Legami chimici (teoria, modelli e proprietà)

Scheda 1 I LEGAMI CHIMICI

La definizione di legame chimico di Pauling : possiamo dire che, tra due o più atomi, esiste un legame

chimico se le interazioni agenti tra di loro danno luogo alla formazione di un aggregato sufficientemente

stabile da poter essere studiato.

Raramente gli elementi esistono come atomi isolati, piuttosto si uniscono fra loro dando vita ad aggregati

poliatomici, in cui il numero di atomi può variare da due ad un numero estremamente grande. Quando

parliamo di aggregati poliatomici o di molecole dobbiamo, però, distinguerli dai miscugli.

I miscugli, infatti, sono insiemi di atomi che interagiscono non in maniera sufficientemente forte da dare

origine ad una struttura ben precisa con specifiche proprietà (per questo diversi dagli aggregati

poliatomici!).

Per LEGAMI CHIMICI intendiamo, quindi, le interazioni attrattive che tengono uniti gli atomi negli

aggregati. Inoltre, il legame chimico si forma se l'aggregato di atomi che ne risulta ha energia minore

dell'insieme degli atomi separati. | ∆

|≥ 50

La curva di Morse:

La curva di morse fa vedere come l'energia del sistema si abbassa quando si stabilisce un legame

chimico punto nel grafico, sull'asse delle ascisse c'è la distanza fra i due atomi; sull'asse delle ordinate

c'è l'energia del sistema.

Per distanze >, L'energia del sistema e nulla perché i due

⋆

atomi non si percepiscono a vicenda (quindi non c’è interazione).

Per r > l’energia comincia a diminuire

⋆

0

Per r = , l’energia di sistema raggiunge il suo minimo. In

⋆

0

questo caso l’attrazione è di massima intensità e si forma il

legame chimico.

Per r < , l’energia comincia ad aumentare. Le nuvole

⋆

0

elettroniche cominciano a compenetrarsi e, per questo, gli

elettroni dei due atomi si respingono.

Per descrivere un legame chimico mi devo ‘’munire’’ di tre parametri in modo tale da costruire dei

modelli che possano interpretare la formazione del legame e le sue proprietà. Questi parametri

sono: energia di legame (kJ/mol o eV), lunghezza di legame (pm, A), angolo di legame.

Energia di legame (energia di dissociazione)

Si definisce energia di legame, tra due atomi dello stesso elemento o di elementi diversi in una molecola

biatomica allo stato gassoso, l'energia necessaria per portare i due atomi a distanza infinita. Si esprime

in kJ/mol oppure in eV se si parla di un singolo atomo.

H – Cl → H + Cl ∆ = 419

H – Br → H + Br ∆ = 354

*RICORDA: più grande è il raggio atomico, minore è l’energia di interazione (HBr ha energia inferiore a

HCl perchè ha un raggio atomico …..)

Lunghezza di legame

La lunghezza di legame è la distanza fra i nuclei dei due atomi coinvolti nel legame.

La distanza della quale parliamo è, però, un valore medio in quanto gli atomi a

temperatura ambiente oggetto di osservazione non sono ‘’stabili’’ , bensì vibrano attorno

ad una posizione di equilibrio.

Angolo di legame

E’ l’angolo interno definito dai segmenti congiungenti il nucleo

dell'atomo centrale con quello di altri due atomi ad esso legati. Anche

questo è un valore medio per la vibrazione degli atomi a temperatura

ambiente. Si esprime in Angstrom (A).

Classificazione dei legami chimici

- LEGAMI FORTI→ ionico, covalente, metallico (energia di legame 50-150 kcal/mol). Spiegano le

interazioni all’interno delle molecole.

- LEGAMI DEBOLI→ a idrogeno, dipolari (energia di legame 2,5-10 kcal/mol nel primo caso, 0,5-1

kcal/mol nel secondo).Spiegano le interazioni tra molecole che determinano lo stato di aggregazione

della sostanza. LEGAMI FORTI

I legami forti si dividono in:

- legame COVALENTE→ in presenza di questo legame la carica elettronica si sposta

verso la zona intermedia tra i due nuclei; parliamo quindi di un legame localizzato in

quanto la densità elettronica è condivisa tra i due nuclei.

- legame IONICO→ in presenza di questo legame si ha un trasferimento di elettroni da un

atomo all’altro in modo da formare un catione ed un anione tra i quali si crea

un’interazione elettrostatica.

- legame METALLICO→ in presenza di questo legame parte della carica elettronica è

distribuita uniformemente in tutto lo spazio circostante ai nuclei (tutto attorno) e risente, per

questo, dell’attrazione di molti di essi. E’ un legame delocalizzato perché la densità

elettronica è ben distribuita. LEGAME IONICO

Il legame ionico si forma quando un atomo di un elemento fortemente elettropositivo (= bassa en.

ionizzazione) si combina con un atomo di un elemento fortemente elettronegativo.

*Gli elementi fortemente elettropositivi sono quelli che hanno la tendenza di perdere facilmente gli

elettroni e che hanno, dunque, bassa energia di ionizzazione (come i metalli). Gli elementi fortemente

elettronegativi sono, invece, quelli che hanno la tendenza ad acquistare elettroni proprio come i

non-metalli. Possiamo quindi dire che il legame ionico si forma sempre tra METALLO + NON METALLO.

la maggior parte dei composti ionici è costituita da alogenuri, ossidi e solfuri di

:

metallo dei gruppi I,II e III e di alcuni metalli di transizione.

Il legame ionico è il legame chimico più semplice sia dal punto di vista concettuale che da quello

legato alla sua descrizione analitica. Da questo modello descrittivo vengono fatte alcune assunzioni:

- gli ioni che formano il reticolo cristallino sono considerati sferici e indeformabili

- il trasferimento di carica fra gli atomi viene considerato completo ( si possono trasferire solo

numeri interi di atomi, dunque gli ioni sono considerati aventi carica +1,+2,-1,-2…).

PROPRIETA’ DEI COMPOSTI IONICI:

- danno origine a solidi cristallini

- hanno alte temperature di fusione (per la loro struttura cristallina perfetta)

- sono ben solubili in acqua (basti pensare al sale!)

- sono insolubili in solventi apolari

- sono isolanti allo stato solido

- sono conduttori (ionici) allo stato fuso

- sono duri, ma fragili (diversamente dai metalli che sono lavorabili).

Teoria di Lewis

La teoria di Lewis è una teoria principale per spiegare il legame ionico. La teoria afferma, infatti, che

atomi di elementi diversi si combinano tra loro per raggiungere le configurazioni elettroniche a guscio

chiuso dei gas nobili.

Per esempio, se prendo Na e Cl e li avvicino noto che, ad

un certo punto, Na cede un elettrone a Cl: nel momento in

ciò accade il sodio (Na) raggiunge la stabilità a guscio

chiuso. Si dice, per questo, che Na+ è isoelettronico con il

Neon (il gas nobile che lo precede); il cloro, invece,

raggiunge la stabilità con lo ione Cl- che è isoelettrico con

l’argon (il gas nobile successivo).

La valenza ionica:

Come regola generale, valida per gli elementi rappresentativi, la massima carica positiva che un