I LEGAMI CHIMICI
Gli atomi si legano tra di loro perché, in questo
modo, si forma un sistema che ha minore contenuto
energetico rispetto agli atomi isolati ed è, pertanto,
più stabile.
In generale, si ha formazione di un
legame chimico fra due o più
atomi, soltanto se la loro unione a
partire da atomi isolati libera E
La tendenza a raggiungere
spontaneamente lo stato cui
corrisponde la minor E potenziale
possibile, è propria di ogni
sistema materiale
pag. 140 par.1
L’energia di legame
Per allontanare atomi legati chimicamente e riportarli allo stato
di atomi isolati, bisogna fornire E: la quantità di E necessaria è
esattamente uguale a quella liberata durante la formazione del
legame.
Si definisce energia di legame (kJ/mol) la quantità di energia
che è necessario fornire a una mole di sostanza per rompere il
legame che tiene uniti i suoi atomi.
Tanto maggiore è l’energia di legame, tanto più stabile è il
composto e, tanto più forte è il legame che unisce gli atomi.
La regola dell’ottetto
pag. 141-142 par.2
La formazione del legame chimico abbassa l’E del sistema
perché gli atomi, legandosi, raggiungono la configurazione
elettronica esterna s2p6 cioè l’ottetto, che è una configurazione
stabile, a bassa E.
I gas nobili sono costituiti da atomi isolati perché avendo
configurazione elettronica esterna s2p6 sono già stabili.
L’interpretazione elettronica del legame chimico fu avanzata nel
1904 dal chimico Abegg il quale, partendo dall’osservazione
dell’inerzia degli elementi aventi otto elettroni esterni, propose la
teoria secondo la quale gli atomi si scambierebbero elettroni
proprio per raggiungere la stessa configurazione dei gas nobili.
Nel 1916, Lewis estese questa interpretazione, sostenendo che
gli atomi possono raggiungere la configurazione stabile anche
condividendo gli elettroni.
Lewis definì questa tendenza degli atomi a raggiungere la
configurazione dei gas nobili Regola dell’ottetto:
gli atomi tendono a raggiungere la stabilità acquistando, cedendo
o condividendo elettroni con un altro atomo in modo da
raggiungere l’ottetto cioè una configurazione elettronica esterna
simile a quella del gas nobile più vicino nella tavola periodica.
La regola dell’ottetto non è tuttavia assoluta: molecole quali
BeH2 e BH3 non raggiungono l’ottetto mentre molecole quali PCl5
e SF6 hanno più di otto elettroni nel livello esterno.
La tavola periodica e i legami tra
gli elementi
pag.153 par.8
Il tipo e il numero di legami sono determinati dalla configurazione
elettronica esterna degli atomi che si legano e quindi, dai loro
valori di E di ionizzazione ed Affinità elettronica ovvero dalla loro
differenza di Elettronegatività (∆E).
∆E < 0,4: legame covalente puro / legame metallico
0,4 < ∆E < 1,9 : legame covalente polare
∆E > 1,9: legame ionico
Osservando la tavola periodica si può affermare che:
1.I non metalli formano tra loro legami covalenti: se gli atomi
di non metallo sono uguali il legame è covalente puro; se sono
diversi e hanno diversa elettronegatività, il legame è covalente
polare.
2.I metalli e i non metalli formano fra loro legami ionici: il
carattere ionico del legame cresce all’aumentare della
differenza di elettronegatività fra gli atomi del composto.
3. I metalli formano tra loro legami metallici.
Il passaggio da un legame all’altro non è netto ma graduale.
In particolare il legame ionico può essere considerato un caso
estremo di legame covalente polare: i composti con spiccato
carattere ionico sono quelli formati dagli elementi del primo e
del secondo gruppo con gli alogeni e con l’ossigeno.
IL LEGAME COVALENTE
Il legame covalente si
forma quando due atomi
mettono in comune una
o più coppie di elettroni.
Atomi uniti da un legame
covalente formano una
molecola.
Si forma tra non metalli in
quanto atomi con:
- bassa E di ionizzazione
- elevata Affinità elettronica
- elevata Elettronegatività
pag.142-144 par.3
Gli elettroni sono messi in compartecipazione per
raggiungere l’ottetto e appartengono ad entrambi
gli atomi che li condividono (risultando attratti da
entrambi i loro nuclei).
Il legame covalente è caratteristico delle molecole
biatomiche (es. H2, Cl2), ma la tendenza a mettere
in comune elettroni si manifesta anche tra atomi
di natura diversa (HF, H2O, NH3, CH4 ecc.).
I legami tra gli atomi possono essere rappresentati con la
simbologia di Lewis oppure con le formule di struttura
(trattini).
La rappresentazione delle molecole può essere effettuata
anche con il modello a orbitali (vedi appunti)
Lunghezza di legame
pag.144-145
La lunghezza di legame è la distanza che intercorre tra i nuclei
di due atomi uniti da un legame covalente.
Essa dipende dall’insieme delle forze attrattive e repulsive tra
nuclei ed elettroni. A distanze minori di quella di legame
prevalgono le forze repulsive
La lunghezza di legame è misurabile sperimentalmente. Essa
aumenta all’aumentare delle dimensioni atomiche e al
diminuire della forza di legame.
I legami covalenti multipli
Il legame covalente può essere
• singolo: se è condivisa una sola coppia di elettroni;
• doppio: se sono condivise due coppie di elettroni;
• triplo: se sono condivise tre coppie di elettroni.
Un legame doppio è più corto e più forte di uno semplice
Un legame triplo è più corto e più forte di uno doppio
Legame covalente puro, omopolare e
polare
pag.148-149 par 5
Se i due atomi legati da legame covalente sono identici il legame
è covalente puro.
Atomi diversi possono mettere in compartecipazione i loro
elettroni di valenza: se gli atomi, pur essendo diversi, hanno
elettronegatività uguale (o ∆E < 0,4) il legame è covalente
omopolare, se invece esercitano sugli elettroni di legame una
diversa forza attrattiva (∆E > 0,4) si forma un legame covalente
polare.
Gli elettroni non si trovano più al centro fra i due atomi, ma sono
spostati verso l’atomo a maggiore elettronegatività su cui si
forma una parziale carica negativa (δ–). L’altro atomo acquisisce
una parziale carica positiva (δ+). La molecola prende il nome di
dipolo
Puro o omopolare
Polare
Tanto maggiore è la
differenza di
elettronegatività fra
due atomi, tanto più è
polarizzato il legame
che li unisce.
> 60% ionico
IL LEGAME COVALENTE DATIVO
Pag. 146-147 par.4
Il legame covalente dativo si forma 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.
Questo legame si può realizzare quando un atomo
che, impegnato in altri legami ha già raggiunto
l’ottetto, possiede coppie elettroniche libere.
Si indica con una freccia rivolta verso l’atomo
accettore.
Ad es. l’atomo di cloro dell’acido ipocloroso HClO può formare
1, 2 o 3 legami dativi con 1,2 o 3 atomi di O formando altri
tre acidi
Acido ipocloroso
..
:Cl – OH
..
Altri esempi: ione ammonio e ione idronio.
Vedi appunti
IL LEGAME IONICO
Il legame ionico si forma quando la differenza di
elettronegatività tra due atomi è maggiore di 1,9 ovvero
superiore al 60%.
In questo caso 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:
l’atomo più elettronegativo diventa uno ione negativo
(ANIONE), l’altro uno ione positivo (CATIONE)
Gli ioni si attraggono per forza elettrostatica formando un
legame ionico.
Una volta formatosi, lo ione negativo assume la configurazione
del gas nobile successivo, mentre lo ione positivo assume
quella del gas nobile che lo precede nella tavola periodica.
Dalla posizione sulla tavola periodica si può dedurre
che:
• gli elementi metallici (a sinistra nella tavola
periodica) tendono a cedere elettroni
diventando ioni positivi;
• i non metalli (a destra nella tavola periodica)
tendono ad acquistare elettroni trasformandosi
in ioni negativi.
In generale:
• i metalli dei gruppi I, II e III tendono a perdere,
rispettivamente, 1, 2 o 3 elettroni (elettroni livello
esterno), formando cationi di carica +1,+2 e +3
• i non metalli dei gruppi V, VI e VII, tendono ad
acquistare, rispettivamente, 3, 2 ed 1 elettrone,
trasformandosi in anioni di carica -3, -2 e -1
Il numero degli atomi coinvolti dovrà essere tale da
consentire che il numero degli elettroni persi sia
uguale a quello degli elettroni acquistati.
Vedi appunti: Rappresentazione del legame ionico
con le formule di Lewis e con l’equazione chimica
Gli ioni in un composto ionico sono disposti secondo
uno schema ben preciso (impacchettamento) e
danno luogo a un reticolo cristallino.
LA FORMULA MINIMA
La formula dei composti ionici indica il rapporto di
combinazione tra ioni positivi e negativi ma non
rappresenta la molecola di un composto perché nei
cristalli non si distinguono unità molecolari.
E’ pertanto definita formula minima.
CARATTERISTICHE DEI COMPOSTI IONICI
I composti ionici sono
solidi a temperatura
ambiente e hanno alti
punti di fusione (a
causa delle forti forze
attrattive tra uno
ione e l’altro), sono
buoni conduttori di
elettricità sia allo
stato fuso che in
soluzione.
IL LEGAME METALLICO
Gli atomi metallici possono mettere in comune gli
elettroni di valenza, che vengono condivisi tra più
nuclei.
Il legame metallico è dovuto all’attrazione fra gli ioni
metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano.
Gli ioni metallici positivi occupano posizioni quasi fisse nel
cristallo e tutti gli elettroni più esterni passano liberamente da
un atomo all’altro.
La nuvola elettronica avvolge e tiene uniti tutti i cationi
metallici del cristallo.
Tanto più sono numerosi gli elettroni mobili tanto più forte è il
legame metallico.
La mobilità degli elettroni più esterni conferisce le
caratteristiche proprietà metalliche:
lucentezza, conducibilità termica ed elettrica, malleabilità,
duttilità.
LA FORMA DELLE MOLECOLE
pag.153-154 par.9
Le proprietà peculiari di una sostanza dipendono
dal modo in cui sono disposti gli atomi delle
molecole che la costituiscono, cioè dalla sua
geometria.
Ciò che definisce la geometria di una molecola è
l’angolo di legame, ovvero l’angolo formato dagli
assi congiungenti i nuclei degli atomi che si legano.
Es. molecola di acqua: presenta
due coppie elettroniche di legame
e
due coppie elettroniche libere
La teoria VSEPR
pag.154-157 par.10
La geometria delle molecole è ricavabile utilizzando la teoria
VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) ovvero teoria
della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di
valenza (perché presuppone che gli elettroni di valenza si
respingano reciprocamente)
I principi fondamentali della teoria VSEPR sono:
• la disposizione degli atomi in una molecola dipende dal
numero totale di coppie elettroniche di valenza (di legame e
libere) che circondano l’atomo centrale;
• le coppie elettroniche, avendo uguale segno, si respingono
collocandosi alla maggiore distanza possibile le une dalle altre.
MOLECOLE CON TUTTE LE COPPIE ELETTRONICHE
IMPEGNATE IN LEGAMI
In base al numero di coppie elettroniche condivise intorno
all’atomo centrale (ricavabili dalle formule di Lewis)
si ha che:
• due coppie individuano una geometria lineare con angoli
di 180°
• tre coppie determinano un assetto triangolare equilatero
con angoli di 120°
• quattro coppie individuano una geometria tetraedrica con
angoli di 109,5°
MOLECOLE CON COPPIE ELETTRONICHE LIBERE O
CON LEGAMI MULTIPLI
La forma della molecola dipende anche delle coppie
elettroniche libere che, essendo attratte da un solo nucleo,
risultano più vicine ad esso.
Le coppie di elettroni liberi hanno un comportamento simile a
quello delle coppie condivise ma la repulsione tra le coppie di
elettroni liberi è maggiore della repulsione tra una coppia
libera e una condivisa che, a sua volta, è maggiore della
repulsione tra due coppie di elettroni condivisi.
La conseguenza è che esse, generando una repulsione
maggiore, costringono le coppie elettroniche condivise ad
avvicinarsi: ciò comporta una diminuzione degli angoli di
legame (vedi es. ammoniaca e acqua).
I legami covalenti doppi e tripli valgono come un legame
singolo ai fini della geometria molecolare (anche se
determinano una repulsione maggiore sulle coppie adiacenti).
Molecola di NH3: 4 coppie elettroniche di cui una libera
La geometria di riferimento è quella tetraedrica.
Tuttavia, a causa della maggiore repulsione esercitata dalla
coppia di elettroni liberi, gli angoli di legame anziché essere
di 109,5° sono pari a circa 107,3°.
Inoltre, poiché la molecola presenta solo tre legami, la
molecola non ha forma tetraedrica ma piramidale
triangolare.
Molecola di H2O: 4 coppie elettroniche di cui due libere
La geometria di riferimento è quella tetraedrica.
Per la presenza di due coppie elettroniche libere, l’angolo di
legame diminuisce ulteriormente, è infatti di 104,5°.
Avendo solo due legami la molecola assume una forma detta
piegata.