Il comportamento di una sostanza può essere
interpretato in maniera completa solo se si conosce
anche la natura dei legami che tengono uniti gli atomi.
Esempio degli ISOMERI
CH3CH2OH
CH3-O-CH3
ma la formula bruta è la stessa C2H6O
Le teorie sul legame chimico (ionico,
covalente e metallico) si basano su:
•Legge di Coulomb (bilanciamento forze
elettriche)
•Meccanica
quantistica
movimento degli e-)
(posizione
e
Nei vari tipi di legame sono coinvolti gli e- esterni detti
elettroni di valenza
LEGAME IONICO
E’ un legame di natura elettrostatica che
si forma tra due elementi aventi
rispettivamente
- una bassa energia di ionizzazione
-un’alta affinità elettronica.
Es. NaCl
Composti con legami ionici
Nei cristalli ionici non sono presenti
molecole ben definite, ma un numero
grande di ioni presenti in un dato
rapporto
I composti ionici non sono molti.
Quasi tutti i composti conosciuti
presentano un legame in cui gli
atomi sono legati tra loro in modo
da raggiungere una configurazione
più stabile, a minore energia,
mettendo in compartecipazione
coppie di elettroni
Legame covalente
dovuto alla condivisione tra 2 atomi di
1 o + coppie di e- in modo che ciascun
atomo raggiunga la configurazione di
un gas nobile.
Le coppie elettroniche si formano per
accoppiamento di elettroni spaiati.
TEORIA A COPPIA DI ELETTRONI (teoria di Lewis)
La teoria si basa sull’ipotesi avanzata da Lewis nel
1916 secondo cui il legame covalente è dovuto alla
condivisione di elettroni tra due atomi di una o più
coppie di elettroni
in modo che ciascun atomo
raggiunga la configurazione di gas nobile
LEGAME COVALENTE POLARE
Momento di dipolo:
Prodotto della carica per la
distanza
La risultante dei momenti di dipolo
dei singoli legami nella molecola
ne determina la polarità o apolarità.
Polarità delle molecole
TEORIA VSEPR: VALENCE SHELL ELECTRON
PAIR REPULSION
La disposizione geometrica dei legami intorno a un
atomo dipende dal numero totale di coppie
elettroniche, di legame e solitarie, che lo circondano.
Tali coppie si dispongono nello spazio in modo da
minimizzare la loro mutua repulsione.
Geometria molecolare VSEPR
Due modi per mostrare la
geometria della molecola NH3
Due modi per mostrare la
geometria della molecola di
H2O
Alcune molecole o ioni (es. O3, SO2, ione
NO3-, benzene)
Possono essere rappresentate da
strutture in risonanza

Differiscono per la disposizione degli e
Sono strutture limite o canoniche ma che
concorrono alla rappresentazione della
struttura reale
TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB)
Interpreta il legame chimico in termini di meccanica
ondulatoria e si basa sul concetto di Lewis secondo il
quale gli atomi si legano per condivisione di coppie di
elettroni.
Si può determinare una funzione d’onda ψcov che
descrive il comportamento degli elettroni occupanti, a
spin antiparallelo, una stessa regione dello spazio tra
due nuclei.
Condizioni:
- gli orbitali atomici che si sovrappongono devono
avere la stessa energia;
- ognuno dei due atomi deve contribuire con orbitali
atomici che descrivono un solo elettrone;
- la direzione di massima sovrapposizione degli
orbitali corrisponde alla direzione del legame.
Legami σ e π nella molecola di N2
La teoria
degli orbitali ibridi
rappresenta un trattamento più avanzato
rispetto alla teoria VSEPR che prevede la
geometria della molecola senza tenere
conto delle energie dei legami (es. BeH2).
L’ibridizzazione non è un fenomeno fisico reale ma
è un metodo matematico (combinazione lineare)
che permette di ottenere per un atomo nuovi
orbitali che presentano, rispetto agli orbitali
atomici puri da cui sono ottenuti, zone di
probabilità in direzioni dello spazio che
concordano con le direzioni dei legami, osservate
sperimentalmente o previste con la teoria VSEPR
TEORIA DELL’ORBITALE MOLECOLARE (MO)
Assegna gli elettroni di una molecola a una serie di
orbitali, detti orbitali molecolari che appartengono
all’intera molecola e vengono ordinati secondo
energie crescenti secondo il principio di Pauli e la
regola di Hund.
Come gli orbitali atomici sono funzioni matematiche
che descrivono il comportamento di un elettrone in un
atomo così gli orbitali molecolari descrivono il
comportamento di un elettrone nella molecola.
Gli orbitali molecolari si ottengono con un
procedimento matematico di combinazione lineare
degli orbitali atomici.
ORDINE DI LEGAME=
elettronilegame  elettroniantilegame
2
Legame metallico
Tipico di elementi a bassa I che hanno le proprietà:
•Elevata conducibilità termica ed elettrica
•Buona duttilità e malleabilità
•Struttura compatta
•Opacità e lucentezza
Legame e proprietà interpretabili con la teoria delle bande:
Se la teoria MO viene applicata a un numero N grande di atomi si ottengono N
orbitali molecolari a energia ravvicinata con infittimento di livelli da generare una
banda praticamente continua
Vi sono tante bande quanti sono gli orbitali atomici negli atomi isolati
a dare la banda di valenza
Se le energie degli orbitali di partenza sono molto diverse le bande di
energia rimangono separate se vicine si sovrappongono
Per la conduzione elettrica occorre che la banda di
valenza che si sovrappone a quella sottostante (banda di
conduzione) sia solo parzialmente occupata in modo che
gli elettroni eccitati termicamente o elettricamente
possano facilmente passare ai livelli energetici vuoti.
Colore dei metalli  assorbimento di radiazioni luminose
diverse perché diverso può essere il DE tra ultimo livello
occupato e primo livello libero.
Nei metalli gli elettroni di valenza non appartengono
al singolo atomo ma a tutto il cristallo metallico cioè
sono delocalizzati come un “mare di elettroni” che
circonda gli ioni metallici positivi.
I legami deboli
FORZE DI VAN DER WAALS
Forze dipolo-dipolo
Forze dipolo-dipolo indotto
Forze dipolo istantaneo-dipolo istantaneo o di London
Legame a H nell’acqua
Struttura aperta del ghiaccio con legami a H direzionali
Catena di legami a H in HF
Struttura a strati di B(OH)3 che permette alla sostanza di essere solida a T ambiente e
struttura lamellare che riflette la luce
Legame a H intramolecolare