Il legame chimico

legame chimico

Per conoscere le proprietà di una sostanza ne dobbiamo conoscere:

• il tipo di legame presente tra gli atomi

• la struttura (ossia il modo in cui gli atomi sono legati tra loro e come sono disposti nello spazio)

• Si definisce legame chimico la forza attrattiva che si stabilisce tra due o più atomi, uguali o diversi, permettendo loro di unirsi formando molecole o aggregati cristallini.

Perché gli atomi tendono a legarsi ?

• Gli atomi isolati, ad eccezione dei gas nobili e dei metalli allo stato aeriforme e ad alta temperatura, secondo la Teoria elettronica della valenza, enunciata nel 1916, tendono spontaneamente ad aggregarsi tra loro mediante interazioni per raggiungere una configurazione elettronica più stabile ossia stabilizzarsi in uno stato energetico minimo. Ottetto pieno

regola dell’ottetto• La scoperta alla fine

del secolo scorso dei gas nobili, elementi tanto stabili da rifiutare il legame con altri elementi ed anche con atomi uguali, fu alla base degli studi di G.N. Lewis che formulò ed enunciò una regola importantissima per comprendere la formazione dei legamichimici: Regola dell’ottetto.

La regola dell'ottetto è utilizzabile solo per gli atomi dei gruppi principali (quelli con numerazione romana) della tavola periodica.Ciò spiega la condizione particolare di stabilità di un atomo, ossia quando questo possiede il livello elettronico esterno completo, ma considerato il fatto che il primo livello può contenere al massimo due elettroni sarebbe meglio parlare di "regola dell'ottetto-duetto".Tutti gli elementi tendono ad avere una configurazione elettronica stabile (s2 p6), ovvero a divenire non reattivi o comunque poco reattivi. Gli elementi dei primi gruppidella tavola periodica perdono elettroni attraverso un processo denominato ionizzazione assumendo in tal modo la struttura elettronica del gas nobile che li precede; gli elementi del VI e VII gruppo tendono invece ad acquistare elettroni liberando energia detta affinità elettronica e raggiungendo la struttura elettronica del gas nobile che segue.

Configurazione stabile ==== energia bassa ==== maggiore stabilità

Eccezione alla regola dell’ottetto

• Un'importante eccezione è costituita dall'elio,l'unico gas nobile che non ha otto elettroni negli orbitali più esterni, ma solo due. Elementi con numero atomico Z vicino a quello dell'elio come idrogeno, litio e berillio raggiungono una configurazione completa con due elettroni, detta duetto. Un'altra eccezione è rappresentata dai metalli ditransizione, nel cui guscio di valenza possono essere ospitati fino a 18 elettroni e si dice che hanno ottettoespanso. Gli elementi a partire dal terzo periodo, analogamente ai metalli di transizione, possono sfruttare gli orbitali d espandendo anche loro l'ottetto (ad esempio PCl5 e SCl6).

Energia di legame• La stabilità acquistata

dagli atomi che si uniscono mediante un legame chimico è espressa dall’energia di legame, definita come l’energia necessaria per rompere un dato legamechimico, misurata in Kilocalorie/mole o Kilojoule/mole. Essa è in stretta relazione con le caratteristiche energetiche degli atomi coinvolti, definite dall’energia di ionizzazione e dall’affinità elettronica.

Distanza di legame

E’ la distanza media tra due nuclei atomici uniti da un legame chimico

Distanza e energia prima e dopo la formazione del legame (H2)

Classificazione dei legami chimici

Legame ionico

• Si definisce legame ionico la forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce tra due ioni di carica opposta

• Il legame ionico si forma tra atomi o gruppi di atomi tra i quali sia avvenuto uno scambio di elettroni: l’atomo o il gruppo atomico che cede elettroni si trasforma in ione positivo (catione), l’atomo o il gruppo atomico che acquista elettroni si trasforma in ione negativo (anione).

• Questo legame comporta una forte interazione attrattiva elettrostatica e si definisce ionico perché l’attrazione riguarda ioni di segno opposto, che si formano a partire da atomi neutri di elementi diversi con elettronegatività differente ( differenza di elettronegatività superiore a 1,7- 1,9)

Legame ionico

• E’ un legame che avviene in genere tra Metallo e un non metallo si forma tra due atomi con grandi differenze nella loro tendenza a cedere o ad acquistare elettroni, ossia tra metalli del I o II gruppo e non metalli del VII gruppo (alogeni).È tipico dei sali e di molti composti che formano cristalli. Un es. è la formazione di cloruro di sodio.

• l’atomo più elettronegativo strappa all’atomo meno elettronegativo un numero di elettroni che dipende da quanti spazi liberi ha per riempire gli orbitali esterni e raggiungere una configurazione stabile

Il legame ionico non è direzionale, e ogni anione non è specificamente legato ad un certo catione, ma a tutti i cationi che lo circondano. In NaCl ogni catione è circondato da 6 anionie viceversa (n° di coordinazione)

Proprietà dei solidi ionici• Il legame ionico è presente in parecchi solidi detti

appunto solidi ionici• Questa struttura ordinata è difficile da distruggere, e questo

spiega l'elevato punto di fusione dei solidi ionici.Anche se spesso molto duri, i solidi ionici sono anche molto fragili, e si sfaldano facilmente (cioè si rompono producendo superfici perfettamente lisce). Questo può essere spiegato dal fatto che un colpo localizzato può far scorrere leggermente due piani di ioni, e allora le interazioni diventano repulsive ed il cristallo si spezza.

Retico

lo crista

llino d

i NaC

l

Legame covalente

Legame covalente

Puro (semplice,

doppio, triplo)

Polare Dativo

Legame covalente• Il legame covalente si realizza con la

condivisione di una o più coppie (doppietti) di elettroni da parte di due atomi, che acquistano una configurazione elettronica esterna stabile (ottetto).

• A seconda del numero di coppie di elettroni condivise, si formano legami covalenti singoli, doppi o tripli.

• I legami sono rappresentati con formule di struttura e formule di Lewis.

Legame covalente puroQuando avviene tra atomi dello stesso elemento (di natura non metallica), la cui differenza di elettronegatività è pari a zero (ΔE = 0), il legame è nettamente covalente puro. Con ΔE fino a 0,4 viene considerato ancora puro anche se leggermente polarizzato (C—H).

Le molecole che derivano dal legame covalente puro ( es. H2) sono sempre APOLARI ( cioè prive di polarità)

In che modo gli atomi si leganoin un legame covalente ?

Il protone di ciascun atomo non solo attrae il proprio elettrone ma anche quello dell’altro atomo ( forze attrattive). Inoltre tra particelle di carica uguale (protone –protone ed elettroni-elettroni) nascono delle forze repulsive

Legame covalente puroAltri esempi

In questo esempio si forma un legame triplo poiché ogni atomo di azoto ha tre elettroni spaiati da mettere in comune. Si crea la molecola dell’ azoto.

Formule

di

Lewis

Legame covalente polare• Il legame covalente

polare si stabilisce tra atomi di elementi differenti tra cui esista una differenza di elettronegatività inferiore a 1,7. La coppia di elettroni sarà attratta dall’atomo più elettronegativo, che acquisterà una parziale carica negativa (δ-), bilanciata da una parziale carica positiva (δ+) sull’atomo meno elettronegativo.La molecola costituisce un dipolo elettrico.

Legame covalente polare

L’atomo più elettronegativo non riesce a strappare gli elettroni esterni all’atomo meno elettronegativo ( cosa che succede nel legame ionico) ma li avvicina a se deformando l’orbitale all’atomo meno elettronegativo il quale assumerà parziale carica positiva (per allontanamento dei suoi elettroni) mentre l’atomo più elettronegativo assumerà carica parziale negativa (per avvicinamento di elettroni che adesso saranno in numero maggiore rispetto alle cariche positive date dai suoi protoni)

esempio dei due legami covalenti polari presenti nella molecola dell’acqua

Legame covalente dativo• Si ha legame dativo o di

coordinazione quandogli elettroni condivisi derivano dallo stesso atomo o gruppo atomico (atomo donatore) e viene “ospitata” dall’altro atomo (atomo accettore). Viene spesso indicato, in fase di formazione, da una freccia → che parte dall'atomo donatore e raggiunge l'atomo accettore della coppia di elettroni.

•condizioni necessarie alla formazione del legame dativo sono: l’atomo donatore deve possedere almeno una coppia di elettroni disponibile( cioè nel livello più esterno deve avere un orbitale che presenti due elettroni)•l’atomo accettore deve essere in difetto di elettroni cioè deve avere un orbitale vuoto ( tale condizione può succedere allo ione H+ che ha perso l’unico elettrone liberando l’orbitale “s” oppure ad altri atomi es. ossigeno in cui uno dei due elettroni liberi (spaiati) salta nell’orbitale dell’altro elettrone libero, creando una coppia e svuotando un orbitale. Come nell’ esempio sottostante dove il legame dativo nasce tra la coppia dell’atomo di Cloro e l’orbitale vuoto dell’Ossigeno

• Per esempio, nell’acido clorico, HClO3, l’atomo di cloro (donatore) lega con legame dativo due atomi di ossigeno (accettori)

Esempi di legame dativo

• Se l'ammoniaca va a contatto con il protone (prodotto ad esempio dalla dissociazione di una acido) si forma lo ione ammonio a struttura tetraedrica. La reazione avviene anche a livello gassoso, ad esempio per reazione con il cloruro di idrogeno (gas) si ottiene un solido bianco.

• Il protone presenta un orbitale vuoto, mentre l'ammoniaca dispone di una coppia di elettroni non impegnata in legame (Lone pair). Si può pensare che l'ammoniaca metta in compartecipazione con il protone tale doppietto elettronico con la formazione di un legame covalente dativo. Una volta che si é formato, non sarà più possibile distinguere il legame dativo dagli altri, in quanto la carica positiva risulta equamente delocalizzata nell'intero ione.

Esempi di legame dativo

• Formazione dello ione ossonio (strutturalmente simile a NH3:piramide trigonale con angolo HOH di 110°)

Acido nitricoLa figura che segue mostra l'acido nitroso (a sinistra) e l'acido nitrico (a destra). Molti autori considerano, a ragion veduta, piuttosto fuorviante la struttura dell'acido nitrico indicata in questo modo in quanto sembrerebbe che i due atomi di ossigeno siano legati differentemente all'azoto. Per indicare la reale struttura si ricorre agli ibridi di risonanza oppure considerando la delocalizzazione degli elettroni di legame. Nelle formule di risonanza il legame dativo viene indicato come un legame semplice ma con localizzazione di carica negativa sull'atomo accettore e positiva sull'atomo donatore:

<----

>

↔

Legame metallico• È costituito da insieme di ioni positivi immersi in un “mare di elettroni” (gli elettroni di valenza dei

vari atomi) relativamente liberi di muoversi (cioè delocalizzati). L’insieme di elettroni liberi viene chiamata nube elettronica

• Il legame metallico è dovuto all’attrazione elettrostatica che si stabilisce tra gli elettroni di valenza “mobili” e gli ioni positivi.

• Caratteristica dei metalli è avere gli elettroni esterni in un livello energetico relativamente distante dal proprio nucleo pertanto sono poco attratti e pertanto facilmente staccabili dall’atomo.

Proprietà dei metallipiù sono gli elettroni condivisi tra i nuclei, migliori sono le proprietà

FISICHE• Conducibilità elettrica:

conduzione elettrica• Conducibilità termica:

conduzione termica• Malleabilità: capacità di

ridursi in lamine • Duttilità: capacità di ridursi

in fili• Lucentezza: capacità di

riflettere la luce • Tenacità: resistenza agli

urti

CHIMICHE

• Tendono a cedere elettroni. Alcuni metalli di transizione ne cedono tanti e difficilmente si trovano in natura come ioni (cosa che capita spesso ai metalli del 1° e 2° gruppo) e sono dei buoni catalizzatori

• Tendono a creare composti basici

Proprietà dei metalli(approfondimenti)

• Durezza: Proprietà delle sostanze solide di resistere alla deformazione o all'abrasione. In mineralogia, la durezza viene definita come la proprietà di resistenza alla scalfittura da parte della superficie liscia di un minerale. In altre parole, una superficie è più tenera di un'altra se viene scalfita più facilmente; pertanto un minerale duro, come il diamante, potrà scalfirne uno più tenero, come la grafite.

• La durezza relativa dei minerali viene determinata in base alla scala di Mohs (che prende nome dal suo ideatore, il mineralista tedesco Friedrich Mohs). In essa 10 minerali tra i più comuni – 1, talco; 2, gesso; 3, calcite; 4, fluorite; 5, apatite; 6, ortoclasio (feldspato); 7, quarzo; 8, topazio; 9, corindone; 10, diamante – sono disposti in ordine di durezza crescente. La durezza di un campione di materiale si ottiene determinando quale minerale della scala di Mohs sia in grado di scalfirlo. Ad esempio la galena, che ha durezza 2,5, può scalfire il gesso e può essere scalfita dalla calcite.

Proprietà dei metalli(approfondimenti)

• Elasticità (fisica) Proprietà di un corpo di riprendere forma e dimensioni originali dopo aver subito una deformazione per effetto di una forza esterna. L'azione di una forza esterna, cioè di una sollecitazione, determina nel corpo uno stato di tensione, a cui corrisponde una deformazione. Per molti materiali, tra cui metalli e minerali, vale la legge di Hooke, dal nome del fisico Robert Hooke, secondo cui tensione e deformazione sono entro certi limiti direttamente proporzionali; tuttavia, se la forza esterna è troppo intensa, il materiale può subire una deformazione permanente e la legge di Hooke non è applicabile. La tensione massima che un materiale può sopportare senza deformarsi in modo permanente è detta limite di elasticità.

.• Malleabilità Proprietà dei materiali che indica l'attitudine a essere sagomati

permanentemente in qualsiasi forma senza subire rotture; in particolare, l'attitudine di un materiale a essere ridotto in foglia sottile mediante laminazione o martellatura. Caratterizza metalli, leghe e altri materiali solidi. I metalli più malleabili sono l'oro, che può essere ridotto in foglia fino allo spessore di un micrometro (0,0001 mm), l'argento, il rame e l'alluminio. Il termine malleabile deriva dal latino malleus, "martello", e significa letteralmente 'che si lascia modellare col martello.

Polarità delle molecole

• La polarità delle molecole dipende1. Dalla polarità del legame covalente

(cioè è sufficiente a stabilire la polarità o non polarità delle molecole biatomiche cioè formate da due atomi )

2. Dalla geometria della molecola• Nel caso di molecole con più di due atomi,

la presenza di legami polari non è sufficiente a stabilire la polarità delle molecole, perché ciò dipende sia dai doppietti liberi eventualmente presenti sia dalla geometria molecolare. A tale proposito si può applicare la regola del parallelogramma dove se la risultante delle forze ( o momento dipolare μ) è uguale a zero si ha una molecola apolare se invece è diverso da zero si ha una molecola polare

• La geometria molecolare può essere spiegata dalla teoria VSEPR

μ = 0 molecola apolare

μ ≠ 0 molecola polare

Polarità dei legami covalenti all'interno della molecola

.

1. Quando i legami sono apolari la molecola è sicuramente apolare e non c'è bisogno di considerare la forma della molecola (per es. le molecole degli elementi I2, P4 e S8).

2. Quando i legami sono polari si possono verificare due casi: • 1. la molecola è simmetrica: in questo caso la molecola è apolare (è il caso

dell'anidride carbonica, CO2).

• Il carbonio forma due legami covalenti doppi con due atomi di ossigeno e c'è un angolo di legame di 180°.

• Il legame tra C e O è polare( EC = 2,5 ; EO = 3,5 ) , ma i due dipoli sono esattamente opposti e la molecola risulterà complessivamente apolare.

• 2. la molecola è asimmetrica: in questo caso la molecola risulta essere polare (è il caso dell'acqua, H2O).

• Il legame tra l’ossigeno e l’idrogeno è polare (EO=3,5 ; EH = 2,1), ciò significa che gli elettroni di valenza trascorrono più tempo attorno all'atomo di ossigeno piuttosto che attorno agli atomi di idrogeno. Ciò determina una parziale carica negativa dalla parte dell'ossigeno (a causa della carica negativa degli elettroni). Per lo stesso motivo la parte degli atomi di idrogeno presenta una parziale carica positiva). Queste due cariche opposte e dello stesso valore poste ad una certa distanza costituiscono un dipolo.

• In altre parole i due dipoli dei due legami covalenti tra idrogeno e ossigeno si sommano, e la molecola risulta complessivamente polare.

• Un dipolo si rappresenta con una freccia che punta verso la zona negativa della molecola.

Teoria VSEPR

• la sigla VSEPR (dalle iniziali delle parole inglesi ‘Valence–Shell Electron-Pair Repulsion’ che significa: "repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza") .

• Tale teoria si basa sul principio che gli elettroni che fanno parte dell’ultimo strato - sia le coppie di elettroni dei legami covalenti, sia eventualmente quelle di elettroni non condivisi -tendono a respingersi (a causa della loro carica negativa) e si posizionano alla massima distanza possibile fra loro, formando angoli di legame i più ampi possibile. La repulsione tra due coppie non condivise è maggiore rispetto a quella tra coppie condivise cioè legate, quindi angoli di legame maggiori

Teoria VSEPResempi

• Nel metano (CH4), attorno all'atomo centrale di carbonio, ci sono - nello strato di valenza - quattro coppie di elettroni condivisi con quattro atomi di idrogeno

• Il massimo angolo di legame che si può realizzare tra le quattro coppie di elettroni - in modo che tutti gli angoli siano uguali - è di 109,5°. Per questo gli atomi di idrogeno si dispongono come ai vertici di un ideale tetraedro, al centro del quale sta l'atomo di carbonio

Teoria VSEPResempi

• Consideriamo adesso la molecola dell’ammoniaca (NH3). Attorno all’atomo di azoto ci sono tre coppie di elettroni di legame e una coppia di elettroni non condivisa:

• Se confrontiamo questa struttura con quella precedente del metano, vediamo che in entrambe le molecole c'è un atomo centrale circondato da quattro coppie di elettroni. Ma c'è una differenza: una coppia di elettroni che prima era condivisa (tra il carbonio e l'idrogeno) ora appartiene solo all'atomo centrale (l'azoto).

• La coppia di elettroni non condivisa dell'azoto - essendo più vicina all'atomo di azoto di quanto non fosse la coppia di elettroni condivisa tra carbonio e idrogeno nella molecola del metano -esercita una più forte azione di repulsione sulle coppie di elettroni di legame: ne consegue che l'angolo di legame diventa di 107,3°, cioè leggermente inferiore a quello di 109,5° del metano, e la molecola assume una struttura di tipo piramidale (struttura tetraedrica distorta se consideriamo anche la coppia di elettroni non condivisa):

Teoria VSEPResempi

• Nella molecola d’acqua le coppie non condivise sono due:

• Rispetto alla molecola dell'ammoniaca c'è una coppia di elettroni non condivisa in più che - essendo più vicina all'atomo di ossigeno di quanto non fosse la coppia di elettroni condivisa tra azoto e idrogeno nella molecola dell'ammoniaca - esercita una più forte azione di repulsione sulle coppie di elettroni di legame: ne consegue che l'angolo di legame diventa di 105°, cioè leggermente inferiore a quello di 107,3° dell'ammoniaca, e la molecola assume una struttura detta a V o angolata (struttura tetraedrica distorta se consideriamo anche le coppie di elettroni non condivise)

Teoria VSEPResempi

• Una diversa geometria riscontriamo invece in molecole come BF3 e C2H4 (etilene).

• Il boro forma 3 legami covalenti ma non ha nell’ultimo livello elettroni non condivisi: di conseguenza la geometria che comporta la massima distanza tra i legami e trigonale planare con angoli di 120°.

• In C2H4 il carbonio forma sempre 4 legami ma con 3 atomi , 2 con atomi di idrogeno e uno doppio con un altro atomo di carbonio: è da prevedere quindi una geometria planare con angoli di 120°. Le misure sperimentali indicano un angolo tra gli atomi di idrogeno leggermente più piccolo (117°) : ciò potrebbe essere interpretato attribuendo al doppio legame una azione repulsiva maggiore rispetto al legame semplice.

Teoria VSEPResempi

• Nell’anidride carbonica (CO2) c'è invece un angolo di 180° . Anche in questo caso la teoria VSEPR spiega la geometria della molecola.

• Il carbonio forma due doppi legami covalenti con due atomi di ossigeno e gli elettroni di questi legami staranno alla massima distanza possibile fra loro, formando appunto un angolo di legame di 180°.

• La stessa geometria la ritroviamo nel cloruro di berillio (BeCl2) (molecola in cui si riscontra una eccezione alla regola dell’ottetto):

• Il berillio forma due legami covalenti con il cloro utilizzando i due soli elettroni posseduti nell’ultimo livello.

Legami debolio legami secondari o intermolecolari

• Avvengono tra molecole riguardano sia le molecole polari sia apolari • I legami intermolecolari hanno una forza nettamente inferiore rispetto a

quella dei legami interatomici; anche se scarsa questa forza, è, comunque, significativa e importante per spiegare il comportamento dei composti molecolari e soprattutto il loro stato di aggregazione solido liquido e aeriforme. Sostanze molecolari gassose a temperatura ambiente e pressione atmosferica non presentano legami intermolecolari

• Si dividono in interazioni:

1. Dipolo-dipolo

2. Ponte idrogeno

3. Forze di van der Waals

Interazioni dipolo/dipolo

• tra le estremità opposte delle molecole polari (per es. HCl) si esercitano reciproche attrazioni.

legame a idrogeno o a ponte di idrogeno

• si stabilisce tra un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo di piccole dimensioni e molto elettronegativo (fluoro, ossigeno, azoto), e un altro atomo elettronegativo di una molecola vicina.

• Il legame a idrogeno si manifesta in molecole fortemente polari come fluoruro di idrogeno HF, acqua H2O, ammoniaca, NH3.

Forze di van der Waals-London

• Sono interazioni tra molecole

sono forze di energia inferiore rispetto alle precedenti:

si dividono in:

ione - dipolo permanente

dipolo permanente - dipolo indotto

dipolo istantaneo - dipolo indotto (forze di London )

dipolo indotto - dipolo indotto ( forze di London )

J.D. Van der Waals

Wolfgang Fritz London

Ione-dipolo permanente

Lo ione sodio (Na+) e cloro (Cl-) vanno a legarsi alla molecola dipolare dell’acqua (dipolo) e ciò spiega il modo in cui il sale da cucina si scioglie in acqua (dissociazione ionica)

Dipolo permanente-dipolo indotto

quando una molecola polare si avvicina ad una non polare induce in quest'ultima un dipolo elettrico di minore intensità che perdura fintanto che le due molecole restano vicine. Si genera così attrazione come per il dipolo-dipolo. L'intensità è proporzionale al dipolo che induce polarizzazione e dalla polarizzabilità della seconda molecola, grandezza che a sua volta cresce con la superfice della molecola.

dipolo istantaneo-dipolo indotto e dipolo indotto-dipolo indotto

– sono dette forze di dispersione di London, dal nome del fisico che le ha studiate. Gli elettroni che si muovono continuamente attorno ad un nucleo creano piccolissimi dipoli istantanei che inducono a loro volta dipoli istantanei su molecole vicine. Queste forze sono debolissime, ma la loro somma genera una risultante che tiene assieme molecole non polari. Sono proporzionali alla superfice delle molecole interagenti.

– Pertanto solamente nelle molecole formate da parecchi legami, quindi molecole relativamente grandi, queste forze riescono a tenere legate le molecole, Ad esempio gli idrocarburi saturi (alcani) sono liquidi a partire dal pentano (C5H12).