I legami chimici - Mondadori Education

C3
I legami
chimici
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U10 I legami chimici
I legami chimici: stabilità
energetica
L’osservazione della materia ci porta a pensare che gli
atomi solo raramente esistano isolati, ma che più
comunemente si uniscano per formare molecole. Tale
comportamento ci deve suggerire che la formazione delle
molecole rappresenti una situazione di maggior
stabilità:
Come avvengono
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U10 I legami chimici
E’ necessario ricordare che gli atomi sono costituiti da
una parte centrale, il nucleo, con carica elettrica
positiva, attorno alla quale si muovono gli elettroni,
con carica negativa. A causa di queste cariche,
agiscono delle forze:
attrattive (nucleo-elettroni)
repulsive (nucleo-nucleo ed elettroni-elettroni).
Come avvengono
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U10 I legami chimici
L’intensità di tali forze, in accordo con la legge
di Coulomb, dipende dalla distanza tra gli atomi stessi.
Alla distanza alla quale attrazione e repulsione si
bilanciano si ha una situazione di equilibrio e di
stabilità, che corrispondente a un minimo di
energia (potenziale) del sistema costituito dai due
atomi. In effetti, per avvicinarli ulteriormente,
bisognerebbe ‘spingerli’ esercitando su di loro una
forza sempre più intensa.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Tale distanza rappresenta comunque un valore
medio, perché i due atomi sono in perenne
vibrazione, ciascuno attorno a una sua posizione
centrale di equilibrio.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Quando un legame si forma, si libera una certa
quantità di energia, chiamata energia di legame,
che equivale, di fatto, all’energia necessaria per
rompere il legame stesso.
Energia di
legame
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Come avvengono i legami:
Lewis e Pauling
La prima interpretazione in senso moderno dei
legami chimici si deve al chimico statunitense G. N.
Lewis, che nel 1916 identificò negli elettronidel
livello esterno, o livello di valenza, i responsabili
dell’unione tra atomi.
Egli si basò sul comportamento
dei gas nobili i quali, in
condizioni normali, non formano
composti e quindi non tendono
a legarsi.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Lewis non poteva
conoscere ancora la
disposizione in
coppie degli elettroni
negli orbitali e la forma
di questi ultimi, per cui
semplicemente
immaginò che gli
elettroni di ogni atomo
si trovassero, per ogni
livello elettronico, ai
vertici di un cubo.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Oggi, possiamo
affermare che gli
otto elettroni dei
gas nobili si
dispongono
secondo una
configurazione
s2p6, con i
sottolivelli s e p
completamente
occupati. Tale
situazione è
energeticamente
favorevole anche
per l’elio (1s2), che
completa l’unico
orbitale del primo
livello.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Pur senza conoscere l’esistenza degli orbitali, Lewis
concluse che la presenza di otto elettroni (ottetto) nella
parte più esterna dell’atomo rappresenta una condizione
di particolare stabilità, alla quale tendono gli atomi di
tutti gli elementi.
Egli stabilì pertanto la seguente regola dell’ottetto:
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Per studiare la formazione dei legami, la sua
rappresentazione grafica venne opportunamente
adattata e chiamata in suo onore simbologia di
Lewis.
In base ad essa, si rappresentano con dei puntini,
disposti intorno al simbolo dell’elemento, gli elettroni
del livello più esterno (quelli cioè coinvolti nella
formazione dei legami), disponendone al massimo due
per ogni lato e con l’accorgimento di accoppiarne due
solo dopo aver sistemato i primi quattro
separatamente.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Nella rappresentazione
delle molecole, la
coppia di elettroni che
viene ad appartenere
contemporaneamente a
due atomi è detta
coppia di legame e la
rappresentazione che si
ottiene è chiamata
formula di Lewis.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Porre l’attenzione sugli elettroni di valenza per
interpretare i legami consente, inoltre, di spiegare la
somiglianza delle proprietà degli elementi dello stesso
gruppo: le loro configurazioni si presentano infatti uguali.
Come avvengono
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U10 I legami chimici
L’introduzione della meccanica ondulatoria mise in
evidenza che la descrizione dei legami chimici come
costituiti da coppie di elettroni era possibile soltanto
considerando la loro disposizione nei rispettivi
orbitali.
Nel 1930 Linus Pauling si rese conto che per formare
legami chimici è necessaria la presenza nell’atomo di
elettroni spaiati, vale a dire di orbitali incompleti. Le sue
considerazioni portarono alla formulazione della teoria
del legame di valenza (Valence Bond o VB):
Come avvengono
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U10 I legami chimici
Legami primari e secondari: attrazioni
tra atomi o tra molecole
Distinguiamo i legami chimici in primari e secondari.
Primari e secondari
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U10 I legami chimici
I legami primari raggruppano tutte le attrazioni tra
atomi che danno origine a loro aggregati; la loro rottura
comporta la trasformazione chimica della materia.
I legami secondari, invece, riguardano tutte quelle
attrazioni tra molecole uguali o diverse. Essi sono
fondamentali nel determinare molte proprietà
delle sostanze, come lo stato fisico, il punto di
fusione, il punto di ebollizione e la densità.
.
Primari e secondari
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U10 I legami chimici
Legami con elettroni condivisi:
il legame covalente
Il legame covalente è caratterizzato dalla
compartecipazione di una o più coppie di elettroni tra
atomi vicini all’interno della stessa molecola.
Legame covalente
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U10 I legami chimici
Legame covalente puro:
la rappresentazione di Lewis
Consideriamo la formazione di un
legame chimico tra due atomi uguali,
per esempio la molecola di F2: per
ogni atomo di fluoro, la
rappresentazione di Lewis prevede
sette elettroni, distribuiti in tre
coppie (o doppietti elettronici) e un
elettrone spaiato.
Covalente puro
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U10 I legami chimici
Quando due atomi di fluoro si avvicinano, l’elettrone
spaiato di ciascun atomo interagisce con entrambi i
nuclei: ciascun atomo di fluoro viene ad avere attorno al
proprio nucleo gli otto elettroni che gli consentono di di
raggiungere la massima stabilità.
La coppia formata dagli elettroni messi in comune si
chiama coppia di legame, fa parte
contemporaneamente di entrambi gli atomi e consente
loro di raggiungere l’ottetto. La coppia di elettroni,
attratta dai nuclei dotati della stessa elettronegatività,
si localizza nella zona fra i due nuclei.
Covalente puro
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U10 I legami chimici
Alternativamente, si può sostituire ciascuna coppia di
elettroni con una barretta:
Quando due atomi mettono in comune più elettroni
ciascuno, si formano legami multipli.
Così la rappresentazione di Lewis della molecola di
ossigeno (O2) è:
Covalente puro
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U10 I legami chimici
Nella molecola considerata, sono presenti due coppie
di legame. Grazie al doppio legame, nell’ossigeno
tutti gli atomi hanno otto elettroni, dato che si
possono considerare le coppie di elettroni nel
conteggio di entrambi gli atomi.
Covalente puro
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U10 I legami chimici
Analogamente nella molecola di azoto (N2), ci sono
tre coppie di legame. Grazie al triplo legame,
nell’azoto tutti gli atomi hanno otto elettroni, dato
che letre coppie di elettroni condivise appartengono
a entrambi gli atomi.
Covalente puro
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U10 I legami chimici
I legami presenti nelle molecole che abbiamo considerato si
possono spiegare con la presenza di elettroni spaiati negli atomi
che li costituiscono, ma gli atomi di molte sostanze sono uniti in
modo apparentemente contrastante con quanto afferma il
metodo VB.
Il diamante, per esempio, è
formato esclusivamente da
carbonio e la misura delle
distanze interatomiche ha
consentito di rilevare che
ogni atomo è legato ad altri
quattro. Anche l’analisi di
altri composti del carbonio
consente di affermare che
esso forma quasi sempre
quattro legami.
Come sono possibili quattro legami se la sua configurazione
elettronica esterna, quella interessata ai legami, è s2p2?
Covalente puro
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U10 I legami chimici
Per il carbonio, tale
situazione si realizza
promuovendo un
elettrone dall’orbitale 2s
al 2pz. Gli elettroni spaiati
risultano pertanto
quattro, il che spiega i
quattro legami osservati.
Si osservi che in tal modo il carbonio
presenta la stessa capacità di legame che
era stata evidenziata nella notazione di
Lewis.
Covalente puro
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U10 I legami chimici
Legame covalente polare: le cariche parziali
Quando due atomi che si legano presentano differente
elettronegatività, i loro nuclei esercitano sulla coppia condivisa
attrazioni diverse. In tal caso, la nube elettronica, pur appartenendo
a entrambi gli atomi, presenta un maggiore addensamento verso
l’elemento più elettronegativo.
In tal modo un atomo assume una frazione di carica positiva e l’altro
una frazione di carica negativa. Per esempio, nel caso dell’acido
cloridrico, HCl, il cloro, con elettronegatività (E = 3,0) maggiore di
quella dell’idrogeno (E = 2,1), attrae maggiormente la nube
elettronica:
Tali cariche sono dette cariche parziali e sono rappresentate con i
simboli δ+ (“delta più”) e δ- (“delta meno”).
Covalente polare
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U10 I legami chimici
Questo legame covalente, che presenta una compartecipazione di
elettroni spostati prevalentemente verso l’atomo più
elettronegativo, è detto covalente polare. Ricorrendo alle
sovrapposizioni tra orbitali (metodo VB), un legame covalente
polare si rappresenta ingrossato in corrispondenza dell’atomo più
elettronegativo per indicare una densità elettronica più elevata
attorno a esso.
Covalente polare
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U10 I legami chimici
Densità elettronica in
un legame covalente
puro
Covalente polare
Densità elettronica in
un legame covalente
polare
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U10 I legami chimici
Non è detto che il legame covalente polare, pur producendo una
molecola non uniformemente neutra dal punto di vista elettrico, la
renda automaticamente polare. Quando infatti sono presenti più
legami con la stessa polarità ma direzione opposta (molecole
simmetriche), i loro effetti si annullano: la molecola, pur
presentando al suo interno delle cariche, non è nel suo insieme
polare. Un esempio tipico di molecola simmetrica è il diossido di
carbonio (o anidride carbonica), CO2.
Si deve ricordare infine che legami tra atomi caratterizzati da una
piccola differenza di elettronegatività comportano una separazione
di cariche così modesta da poterli considerare covalenti puri.
Covalente polare
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U10 I legami chimici
Legame covalente dativo: coppie donate
Quando due atomi stabiliscono un legame covalente puro o un
legame covalente polare, ciascuno di essi compartecipa un elettrone
e la coppia che si forma viene condivisa tra i due atomi tenendoli
uniti.
Esiste un terzo tipo di legame covalente, in cui la coppia di elettroni
condivisa proviene da uno solo dei due atomi.
Covalente dativo
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U10 I legami chimici
Il legame dativo si stabilisce spesso tra atomi appartenenti a
molecole diverse. Gli atomi che vi partecipano devono avere le
seguenti caratteristiche:
Accettore
Covalente dativo
Donatore
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U10 I legami chimici
Un esempio di legame covalente dativo è dato lo
ione ammonio (NH4+).
L’azoto compartecipa la sua coppia disponibile
per formare un legame dativo con lo ione H+,
che ha il suo unico orbitale vuoto.
Covalente dativo
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U10 I legami chimici
A volte il legame dativo interessa atomi che fanno parte di una
stessa molecola (legame dativo intramolecolare). Il donatore,
in questo caso, è spesso un atomo del terzo periodo o successivi.
Consideriamo per esempio lo zolfo, che possiede solo due elettroni
spaiati e nel triossido di zolfo (SO3) è legato con tre atomi di
ossigeno.
Lo zolfo e un atomo di ossigeno utilizzano i loro elettroni spaiati
per formare un doppio legame. Ciascuno dei due rimanenti atomi
di ossigeno accoppia i suoi elettroni spaiati lasciando un orbitale
vuoto e si comporta da accettore usufruendo di un doppietto di
elettroni dello zolfo. In questo modo, tutti e quattro gli atomi
completano l’ottetto.
Covalente dativo
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U10 I legami chimici
Il legame dativo intramolecolare trova la seguente spiegazione nel
metodo VB.
Gli elementi dal terzo periodo in poi possono promuovere i loro
elettroni in orbitali d vuoti.
Lo zolfo, nel caso visto, passa a una configurazione 3s13p33d2,
disponendo così di sei elettroni spaiati.
Covalente dativo
In questo modo, lo
zolfo è in grado di
formare ben sei
legami, ossia un
legame doppio con
ciascuno dei tre
atomi di ossigeno.
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U10 I legami chimici
Legame ionico: alta differenza
di elettronegatività
Abbiamo visto che, nel caso di un legame tra due atomi
caratterizzati da diversa elettronegatività, la coppia di legame è
localizzata per più tempo sull’atomo più elettronegativo,
conferendogli una carica parziale negativa.
Quando la differenza di elettronegatività (ΔE) è maggiore di
1,7, l’atomo più elettronegativo ‘strappa’ definitivamente uno o
più elettroni all’atomo meno elettronegativo.
Legame ionico
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U10 I legami chimici
Se per esempio si fa reagire, con le
necessarie precauzioni, del sodio con del
cloro, si produce una reazione violenta e
istantanea e si forma un composto solido.
Che cosa è successo?
L’elettronegatività del cloro (ECl = 3,0) è
molto più alta di quella del sodio (ENa = 0,9);
la differenza di elettronegatività fra di loro è
dunque ΔE = 3,0 – 0,9 = 2,1 > 1,7.
Legame ionico
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U10 I legami chimici
Il cloro è quindi in grado di acquisire un elettrone del sodio,
diventando così ione negativo con otto elettroni nel livello esterno.
Il sodio perde l’unico elettrone del terzo livello trasformandosi
in ione positivo. Entrambi gli atomi raggiungono in tal modo la
configurazione elettronica di un gas nobile, rispettivamente
quella dell’argon e quella del neon, trovandosi pertanto in una
situazione di particolare stabilità. D’altra parte i due ioni Cl- e
Na+, avendo carica opposta, si attraggono e restano uniti grazie
alla forza di attrazione di tipo elettrostatico.
Legame ionico
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U10 I legami chimici
+
Legame ionico
-
38
U10 I legami chimici
Un atomo è in grado di cedere (o di acquistare) anche più di un
elettrone. Tra calcio e cloro, per esempio, il legame si instaura con
perdita di due elettroni da parte del calcio, che si trasforma così
nello ione Ca2+; i due elettroni persi dal calcio vengono acquistati
da due atomi di cloro (dato che ogni atomo di cloro
per completare l’ottetto ha bisogno di un solo elettrone) che
divengono ioni Cl-.
Legame ionico
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U10 I legami chimici
È opportuno sottolineare la differenza
fondamentale esistente tra il legame
ionico e quello covalente.
Nei legami covalenti esiste infatti un
vincolo diretto tra un atomo e l’altro,
rappresentato nelle formule di Lewis
dalla coppia di elettroni o, nel metodo
VB, dalla sovrapposizione degli orbitali.
Ciò non si verifica invece nel legame
ionico, dove cationi e anioni sono
indipendenti l’uno dall’altro e sono
uniti soltanto dall’attrazione
elettrostatica.
Legame ionico
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U10 I legami chimici
Il legame covalente
puro e il legame
ionico rappresentano
comunque solo casi
estremi. La maggior
parte dei legami è
invece di tipo
covalente polare,
perché deriva da
situazioni intermedie
che sono le più
comuni da rilevare.
Legame ionico
41
U10 I legami chimici
Legame metallico: elettroni liberi
I metalli costituiscono la
maggioranza degli elementi
della tavola periodica e le
loro caratteristiche, quali la
buona conducibilità elettrica
e termica, la duttilità e la
malleabilità, sono tutte
strettamente collegate con
la natura del legame che
ne tiene uniti gli atomi.
Legame metallico
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U10 I legami chimici
La consistenza e la modificabilità della struttura di un pezzo di
metallo indica che gli atomi sono uniti gli uni agli altri mediante forti
vincoli. Questi potrebbero far pensare a legami covalenti, ma il
numero di elettroni spaiati negli atomi dei metalli non è sufficiente a
consentire il completamento dell’ottetto mediante questo tipo di
legame. D’altra parte, non è neanche possibile pensare a un legame
ionico, perché si tratta di atomi uguali con la stessa elettronegatività.
Legame metallico
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U10 I legami chimici
Tra gli atomi dei metalli esiste un legame completamente diverso,
che viene chiamato legame metallico.
Legame metallico
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U10 I legami chimici
Per utilizzare una descrizione molto efficace, si può pensare a un
“gas elettronico” o “mare di elettroni”, che avvolge fortemente
gli ioni positivi metallici e li vincola in posizioni ben definite, dando
origine a un aggregato cristallino di tipo metallico. Da un punto di
vista qualitativo, il legame metallico presenta somiglianze con il
legame covalente per la sovrapposizione degli orbitali e con quello
ionico per la presenza di ioni positivi, ma ha anche una sua forte
identità caratterizzata dalla mobilità degli elettroni liberi.
Legame metallico
45
U10 I legami chimici
Legami chimici secondari: attrazioni
tra molecole
Se i legami chimici possibili fossero soltanto quelli visti finora, le
molecole non sarebbero soggette a interazioni reciproche e
rimarrebbero indipendenti le une dalle altre.
Tutte le sostanze dovrebbero allora presentarsi allo stato
aeriforme, ma l’esistenza di solidi e liquidi consente di affermare
che esistono legami capaci di tenere unite le molecole tra loro.
Legami secondari polari
46
U10 I legami chimici
Legami secondari tra molecole polari:
dipoli permanenti
Quando all’interno di una molecola vi sono legami covalenti
polari e la loro disposizione è tale da generare una
distribuzione non omogenea delle cariche, la molecola nel
suo insieme si dice polare e può venire convenientemente
rappresentata come un dipòlo elettrico.
Le molecole polari sono
vincolate le une alle altre
mediante attrazioni di
tipo elettrostatico note
con il nome di forze
dipolo-dipolo. Ne sono
un esempio le interazioni
tra le molecole di acido
cloridrico; questo vale
anche per il diossido di
zolfo (SO2) e molti
composti organici, come il
clururo di metile (CH3Cl).
Legami secondari polari
U10 I legami chimici
47
Un caso particolare
di legame dipolodipolo è il legame
idrogeno, detto
anche ponte di
idrogeno, che si
stabilisce tra
molecole in cui sia
presente l’idrogeno
legato
a elementi molto
elettronegativi del
secondo periodo
(F, O, N).
Legami secondari polari
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U10 I legami chimici
Il legame idrogeno è responsabile di molte proprietà dell’acqua,
quali la minor densità del ghiaccio rispetto all’acqua liquida e
l’elevato punto di ebollizione.
Il ghiaccio ha una struttura reticolare ordinata di tipo tetraedrico,in
cui la distanza fra le molecole è regolata dallapresenza dei legami
idrogeno.
Quando il ghiaccio fonde,
passa dalla struttura solida
ordinata a quella liquida
disordinata, nella quale
tra le molecole d’acqua, si
stabilisce un numero molto
più basso di ponti idrogeno,
cosicché esse sono
più libere di disporsi in modo
compatto, vale a dire
occupando minor volume. Di
conseguenza, la
densità dell’acqua a 0 °C e
alla pressione di 1 atm è
maggiore di quella del
ghiaccio e raggiunge il suo
valore massimo a 4 °C.
49
Legami secondari polari
U10 I legami chimici
I dipòli possono
instaurare interazioni
secondarie anche con gli
ioni. Si parla in questo
caso di legame ionedipolo. Un esempio ne è
l’interazione tra Na+ e
H2O, nella quale la
molecola polare orienta
verso lo ione la parte
avente carica parziale di
segno opposto
Legami secondari polari
50
U10 I legami chimici
Infine, un dipòlo è in
grado di indurre una
separazione di cariche
in una molecola neutra
adiacente. In questo
caso, si instaura una
debole interazione
chiamata legame
dipolo-dipolo
indotto, che permette
una seppur piccola
solubilità
in H2O dello iodio e
dell’ossigeno.
Legami secondari polari
dipolo
permanente
dipolo
indotto
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U10 I legami chimici
Legami secondari tra molecole apolari:
cariche istantanee
Lo studio delle molecole neutre mise in
evidenza che esistevano tra esse delle
deboli forze di attrazione. La
distribuzione degli elettroni in un atomo o
in una molecola non è sempre
simmetrica: istante per istante essi si
possono concentrare in una zona,
conferendole una carica parziale negativa
e provocando una parziale carica positiva
nella parte opposta. Si forma così un
dipolo istantaneo, che induce
spostamenti della nube elettronica nelle
molecole circostanti, trasformandole in
dipoli indotti. Tra i dipoli così formatisi
si instaurano forze
Attrattive, di debole entità, in continua
variazione.
Molecole apolari
dipolo
istantaneo
dipolo
indotto
52
U10 I legami chimici
Le forze di London, pur interessando contemporaneamente molte
molecole, sono le più deboli tra tutte le forze di Van der Waals.
Queste forze aumentano all’aumentare delle dimensioni delle
molecole, in relazione al fatto che aumenta il numero di elettroni
che possono essere perturbati per formare dipoli indotti. E’ per
questo che il punto di ebollizione del neon è molto più basso di
quello dello xeno.
Molecole apolari
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U10 I legami chimici
VSEPR: repulsione tra coppie
elettroniche
Le caratteristiche di molte molecole
inorganiche e organiche, quali il punto di
fusione e di ebollizione, la solubilità,
l’odore e il sapore, sono riconducibili alla
loro geometria molecolare.
Un eccellente strumento teorico per
determinare la forma delle molecole
poliatomiche è il metodo VSEPR
(dall’inglese Valence Shell Electron Pair
Repulsion, «repulsione delle coppie
elettroniche del livello di valenza»),
elaborato nel 1957 da R. J. Gillespie e
R. S. Nyholm.
Struttura
54
U10 I legami chimici
-
-
Il metodo VSEPR, che può essere considerato uno sviluppo
delle idee di Lewis, consente di prevedere in modo
sorprendentemente preciso la struttura delle molecole.
Poiché il moto degli elettroni è difficilmente definibile, per
rappresentare in modo abbastanza realistico una coppia
elettronica la si può raffigurare come una ‘nube’ di carica
negativa. Ciascuna nube definisce uno spazio che non è
disponibile per altre coppie elettroniche. Essa tende anzi a
respingerle in virtù del fatto che le loro cariche sono dello
stesso segno (negativo).
Struttura
55
U10 I legami chimici
Un semplice modello di tale situazione si può ottenere facilmente sostituendo
le nubi delle coppie elettroniche con dei palloncini: le posizioni reciproche
che essi assumono naturalmente dipendono dal loro numero e fanno sì che
essi vengano a trovarsi alla massima distanza possibile l’uno dall’altro, come
mostra la sequenza seguente.
Struttura
56
U10 I legami chimici
La repulsione interessa anche eventuali coppie elettroniche del
livello di valenza non impegnate in legami.
Rispetto alle coppie di legame, vincolate tra due atomi, le
coppie solitarie, ovvero di non legame, occupano più spazio e
causano repulsioni più intense. In base a quanto detto:
È importante sottolineare infine che nel modello VSEPR le coppie
di un doppio legame, così come quelle di uno triplo, sono
considerate come un unico centro di repulsione.
Struttura
57
U10 I legami chimici
Per determinare la struttura di un composto è opportuno
procedere nel modo seguente:
1. scrivere la formula di Lewis degli atomi del composto
considerato;
H
H
H
C
H
2. contare quante coppie di elettroni sono presenti attorno
all’atomo centrale, distinguendo le coppie di legame da quelle
libere e considerando un legame multiplo come un unico centro
di repulsione;
1
Struttura
H
H
C
H
4
2
H
3
58
U10 I legami chimici
3. ricercare nella Tabella quale disposizione elettronica porta
alla massima distanza le coppie che sono state individuate, vale
a dire rende minima la loro repulsione reciproca.
Struttura
59
U10 I legami chimici
Struttura
60
U10 I legami chimici
Polarità delle molecole: l’importanza
della struttura
In un legame covalente polare gli elettroni messi in comune
vengono attratti maggiormente dall’atomo più elettronegativo. Esso
assume perciò una carica parziale negativa, mentre quello meno
elettronegativo risulta parzialmente positivo.
La presenza in una molecola di un legame covalente polare
comporta pertanto una distribuzione non omogenea delle cariche al
suo interno.
Struttura
61
U10 I legami chimici
Indicando con δ- la frazione di carica elettrica negativa dovuta
all’addensamento degli elettroni di legame da una parte della
molecola, e con δ+ l’uguale frazione di carica positiva localizzata
dalla parte opposta, l’intensità del momento dipolare è data dal
prodotto della carica δ per la distanza d tra i centri delle due
cariche.
Struttura
62
U10 I legami chimici
Osserviamo che, per definizione, il verso del momento dipolare
dovrebbe essere dal centro delle cariche negative al centro di
quelle positive; in chimica tuttavia, per convenzione, si preferisce
utilizzare il verso opposto, che risulta più intuitivo essendo
orientato verso l’atomo più elettronegativo, quello cioè che attira
con più forza gli elettroni.
In base a quanto detto, risulta chiaro che:
Ogni molecola biatomica con
legame covalente polare è polare,
poiché possiede un momento
dipolare non nullo.
Struttura
63
U10 I legami chimici
Nelle molecole che contengono più di
due atomi possono essere presenti
contemporaneamente più legami
covalenti polari. Il momento
dipolare risultante della molecola è
allora dato dalla somma vettoriale
dei momenti dipolari dovuti a
ciascuno dei legami e delle coppie
solitarie. Per determinarlo, è quindi
necessario considerare la disposizione
spaziale dei diversi atomi e la
presenza di coppie elettroniche non
condivise.
In pratica, per stabilire se una molecola è polare è sufficiente
verificare dove sono localizzate le cariche in essa presenti:
Struttura
64
U10 I legami chimici
Nell’acqua, per esempio, la
struttura angolata fa sì che il
centro della carica negativa
parziale si localizzi sull’atomo di
ossigeno e quello della carica
positiva in un punto equidistante
tra gli atomi di idrogeno. Inoltre,
le due coppie solitarie danno
contributi di carica negativa che
si sommano a quelli dei legami.
Il risultato è una molecola con
una marcata polarità.
Lo stesso succede
nell’ammoniaca, nella
quale gli effetti della
polarizzazione dei
legami e della coppia
solitaria si sommano
conferendo elevata
polarità alla molecola.
Struttura
65
U10 I legami chimici
La presenza di legami covalenti polari
non è sufficiente a rendere polare una
molecola. Alcune molecole infatti,
come CO2, CCl4 e altre, sebbene siano
caratterizzate da legami covalenti
polari, non sono polari. Tutte queste
molecole hanno una configurazione
simmetrica, ossia hanno il centro delle
cariche negative che coincide
con quello delle cariche positive.
In una tale situazione il momento
dipolare risultante della molecola è
nullo.
Questa, in effetti, è una regola generale e si può considerare che:
Struttura
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U10 I legami chimici