Le teorie sul legame chimico (ionico,
covalente e metallico) si basano su:
•Legge di Coulomb (bilanciamento forze
elettriche)
•Meccanica
quantistica
(posizione
e
movimento degli e-)
Nei legami chimici sono coinvolti gli elettroni di valenza (periferici)!
ENERGIA DI LEGAME
Legame ionico di natura elettrostatica si realizza tra 2
elementi aventi una bassa I ed un’alta A
I composti ionici sono duri, rigidi e fragili, hanno alte Tf e T eb,
allo stato fuso sono conduttori di elettricità, si sciolgono in
solventi polari nei quali possono condurre la corrente elettrica.
Composti con legami ionici
CARATTERISTICHE DEI
COMPOSTI IONICI
I composti ionici sono tutti solidi a
temperatura ambiente. Hanno in genere
punti di fusione elevati e punti di
ebollizione ancora più elevati, per cui è
difficile farli passare allo stato di
vapore. Ciò indica che l’attrazione fra gli
ioni è forte, per cui occorre molta
energia per separarli.
Caratteristiche dei composti ionici allo stato liquido
Quando il composto ionico è allo stato liquido, ogni ione è circondato da ioni di
segni opposto; per le caratteristiche proprie dei liquidi, gli ioni non sono vincolati
a posizioni fisse, ma possono muoversi attraverso il liquido. Ciò spiega perché i
composti ionici allo stato liquido sono in grado di condurre corrente elettrica. Si
ha, perciò, un passaggio di corrente quando delle particelle carche si muovono. Se
nel liquido si immergono due elettrodi aventi cariche di segno opposto, gli ioni
positivi migrano verso l’elettrodo negativo, mentre gli ioni negativi vanno verso
l’elettrodo positivo.
elettrodo
positivo
(+)
elettrodo
negativo
(-)
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Direzione di migrazione degli ioni
verso i due elettrodi immersi in un
composto ionico allo stato fuso.
Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)
1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo.
= Atomo di sodio (Na)
Na
Na+ + e-
2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo.
Cl + e-
Cl-
3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti.
= Atomo di sodio (Na)
= Atomo di cloro (Cl)
Na+
+
Cl-
NaCl
Nei cristalli ionici non sono presenti
molecole ben definite, ma un numero
grande di ioni presenti in un dato
rapporto (Na:Cl, 1:1)
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 (teoria di Lewis).
Le coppie elettroniche si formano
per accoppiamento di elettroni
spaiati.
Il legame covalente si forma fra atomi la cui differenza dei valori di
elettronegatività non è maggiore di 1,7. I due atomi mettono in comune un
elettrone ciascuno. Gli elettroni che vengono messi in comune sono
elettroni spaiati, cioè elettroni che si trovano isolati in un orbitale. Quando i
due atomi si avvicinano a sufficienza, avviene una parziale sovrapposizione
dei due orbitali in cui si trovano gli elettroni spaiati: i due orbitali si
compenetrano l’un l’altro per una certa regione di spazio, che apparterrà
contemporaneamente ad entrambi gli orbitali e di conseguenza gli elettroni
che si trovano in questi orbitali apparterranno contemporaneamente ai due
atomi.
Il legame covalente è il legame chimico più forte e si distinguono due tipi di
legame covalente:
1 - il legame covalente puro;
2 - il legame covalente polare.
Legame eteronucleare più o meno polarizzato
Legame
omonucleare
Legame covalente omonucleare
Legame covalente eteronucleare
Legame covalente dativo
Un legame covalente polare si forma tra atomi che hanno
elettronegatività diversa, ma non tanto diversa da rendere
possibile la formazione di un legame ionico (la differenza dei
valori di elettronegatività è sempre minore di 1,7).
I due atomi mettono in comune i loro elettroni spaiati, tramite la
sovrapposizione degli orbitali in cui si trovano questi elettroni.
Tuttavia la coppia di elettroni non è equamente condivisa fra i
due atomi: gli elettroni passano più tempo attorno all’atomo più
elettronegativo, rendendolo parzialmente negativo, mentre l’altro
atomo diviene parzialmente positivo.
Teoria di Lewis
Teoria del legame di valenza
Teoria dell’orbitale molecolare
Formule di struttura
I simboli di Lewis mettono in evidenza la configurazione
elettronica esterna: elettroni di valenza
Formule di Lewis  elettroni di valenza (elettroni spaiati
o spaiabili) indicati come punti e coppie elettroniche
come trattini
Le coppie non utilizzate nel legame (trattini) si chiamano
doppietti solitari
Le formule di Lewis non danno nessuna indicazione
circa la disposizione spaziale o geometria dei legami
Legame omonucleare
Legame eteronucleare
o di coordinazione
Un atomo mette a disposizione una coppia elettronica e l’altro un orbitale vuoto
per riceverli
donatore
accettore
N.B.: questo tipo di legami non sono diversi dagli altri legami covalenti
Una molecola biatomica contenente un legame polare è sempre polare,
cioè ha un’estremità positiva e un’estremità negativa.
Nel caso di molecole con più di due atomi, la situazione può essere
diversa, e dipende dalla geometria della molecola e dalla somma
vettoriale dei momenti dipolari associati ai vari legami polari.
Possiamo considerare alcuni esempi:
- la molecola dell’acqua (H2O)
- la molecola del biossido di carbonio (CO2)
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.
La disposizione geometrica dei legami attorno ad un atomo
dipende dal numero totale di coppie elettroniche (di legame e
solitarie) che lo circondano
Le coppie elettroniche si dispongono nello spazio in modo da
minimizzare la loro mutua repulsione
Geometria molecolare VSEPR
La disposizione spaziale influenza il momento di
dipolo della molecola  m e quindi la polarità
totale della molecola
Due modi per mostrare la
geometria della molecola NH3
Due modi per mostrare la
geometria della molecola di
H2O
Polarità delle molecole
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
Il legame chimico viene interpretato alla luce della meccanica quantistica
Sovrapposizione di orbitali atomici
- Gli orbitali atomici (OA) che si sovrappongono devono avere
energie simili
- Ognuno dei due atomi deve contribuire con OA che
descrivano un solo e- (o una coppia di e- e un orbitale vuoto)
- La direzione di massima sovrapposizione degli OA
corrisponde alla direzione di legame
La molecola N2
Geometria molecolare: orbitali ibridi
(Trattazione avanzata della teoria VSEPR)
• Si ottengono orbitali ibridi isoenergetici orientati lungo le
direzioni dei possibili legami che l’atomo centrale può
formare
Teoria del VB
Negli orbitali ibridi può essere alloggiata anche una coppia solitaria
ibridizzazione sp3
C
ibridizzazione sp2
ibridizzazione sp
Teoria dell’orbitale molecolare

Introdotta per spiegare le proprietà magnetiche e
spettroscopiche di alcune molecole
Teoria dell’orbitale molecolare (OM)
Assegna gli elettroni di una molecola a una serie di orbitali, detti
orbitali molecolari (OM), che appartengono all’intera molecola
Gli OM sono delle funzioni matematiche che descrivono il
comportamento di un elettrone in una molecola (analogamente
agli OA negli atomi)
Gli OM si ottengono per combinazione lineare degli OA
Gli elettroni, in numero uguale al totale di elettroni degli atomi della
molecola, vengono assegnati agli OM seguendo il principio di Pauli
e la regola di Hund
Il legame in una molecola è tanto più forte quanto più elevato è il
numero di elettroni in orbitali di legame rispetto agli orbitali di
antilegame
Ordine di legame:
(n° di e- negli orbitali di legame - n° di e- negli orbitali di antilegame)/2
Es. H2, He2, N2, O2
Legame metallico
Metalli
Teoria delle bande
Quando la teoria OM viene applicata a un numero N grande di
atomi uguali, si ottiene un numero totale N di orbitali molecolari a
energia ravvicinata, talmente vicini da dar luogo a una banda
praticamente continua di energia
Per una mole di metallo:
NA: numero di Avogadro
Vi sono tante bande quanti sono i tipi di orbitali atomici negli atomi isolati; quando
sono interessati gli orbitali atomici di valenza, la banda viene chiamata banda di
valenza
Se le energie degli OA di partenza sono molto diverse, le bande di energia
rimangono ben distinte (es. 1s e 2s); se le loro energie sono vicine (es. 2s e 2p, 3s e
3p), le bande si sovrappongono costituendo un’unica banda
Per avere conduzione elettrica (e termica) occorre che la banda di valenza, oppure
la banda che si sovrappone a quella di valenza (se satura), sia vuota o parzialmente
occupata da e-, in modo che possa costituire una banda di conduzione
Es. Li
Es. Be
Es. Na
Colore dei metalli: assorbimento di radiazioni luminose diverse perché diverso
può essere il E tra ultimo livello occupato e primo livello libero (dipende dal metallo).
Tutti i metalli
Es. diamante
Si e Ge
Nei conduttori la conducibilità diminuisce con la T, nei semiconduttori aumenta
Gas nobili
Legame a idrogeno
Interazioni dipolari: forze di Van der Waals
FORZE DI VAN DER WAALS
Forze dipolo-dipolo indotto
Forze dipolo-dipolo
Forze dipolo istantaneo-dipolo istantaneo o di London
Le forze di Van der Waals sono forze che agiscono a corto raggio:
E= - C/r6
Energia potenziale attrattiva
caotici
ben definiti
Il carattere direzionale del legame H fa’ sì che H2O allo
stato solido occupi un volume maggiore rispetto allo stato
liquido
Densità del ghiaccio: 0.9163 g/cm3
Struttura aperta del ghiaccio con legami a H direzionali
Catena di legami a H in HF
Legame a H nell’acido acetico
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