lezione sui legami chimici

LEGAMI CHIMICI
La materia è costituita di atomi ( che sappiamo avere tutti la stessa struttura- nucleo centrale con elettroni
intorno che si muovono su livelli energetici). Ma in natura esistono tanti corpi con proprietà e
caratteristiche differenti. Queste differenze a cosa sono dovute? Al modo in cui sono legati gli atomi.
A seconda del modo in cui sono legati gli atomi abbiamo un tipo di corpo differente, con proprietà
differenti.
Noi studieremo, nel modo più semplice possibile, come si formino i legami tra gli atomi ( detti
INTRAMOLECOLARI- SONO LEGAMI FORTI) o tra le molecole ( detti INTERMOLECOLARI, SONO LEGAMI PIÙ
DEBOLI) e il tipo di corpi che generano.
Il tipo di corpi che possiamo individuare in natura sono:
-
a molecola isolata ( es. aria, sono in genere corpi gassosi)
Solidi ionici ( es il salgemma, o sale da cucina NaCl)
Solidi covalenti ( es. il diamante )
Solidi metallici (es il ferro)
Solidi molecolari ( es la grafite o il ghiaccio)- in genere i legami che si instaurano in questi solidi
sono responsabili anche della formazione dello stato liquido.
Partiamo dalle domande:
1)perché gli atomi dovrebbero legarsi?
La motivazione è raggiungere la MASSIMA STABILITÀ: in natura tutti i sistemi tendono a muoversi verso la
massima stabilità ( che in termini energetici significa possedere il minimo valore di energia potenziale).
2)cos’è un legame chimico?
Un legame può essere definito, in modo molto generico, una interazione elettrostatica attrattiva tra le
particelle subatomiche di due o più atomi ( elettroni di un atomo con protoni di un altro)
Ci sono molte teorie che descrivono la formazione dei legami, noi utilizzeremo quella più semplice ( che in
realtà si applica solo su legami intramolecolari e solo sugli atomi degli otto gruppi A della tavola periodicaquelli numerati sulla tavola periodica a pagina 220). Con questa teoria si possono spiegare i primi tre tipi di
corpi elencati (a molecola isolata, Solidi covalenti ,Solidi ionici). La teoria si chiama teoria di Lewis e la
possiamo spiegare usando due concetti ( simboli di Lewis ed elettronegatività) ed applicando la regola
dell’ottetto completo.
In pratica la teoria dice che gli atomi tendono a legarsi tra loro ( formando legame ionico o covalente) con
lo scopo di raggiungere l’ottetto elettronico completo ( ovvero per ottenere il livello energetico esterno con
otto elettroni per ogni atomi che formi il legame). Lewis ha individuato un modo semplice per indicare gli
elettroni dell’ultimo livello energetico di un atomo, usando i simboli di Lewis che sono simboli chimici
circondati da tanti puntini quanti sono gli elettroni di valenza dell’ atomo.
IA
Secondo
periodo
Terzo
periodo
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA





C
N
O
F
Ne










Si
P
S
Cl
Ar





B
Li
Be

Al
Na
Mg

Per capire invece come si leghino tra loro gli atomi x rispettare la regola dell’ottetto, utilizziamo il concetto
di elettronegatività ( EN): essa è la capacità di un atomo di attrarre gli elettroni di valenza in un legame.
Può variare da 0.7 a 4.0. Quando il valore è basso l’atomo è più propenso a cedere gli elettroni di valenza,
mentre quando è alto tende ad acquistare gli elettroni da un altro atomo. Gli elementi nella tavola
periodica sono ordinati anche in base al loro valore di elettronegatività: tale valore aumenta lungo il
periodo e diminuisce lungo il gruppo. Gli elementi dell’ottavo gruppo della tavola ( i gas nobili) hanno EN
pari a zero poiché non formano legami chimici!
Tutte le molecole si indicano con FORMULE chimiche, esattamente come gli atomi si
rappresentano con simboli chimici.
Esistono due tipo di formule chimiche: la formula bruta o grezza e la formula di struttura. La
seconda indica oltre al tipo e al numero di atomi anche il modo in cui sono legati.
Es: formula bruta: MgCl2 a cui non corrisponde una vera formula di struttura poiché il legame
è ionico. Formandosi ioni la formula più completa è quella in cui vengono indicate le cariche:
Mg+2Cl2-1
Es:
formula bruta: H2O a cui non corrisponde una vera formula di struttura
dove i trattini indicano i legami covalenti
Se gli atomi tra loro hanno differenza di EN minore di 1,9 essi formano un legame detto covalente, se
invece la differenza è maggiore il legame formato viene detto ionico. Per semplificare le cose diremo che il
legame covalente si forma tra gli atomi dei gruppi dal IIIA al VII A più l’idrogeno e che quello ionico tra gli
elementi del IA/IIA con quelli del VIA/VII A.
Nel legame covalente, a causa della simile capacità di attrarre gli elettroni di valenza, gli atomo tendono a
condividere gli elettroni di valenza spaiati per raggiungere l’ottetto completo, formando così una molecola
isolata un solido covalente.
Molecole isolate:
Molecole biatomiche omonucleari
•
Il legame covalente singolo è dato quindi dalla messa in comune di 2
elettroni tra i due atomi che si legano.
H● +
●H

H●●H
≡
H-H
Il legame covalente doppio è dato quindi dalla messa in comune di 4
elettroni tra i due atomi che si legano.

O


+
O 



OO ≡ O=O
 
Il legame covalente triplo è dato quindi dalla messa in comune di 6 elettroni
tra i due atomi che si legano.


 
N

+
N 

NN
≡ N≡N
È necessario puntualizzare che, a causa della particolare struttura elettronica dell’ idrogeno, esso
raggiunge la stabilità con soli due elettroni e non attraverso il raggiungimento dell’ottetto completo.
Questo a causa del fatto che l’ unico elettrone dell’idrogeno, che è anche il più esterno, si trova su un livello
energetico che può ospitare al massimo due elettroni. Questo vale anche per l’elio, che è stabile con i suoi
due elettroni e per questo si trova nell’ottavo gruppo A, quello degli elementi stabili.
Molecole semplici eteronucleari
• Molecola biatomica con legame singolo:

H● + Cl 


H●●Cl  ≡ H-Cl (HCl)

Il legame semplice si chiama σ (sigma)
• Molecola biatomica con legame doppio:


2C  + O   O :: C::O ≡ O=C=O (CO2)


Il legame doppio e triplo si chiamano π (pi-greco)
• Molecola biatomica con legame triplo:

H+C +


:::N
N  H C

≡ H-C ≡ N (HCN)
La differenza tra il legame in molecola biatomica omonucleare e quello della molecola biatomica etero
nucleare è che il primo è APOLARE , il secondo è POLARE.
Una molecola si dice POLARE se la distribuzione delle cariche elettriche è ETEROGENEA ed in genere causa
la formazione di un DIPOLO ELETTRICO +
-
Una molecola si dice APOLARE se la distribuzione delle cariche elettriche è OMOGENEA e quindi non
evidente.
Caratteristiche dei solidi covalenti
Nei nodi del reticolo cristallino dei solidi covalenti sono presenti gli atomi legati con legame covalente
• Temperatura di fusione molto alta: la silice cristallina fonde a 1710 °C
• In generale hanno grande durezza
• Isolanti o semiconduttori
• Insolubili in acqua
Nel legame ionico, a causa di valori molto diversi di elettronegatività, gli atomi tendono a scambiarsi gli
elettroni ( quello con EN più bassa- I e II gruppi A- lo cede a quello con EN più alta - VIA/VII A.). In questo
modo si forma il solido ionico.
Da cui si forma la molecola:
NaCl
Che non esiste isolata, ma in reticolo:
che è:
Proprietà dei composti ionici (o solidi ionici)
1.
Sono sostanze solide cristalline, dure ma fragili
2.
Hanno un punto di fusione (e di ebollizione) molto alto
3. Generalmente sono solubili nei solventi polari
4.
Sono buoni conduttori allo stato fuso o in soluzione.
Il solido metallico ( che si genera con il legame metallico) non segue le teoria di Lewis, ma si verifica quando
gli atomi del metallo si dispongono in un reticolo cristallino ( quindi molto ordinato) e delocalizzano i loro
elettroni di valenza formando cationi metallici. Gli elettroni de localizzati formano una nube elettronica
libera di muoversi che avvolge tutto il reticolo cationico. In questo modo si ottengono tutte le proprietà dei
metalli ( es.: la conduzione di elettricità avviene grazie al libero scorrimento degli elettroni lungo il metallo).
Proprietà delle sostanze metalliche
Vi sono alcune proprietà che sono comuni a tutte le sostanze metalliche e che spesso servono ad
identificarle
•
Possiedono strutture cristalline molto compatte (alto numero di coordinazione)
•
Hanno una conducibilità elettrica e termica elevate
•
Sono duttili e malleabili
•
Possiedono una caratteristica lucentezza (alto potere riflettente)
Il solido molecolare e i fluidi si realizzano invece grazie a legami intermolecolari, anche questi non vengono
spiegati dalla teoria di Lewis . Tali legami si possono descrivere come interazioni elettrostatiche tra
molecole già formate. Ne esistono di vari tipi e si differenziano in base alla polarità della molecola tra cui si
formano. Se al molecola è apolare ( cioè gli elettroni di legame sono equamente distribuiti tra gli atomi:
distribuzione della carica omogenea), il legame che si forma è detto di London- interazione dipolo
istantaneo-dipolo istantaneo indotto. Se al molecola è polare ( cioè gli elettroni di legame sono
diversamente distribuiti tra gli atomi: distribuzione della carica eterogenea), il legame che si possono
formare sono molti: dipolo-dipolo, ione-dipolo, legame idrogeno. Il più importante, poiché causa lo stato
liquido e solido dell’acqua e la struttura terziaria di molte proteine, è il legame idrogeno.
GRAFITE: solido molecolare
GHIACCIO: solido molecolare
Legame idrogeno
Approfondimenti:
legame covalente dativo e geometria molecolare.
Legame dativo
Questi due argomenti riguardano in particolare le molecole ( isolate) poliatomiche, ovvero formate da 3 o
più atomi.
Il legame dativo si può pensare come un legame “in più” che si forma tra molecole o ioni che hanno già
utilizzato tutti i loro elettroni spaiati in legami covalenti.
L’atomo che cede la coppia di elettroni (atomo donatore) deve possedere:
a) una coppia elettronica
b) una certa tendenza a cedere questi elettroni
L’atomo che acquista gli elettroni (atomo accettore) deve possedere
a) un orbitale vuoto a bassa energia
b) una certa tendenza ad acquistare gli elettroni
Per descrivere questi due concetti occorre capire come si possa formare la struttura di una molecola
costituita da più atomi.
Prendiamo come esempio una molecola semplice: quella del metano CH4
Per capire come si costruisca la struttura di questa molecola occorre seguire alcune semplici regole:
1 scrivere i simboli di Lewis degli atomi
2 indicare il tipo di legame ( ionico o covalente) che possono fare gli atomi della molecola
3 individuare l’atomo centrale o la struttura centrale della molecola ( è quello che ha bisogno di più legami
per raggiungere la stabilità o a parità di elettroni di valenza, quello presente una sola volta)
4 posizionare gli atomi rimanenti intorno a quello centrale e cercare di legarli in modo che tutti
raggiungano l’ ottetto completo ( ricordare che l’H può formare 1 solo legame con una coppia di legami,
quindi normalmente è all’esterno della struttura).
Es: