LEGAMI
1
Per decrivere il legame chimico, sono state enunciate due teorie :
la teoria del legame di valenza (VB)
Lewis, 1916 – Pauling
gli atomi che formano la molecola conservano intatta la struttura elettronica
interna, e si legano fra loro mediante condivisione di coppie di elettroni esterni
a teoria degli orbitali molecolari (MO)
1927
gli atomi non conservano la loro identità, tutti i loro elettroni si distribuiscono su
nuovi orbitali molecolari che hanno al centro i nuclei degli atomi che partecipano
al legame
2
La VALENZA di un elemento è data dal numero di elettroni che esso
deve perdere, o acquistare, o mettere in comune con uno o più atomi
per completare il suo ottetto esterno di elettroni
Elettroni di valenza = elettroni dello strato più esterno
s1
s2
s2p1 s2p2 s2p3 s2p4
s2p5 s2p6
SIMBOLI DI LEWIS
3
REGOLA DELL’OTTETTO
Ciascun atomo tende a raggiungere la configurazione elettronica
esterna più stabile possibile, quella caratterizzata dalla presenza di
8 elettroni nel guscio esterno tipica dei gas nobili
(s2p6) tramite la
formazione di legami tra atomi della stessa specie o di specie
diversa
L’ottetto può essere raggiunto:
1. Mediante il trasferimento di uno o più elettroni da un atomo
all’altro: LEGAME IONICO
2. Mediante la condivisione
di uno o più elettroni provenienti da
ciascuno degli atomi: LEGAME COVALENTE
4
LEGAMI COVALENTI
DANNO ORIGINE A
UNA MOLECOLA
Covalenti OMOPOLARI
Covalenti POLARI
Covalenti DI COORDINAZIONE (Dativi)
LEGAMI ELETTROSTATICI
DANNO ORIGINE A
UN COMPOSTO IONICO
Legame IONICO
LEGAMI ELETTROSTATICI
Legame
IONE – DIPOLO
LEGAME
METALLICO
Legame DIPOLO – DIPOLO
LEGAMI
ELETTROSTATICI INTERMOLECOLARI
Legame
IONICO
Legami di Van der Waals
Legame DIPOLO – DIPOLO INDOTTO
Legame IONE – DIPOLO
Legame DIPOLO INDOTTO – DIPOLO
Forze di London
Legame INDOTTO
DIPOLO – DIPOLO
Legame IDROGENO
Legami di Van der Waals
Legame DIPOLO – DIPOLO INDOTTO
Legame DIPOLO INDOTTO – DIPOLO INDOTTO
LEGAMI COVALENTI
Forze di London
Legame IDROGENO
5
Covalenti OMOPOLARI
Legame ionico
E’ un legame dovuto alla attrazione elettrostatica tra cariche opposte.
Si forma quando si combinano fra di loro due elementi aventi, rispettivamente
un basso potenziale di ionizzazione e una elevata affinità per l'elettrone
6
un atomo di Na e un atomo di Cl si avvicinano:
il sodio perde un elettrone e diventa il catione Na+,
il cloro acquista un elettrone diventando l’anione Cl-
7
Per l'attrazione che si stabilisce tra le cariche opposte,
cationi ed anioni si uniscono a formare un solido.
ogni catione è circondato da anioni ed ogni anione è circondato da cationi
(in questo modo le repulsioni tra ioni dello stesso segno vengono minimizzate)
La carica q dei cationi e carica q degli anioni sono in
ugual numero perché il composto nel suo complesso
deve essere elettricamente neutro
non esiste una molecola NaCl
in quanto non esistono delle unità NaCl distinte dalle altre
la formula NaCl indica invece che nel cristallo c'è un rapporto tra gli ioni di 1:1
cioè che per ogni ione Na+ esiste uno ione Cl-.
8
Allo stato solido, gli ioni sono tenuti insieme da
forze elettrostatiche coulombiane. La forza di
legame è calcolabile mediante la legge di
Coulomb
9
Perché dai singoli atomi si formi un composto stabile si deve verificare un
abbassamento dell’energia:
Potenziale ionizzazione
Na
Affinità elettronica
Cl + e-
Energia reticolare
Na+ + e-
+ 496 kj/mole
Cl-
- 349 kj/mole
Na+ + Cl- NaCl
_________________
Na + Cl
NaCl
- 787 kj/mole
___________
- 640 kj/mole
Energia reticolare
energia liberata quando ioni gassosi separati
sono impaccati a formare un solido ionico
10
ioni
poliatomici
11
Legame covalente
Il legame covalente tra due atomi è dovuto alla condivisione di
una o più coppie di elettroni (coppie elettroniche di legame) per
soddisfare la tendenza degli atomi stessi a raggiungere la
configurazione elettronica di gas nobile.
Le coppie di legame si formano per l'accoppiamento di elettroni
che si trovano spaiati quando sono nei rispettivi atomi isolati.
Il numero di legami che un atomo può formare dipende dal
numero di elettroni spaiati che esso possiede.
legame covalente omopolare, o puro - tra atomi uguali
legame covalente polare - tra atomi diversi
12
13
14
energia
del legame H-H
La quantità di energia liberata quando il legame si forma è uguale
alla quantità che deve essere assorbita per rompere il legame
15
configurazione
elettronica
elemento (simbolo)
esterna
formazione
(molecola)
del
legame
1s1
Idrogeno (H)
Cloro (Cl)
configurazione
1s22s22p63s23p
5
Ossigeno (O)
1s22s22p4
Azoto (N)
1s22s22p3
Neon (Ne)
1s22s22p6
quando due o tre coppie di elettroni sono condivise tra gli stessi atomi
si forma un legame doppio, o triplo
16
Il legame covalente può essere
di tipo  (sigma)
L’orbitale molecolare giace lungo la retta ideale congiungente i
due nuclei
di tipo  (pi greco)
L’orbitale molecolare
internucleare
è
localizzato
sopra
e
sotto
l’asse
17
legami di tipo 
18
legami di tipo 
px
px
Due orbitali p si sovrappongono lateralmente.
La densità elettronica è concentrata sopra e sotto l’asse di legame
19
Il legame 
si forma solo dopo che
si è formato un legame di
tipo sigma
doppio legame = legame  + legame 
triplo legame = legame  + due legami 
20
Solo C, N, O, S atomi di piccolo raggio, sono capaci di formare
legami  e quindi doppi legami.
Atomi con raggio atomico maggiore non possono formare
doppi legami perché i loro orbitali p sono troppo distanti e non
riescono ad avvicinarsi tanto da compenetrarsi
21
Legami  e  nella molecola di O2
Legami  e  nella molecola di N2
22
23
lunghezza di legame = distanza tra i due nuclei
24
legame covalente puro o omopolare = il legame si stabilisce
fra due atomi uguali
legame covalente eteropolare = il legame si stabilisce fra due
atomi
diversi, e gli elettroni di legame sono diversamente
attratti dai due atomi
25
ELETTRONEGATIVITÀ
E’ la proprietà di un atomo in un legame di addensare su di sè
la carica elettrica degli orbitali di legame
L’elemento più elettronegativo è quello che assume una carica
negativa parziale rispetto all’altro
Nella tavola periodica
l’elettronegatività
aumenta da sinistra a
destra e
decresce dall’alto
verso il basso
Elettronegatività di alcuni elementi, secondo Pauling
H
2.1
Li
Be
1.5
2.0
2.5
Na
Mg
Al
Si
K
Ca
1.0
0.9
0.8
E’ inversamente
correlata al raggio atomico
1.2
1.0
B
1.5
C
1.8
N
3.0
P
O
F
3.5
4.0
2.1
2.5
S
Cl
As
Se
Br
2.0
2.4
Te
2.1
3.0
2.8
I
2.5
26
MINORE
il raggio atomico
MAGGIORE l’attrazione esercitata dal nucleo sugli elettroni
27
nell’ambito degli elementi di transizione le variazioni di elettronegatività,
come quelle di raggio atomico, sono meno marcate
28
Dalla differenza di elettronegatività, DEN, dei due atomi
impegnati in un legame è possibile risalire alla
% di carattere ionico del legame.
DEN
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
1.2
1.4
1.6
1.8
2.0
2.2
2.4
2.6
2.8
%
ionicità
1
4
9
15
22
30
39
47
56
63
70
76
82
86
29
0,4
30
31
La tabella è stata concepita per esprimere il carattere ionico del
legame covalente.
Soprattutto, non la si deve utilizzare nel caso di composti ionici,
né, tantomeno, per valutare se un composto sia di natura ionica o
covalente.
Un suo uso improprio potrebbe infatti portare a conclusioni
contraddittorie.
Ad esempio, composti decisamente ionici, quali NaCl, MgCl2 o
ZnCl2, risulterebbero avere un carattere ionico (rispettivamente
67%, 55% e 39%) inferiore o simile a certi composti covalenti
quali BeF2 (79% ionicità) o BF3 (63%).
Oppure si sarebbe tentati di concludere che l'acido fluoridrico è un
composto di natura più ionica che covalente, avendo il legame in
HF il 59% di ionicità.
32
La differente elettronegatività degli atomi presenti in una molecola
dà origine ad un dipolo
Il dipolo è un sistema costituito da due cariche elettriche uguali e di
segno opposto, poste ad una distanza relativamente piccola tra loro
Quando in una molecola si verifica un addensamento di carica negativa
in una zona (-) e una conseguente rarefazione di essa (+) in un’altra
zona si crea un dipolo e la molecola si definisce dipolare.
33
Per stabilire se una molecola con più di un legame
polare assuma carattere
dipolare è necessario conoscere la sua struttura.
Se le polarità di legame sono disposte in modo
simmetrico, si annullano reciprocamente e la
molecola non ha momento dipolare.
34
LEGAME DATIVO
(o di COORDINAZIONE)
Nel legame covalente dativo un atomo condivide un suo
doppietto elettronico con un altro atomo che presenta solo
l'orbitale vuoto disponibile ad accettare due elettroni.
Si distingue pertanto un atomo “donatore” e uno “accettore”
35
Formazione dello ione ammonio
NH3 + H+
NH4+
Il protone presenta un orbitale vuoto, mentre l'ammoniaca dispone di una coppia di
elettroni non impegnata in legame (lone pair).
L'ammoniaca metta in conpartecipazione con il protone tale doppietto elettronico
con la formazione di un legame covalente dativo.
Il legame dativo viene indicato da una freccia che parte dall'atomo
donatore e raggiunge l'atomo accettore della coppia di elettroni.
1 protone
10 protoni
10 elettroni
11 protoni
10 elettroni
36
Formazione dello ione idronio (o idrossonio o ossonio):
H 2O + H +
H 3O +
37