Chimica generale ed inorganica

→LEGAME

Se Δe < 1,9

- COVALENTE

• Legame covalente

Gli elettroni di legame tendono ad avvicinare i due nuclei, verso i quali sono attirati

contemporaneamente dalle forze elettrostatiche. I nuclei, però, sono dotati entrambi di carica

elettrica positiva e tendono a respingersi. A una certa distanza si instaura un equilibrio tra la forza di

attrazione nucleo-elettrone e quella di repulsione nucleo-nucleo. A questo punto il sistema formato

raggiunge la stabilità: si è stabilito un legame chimico che prende il nome di legame covalente,

cioè la forza che unisce due atomi che hanno una coppia di elettroni in comune.

La formazione di legami covalenti rende più stabili i sistemi chimici. Però, perché tra due atomi si

possa stabilire un legame di questo tipo, devono verificarsi tra condizioni:

1. In entrambi gli orbitali coinvolti vi deve essere un elettrone spaiato

2. Gli orbitali devono sovrapporsi e compenetrarsi parzialmente

3. Gli elettroni di legame devono avere spin opposto

Nel legame covalente ciascuno dei due atomi non cattura, ma condivide l’elettrone dell’altro atomo

ed è questa condivisione che permette ad ambedue gli atomi di disporre di due elettroni.

Il legame covalente si classifica, a seconda del numero di elettroni condivisi, in:

- Legame covalente singolo (o semplice) quando coinvolge due elettroni che provengono da

ciascuno dei due atomi legati;

- Legame covalente multiplo quando tra due atomi si instaura più di un singolo legame.

Questo può essere: doppio, se nel legame complessivo tra i due atomi sono coinvolte due

coppie di elettroni; triplo, se sono coinvolte tre coppie di elettroni.

- Legame dativo quando la coppia di elettroni di legame è fornita da uno solo dei due atomi

che partecipano al legame. L’atomo che dona gli elettroni si dice donatore, quello che li

riceve prende il nome di accettore.

Inoltre, il legame covalente può classificarsi a seconda della sua polarità in:

- Apolare: si stabilisce tra due atomi uguali, o con uguale elettronegatività, che condividono

una coppia di elettroni. Ad esempio, i nuclei di due atomi di idrogeno sono identici, quindi

attraggono i due elettroni con la stessa forza. Anche i volumi atomici sono identici e così

pure l’elettronegatività. Quindi, la nube elettronica è simmetrica rispetto ai due nuclei e la

molecola che si forma è elettricamente neutra. Può essere omopolare o eteropolare.

- Polare: si stabilisce tra due atomi con differente elettronegatività. Ad esempio, un legame

tra H e Cl, cioè due elementi con diversa elettronegatività (H= 2,1; Cl=3,2). In particolare, il

cloro esercita una maggiore forza di attrazione nei confronti dei due elettroni e, quindi, i due

elettroni di legame si trovano intorno all’atomo di cloro per più tempo rispetto all’atomo di

idrogeno. Quindi, la nube elettronica dalla parte dell’atomo di cloro si allarga e dalla parte

dell’idrogeno si restringe. Inoltre, l’atomo di idrogeno assume una parziale carica positiva,

+, e l’atomo di cloro assume invece una parziale carica negativa, che

che indichiamo con

-.

indichiamo con

• Legame ionico

Se la differenza di elettronegatività fra gli atomi diventa molto grande, in genere superiore a 1,9,

l’atomo più elettronegativo strappa l’elettrone all’altro atomo, assumendo su di sé l’intera carica

negativa, mentre l’atomo che ha perso l’elettrone acquisisce una carica positiva. Quindi, il legame

ionico è la forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce tra gli ioni di carica opposta e determina

la loro unione.

Dalla posizione sulla tavola periodica si può dedurre che:

- Gli elementi metallici tendono a cedere elettroni diventando ioni positivi;

- I non metalli tendono ad acquistare elettroni trasformandosi in ioni negativi.

Gli ioni in un composto ionico sono disposti secondo uno schema ben

preciso e possono dar luogo a un reticolo cristallino.

I composti ionici hanno alti punti di fusione, sono solidi a temperatura

ambiente, sono buoni conduttori di elettricità sia allo stato fuso che in

soluzione.

• Legame metallico

è dovuto all’attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li

Il legame metallico

circondano. I metalli, per la facilità con cui perdono elettroni, possono essere considerati come

cationi che tengono debolmente legati gli elettroni degli orbitali più esterni. Quindi, un metallo allo

stato solido è in pratica costituito da un insieme di cationi disposti con regolarità e circondati da

elettroni che vengono attirati contemporaneamente da tutti i cationi circostanti. In questo modo gli

elettroni esterni fanno sì che i cationi rimangano fortemente uniti tra loro, stabilendo così il legame

metallico. Tanto più forte è il legame metallico, tanto più sono numerosi gli elettroni mobili.

La mobilità degli elettroni più esterni conferisce le caratteristiche proprietà metalliche: lucentezza,

conducibilità termica ed elettrica, malleabilità, duttilità.

LEGAMI CHIMICI INTERMOLECOLARI

• Legame ione-dipolo

Il legame ione-dipolo si instaura tra uno ione e una molecola dipolare, cioè un sistema costituito da

due cariche elettriche uguali ma di segno opposto situate ad una certa distanza, ma non comporta né

condivisione né cessione di elettroni.

Se mettiamo in acqua un composto ionico, ad esempio il cloruro di sodio NaCl:

+

-Ogni ione Na orienta verso di sé, attira e lega la parte negativa delle

molecole d’acqua, cioè la parte dove vi è l’ossigeno;

-

-Ogni ione Cl orienta verso di sé, attira e lega la parte positiva delle

molecole dipolari di acqua, cioè quella dove sono gli atomi di

idrogeno.

Legami ioni-dipolo si formano, ad esempio, ogni volta che si scioglie in acqua un composto ionico

o un composto che in acqua si ionizza, come un acido, una base o un sale. Il risultato è che ogni

ione in soluzione acquosa è circondato da uno strato, più o meno abbondante, di molecole di acqua.

• Le interazioni di Van der Waals

Le interazioni di Van der Waals sono legami deboli di natura elettrostatica. Si distinguono tre tipi

fondamentali di queste interazioni, che in ordine decrescente di forza sono:

- Interazioni dipolo-dipolo: sono attrazioni elettrostatiche che si originano tra le

parti parzialmente positive (δ+) e le parti parzialmente negative (δ-) di molecole

polari contigue. Le molecole tendono a orientarsi in modo che le parti δ- di un

dipolo siano vicine a quelle δ+ del dipolo adiacente: si forma in questo modo una rete di

interazioni a corto raggio.

- Interazioni dipolo-dipolo indotto: una carica elettrica, quando si trova vicino ad un corpo

neutro in cui vi sono elettroni mobili, può determinare la formazione di un dipolo (fenomeno

chiamato induzione elettrostatica). Una molecola dipolare come l’acqua può indurre un

dipolo in una molecola adiacente, anche se questa normalmente non presenta alcuna

separazione di cariche elettriche. La parte negativa della molecola dell’acqua, ad esempio, è

in grado di allontanare gli elettroni di un’altra molecola molto vicina e di creare in questa

uno squilibrio di cariche. Tra le parti di segno opposto delle due molecole si determina così

un’interazione dipolo-dipolo indotto.

- Interazione dipolo indotto-dipolo indotto (o forze di London): si instaura tra molecole

che non possiedono un momento di dipolo permanente. Quando due atomi o molecole

apolari collidono, gli elettroni esterni si respingono provocando una distribuzione

asimmetrica della carica elettronica. Questo provoca la formazione di dipoli istantanei, che

inducono la polarizzazione in molecole adiacenti. Soltanto se la temperatura è

sufficientemente bassa, cioè se l'agitazione termica delle molecole è molto ridotta, queste

forze sono in grado di tenere unite le molecole l'una all'altra, permettendo la formazione del

liquido e del solido. Inoltre, le forze di London sono tanto piú forti quanto maggiore è il

numero di elettroni presenti nella molecola. Il numero di elettroni, a sua volta, è tanto piú

alto quanto piú alto è il numero atomico degli atomi che costituiscono la molecola, o quanto

piú alto è il numero totale di atomi nella molecola.

È questo il caso delle molecole formate da atomi uguali (come le molecole biatomiche degli

elementi, H , O , N , F , Cl , Br , I ), oppure di quelle molecole dove i dipoli dovuti ai

2 2 2 2 2 2 2

legami si annullano a vicenda grazie alla simmetria della molecola stessa (come il caso

–

dell'anidride carbonica CO ).

2

• Legame idrogeno

Il legame idrogeno è la forza elettrostatica che unisce un atomo di idrogeno, legato covalentemente

a un atomo molto elettronegativo, e un altro atomo molto elettronegativo.

Perché il legame idrogeno abbia maggiore forza, occorre che i due atomi legati all’idrogeno abbiano

un valore di elettronegatività elevato e solo gli atomi di ossigeno, azoto e fluoro hanno valori di

elettronegatività tanto elevati da dar luogo a legami idrogeno relativamente forti.

Quando un atomo di idrogeno è legato con legame covalente a un atomo

molto elettronegativo, gli elettroni di legame sono molto spostati verso

questo atomo. L’atomo di idrogeno assume una parziale carica positiva che

conferisce all’atomo di idrogeno un’alta energia. Per diminuire questa

energia, l’atomo di idrogeno tende a legarsi con un atomo che ha una

parziale carica negativa, neutralizzando la carica elettrica e acquisendo

maggiore stabilità.

Il legame idrogeno si ha tipicamente tra le molecole d’acqua, infatti un

atomo di idrogeno di una molecola si lega all’atomo di ossigeno di un’altra

molecola.

ENERGIA DI LEGAME

L’energia è l’energia che si libera quando si forma un legame chimico o che bisogna

di legame

fornire per rompere lo stesso legame.

Due atomi si legano tra loro per raggiungere la configurazione

elettronica stabile. Se l’energia totale degli atomi A e B è

maggiore dell’energia della molecola A−B, quando si forma il

legame si libera una quantità E di energia uguale alla differenza

di energia esistente tra lo stato iniziale e lo stato finale.

Viceversa, se vogliamo rompere il legame A−B per scomporre

la molecola negli atomi A e B, bisogna consumare una quantità

di energia E esattamente uguale a quella che si era liberata nella formazione del legame.

valore dell’energia di un legame chimico si esprime in kJ/mol. Ad esempio, l’energia del

Il