (He). Quando i due atomi di idrogeno si avvicinano per formare il

2

legame, gli orbitali s di entrambi gli atomi si sovrappongono e portano alla formazione

di un’unica nuvola elettronica, che avvolge entrambi i nuclei. Il nuovo orbitale di

legame viene detto di tipo σ ed è caratterizzato da elevata densità lungo l’asse che

congiunge i due nuclei, detta asse internucleare; dunque, si può parlare di legame

sigma.

Questo tipo di legame si può instaurare:

- tra due orbitali s

- tra un orbitale s e un orbitale p

- tra due orbitali p: in questo caso si sommano solamente gli orbitali dello stesso

segno, per ottenere una densità elettronica posta tra i due nuclei.

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Legame pigreco -

Il legame pigreco si forma nel caso in cui due orbitali p disposti parallelamente tra

loro si sovrappongono e formano una nuvola di densità elettronica nulla in

corrispondenza dell’asse internucleare, ma concentrata al di sopra e al di sotto di esso.

Si forma solamente in determinate condizioni:

1) tra i due atomi legami è già presente un legame sigma;

2) i due atomi legati hanno orbitali p semioccupati;

3) orbitali p paralleli tra loro e perpendicolari all’asse internucleare.

Analogamente