I LEGAMI CHIMICI
Le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola sono dette LEGAMI CHIMICI. Un legame si forma perché il sistema nello stato finale, costituito dagli atomi combinati, ha un contenuto energetico minore rispetto al sistema iniziale in cui gli atomi sono separati. I legami chimici sono di tipo FORTE o INTRAMOLECOLARI [leg. ionico, leg. metallico, leg. covalente(omopolare – eterppolare – dativo)] e DEBOLI o INTERMOLECOLARI [interazioni dipolo-dipolo(tra dipoli permanenti –tra dipolo e dipolo indotto – tra dipoli istantanei), legame a ponte H].
Sono gli elettroni del livello più esterno di un atomo che partecipano al legame, mentre gli elettroni più interni non sono coinvolti. Per rappresentare gli elettroni di valenza vengono usati i SIMBOLI A PUNTI DI LEWIS che enunciò anche la REGOLA DELL’OTTETTO vale a dire un atomo è particolarmente stabile quando possiede otto elettroni nel livello di valenza.
Il legame covalente mostra due caratteristiche importanti, lunghezza ed energia di legame. La lunghezza di legame è la distanza tra i nuclei di due atomi, essa diminuisce quando il numero di coppie di elettroni condivisi aumenta; un legame semplice è più lungo di uno doppio e quest’ultimo è più lungo di uno triplo, si misura in pm (picometro). L’energia di legame indica la forza del leg. quando si forma o si rompe; se aumenta il numero di legami tra gli atomi, l’energia di legame cresce, si misura in KJ/mol.
L’ELETTRONEGATIVITÀ è un parametro usato per decidere se un legame è covalente e se un legame è più polare rispetto ad un altro. Il valore dell’elettronegatività cresce lungo il periodo e decresce lungo il gruppo, diminuisce procedendo da destra verso sinistra. EN è la misura della capacità di un atomo, in una molecola di attrarre verso di se gli elettroni condivisi in un legame covalente. Più precisamente se EN è < di 0,4 il leg. è puro, se EN scorre da 0,4 a 1,9 il leg. è di tipo polare, se EN >1,9 il leg. si definisce ionico. Per valori compresi tra 1 e 1,9 si ha una % di legame polare e una % di leg. ionico.
Elettronegatività e carattere del legame | ||||||||||
Differenza di EN | 0,00 | 0,65 | 0,94 | 1,19 | 1,43 | 1,67 | 1,91 | 2,19 | 2,54 | 3,03 |
% carattere ionico | 0% | 10% | 20% | 30% | 40% | 50% | 60% | 70% | 80% | 90% |
% carattere covalente | 100% | 90% | 80% | 70% | 60% | 50% | 40% | 30% | 20% | 10% |
Esempi | F2 IBr ICl OF2 | NF3 HCl | LiH | NaI Lil | CF4 KI LiBr | KBr LiCl NaBr NaCl | BF3 KCl | BeF2 LiF | LiF KF NaF | |
Il legame covalente si ha quando 2 atomi, con EN pressoché uguale, mettono in comune gli e- esterni per formare legami semplici (H-H), doppi (O=O) o tripli (N≡N). Il legame covalente omopolare o apolare si verifica tra due atomi uguali o tra atomi con differenza di EN < 0,4 (es. H2, O2, O3, N2, N2O5, AsH3, Br2,I2, PH3 e altri), in essi gli orbitali atomici avvicinandosi si compenetrano formando un guscio molecolare nel quale la coppia di elettroni risulta equamente condivisa ed equidistanti dai nuclei. Il legame covalente eteropolare o polare si ha tra due atomi diversi (es. HCl, HF, CaH2, LiH, NaH, ecc), in essi il guscio molecolare tende a spostarsi verso l’atomo che ha maggiore EN producendo una polarità asimmetrica indicata con il simbolo S+ S- . Nel legame covalente dativo la coppia di elettroni da condividere viene fornita da uno solo dei due atomi partecipanti al legame. L’atomo donatore deve possedere un doppietto elettronico disponibile in un sottolivello esterno, mentre l’atomo accettore deve avere un sottolivello libero disponibile. Molecole con legame dativo sono: SO3, H2SO4, H3PO4, HClO4, HClO3, HNO3, rispettivamente S, P, Cl, N sono gli atomi donatori con un doppietto elettronico disponibile verso l’atomo di O che accetta la coppia di e- . L’atomo di O, in questa situazione, ha la seguente configurazione elettronica: 1s2 [↑↓] – 2s2[↑↓] 2p4[↑↓][↑↓][ ] ←orbitale vuoto che accetta gli e-.
Il legame ionico è un legame che tiene uniti gli atomi mediante le forze elettrostatiche. Quando un metallo si combina con un non metallo si verifica il trasferimento di uno o più elettroni dagli ATOMI DEL METALLO (cede e- diventando ione positivo - catione) a quelli del NON METALLO (acquista e- diventando ione negativo - anione). I legami ionici formano composti ionici solidi con elevati punti di fusione; NaCl, il comune sale da cucina, presenta legami ionici che conferiscono una struttura a RETICOLO CRISTALLINO, nel quale gli ioni Na+ e Cl- esercitano la loro attrazione elettrostatica in tutte le direzioni in modo tale che ogni catione è circondato dal maggior numero possibile di anioni e viceversa. L’intero reticolo rappresenta una molecola infinita e gli ioni sono localizzati nei punti reticolari, detti NODI del reticolo. Quando si forma un catione o un anione le dimensione dell’atomo cambiano notevolmente dato che viene perduto a acquistato un elettrone esterno.
Il legame metallico è dato dall’attrazione tra gli ioni positivi del metallo e gli elettroni mobili che lo circondano. Gli elementi metallici nella tavola periodica sono più numerosi e sono tutti solidi tranne il mercurio (Hg) e il gallio (Ga). Si presentano con un reticolo cristallino tridimensionale costituito da atomi tutti uguali. La maggior parte dei metalli si presentano MALLEABILI (trasformati a lamine), DUTTILI (ridotti in fili). Nel rame (Cu) gli elettroni di valenza vengono messi in comune tra tutti gli atomi del reticolo che diventano cationi. Si forma un GAS DI ELETTRONI molto mobile che spiega la conducibilità elettrica dei metalli quando viene applicata una differenza di potenziale ciò è spiegato dal fatto che gli elettroni liberi si comportano come un vero e proprio LUBRIFICANTE. Quando un corpo metallico è sottoposto ad una forza che tende a deformarlo, allora avviene che alcune porzioni del reticolo “scivolano” su altre porzioni grazie al lubrificante. Il legame metallico può essere definito sulla base dei concetti fondamentali della meccanica quantistica. FELIX BLOCH (fisico svizzero ‘900) formulò la TEORIA DELLE BANDE: BANDA DI VALENZA (insieme di valori di energia che possiede un elettrone vincolato all’atomo), BANDA PROIBITA (costituita da un insieme di valori di energia che un elettrone non può possedere) e BANDA DI CONDUZIONE (un elettrone che acquista una tale energia abbandona l’atomo e diventa libero). Esse sono più o meno presenti negli ISOLANTI (banda di conduzione e banda di valenza separati da una grande GAP), SEMICONDUTTORI (banda di conduzione e banda di valenza separati da una breve GAP) e CONDUTTORI (banda di conduzione e banda di valenza contigui).
Le FORZE DIPOLO-DIPOLO si verificano quando le molecole si dispongono in modo tale che la parte negativa di una molecola sia orientata verso la parte positiva della molecola adiacente; il DIPOLO PERMANENTE si ha con molecole polari, il DIPOLO INDOTTO si verifica quando una molecola con un dipolo permanente si avvicina a una molecola non polare trasformandola in un dipolo, il DIPOLO ISTANTANEO si genera quando una molecola apolare possiede una distribuzione di e- esterna che può fluttuare generando un dipolo istantaneo che può a sua volta promuovere un dipolo indotto.
Le FORZE DI LONDON sono forze deboli intermolecolari che si creano quando dipoli temporanei sono vicini tra loro (dipolo istantaneo e dipolo indotto).
Le FORZE DI VAN DER VAALS sono forze deboli intermolecolari che si creano quando dipoli permanenti si avvicinano a molecole neutre (dipolo permanente e dipolo indotto).
Lavoro prodotto da Caterina Chiarenza, classe V sez. “G”.
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