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Paolo Arcari » 2.Legame chimico


Elettroni di valenza e regola dell’ ottetto

Gli atomi isolati sono in generale energeticamente instabili e tendono spontaneamente a legarsi tra loro attraverso reazioni chimiche poiché in tal modo raggiungono una configurazione elettronica più stabile. La formazione del legame coinvolge gli elettroni periferici, detti elettroni di valenza.

La valenza corrisponde al numero di elettroni che ogni atomo mette in gioco nella formazione dei legami chimici. Pertanto un elemento viene definito monovalente, bivalente, trivalente ecc. a seconda della sua capacità di mettere in gioco uno, due, tre ecc. elettroni).

I gas nobili sono molto stabili: essi presentano una configurazione elettronica esterna costituita da otto elettroni (a eccezione dell’elio, che ne possiede 2). Sulla base di questa osservazione è stata enunciata la regola dell’ottetto: ogni atomo tende, attraverso la formazione di legami chimici, ad acquistare, a perdere o a mettere in compartecipazione elettroni fino a raggiungere una configurazione elettronica esterna stabile costituita da otto elettroni (uguale a quella del gas nobile ad esso più vicino nella tavola periodica). Per esempio l’ossigeno, che possiede sei elettroni di valenza, nel formare legami chimici tende ad assumere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino ad esso: il neon (2s22p6). Gli elementi vicino al gas nobile elio, che possiede una configurazione elettronica stabile 1s2, come  ad esempio l’idrogeno e il litio, nel formare legami chimici tendono a raggiungere una configurazione elettronica esterna costituita da due elettroni (1s2).

La regola dell’ottetto è valida per la maggior parte degli elementi, cioè quelli dei gruppi A (da I A a VII A), mentre non è osservata dai metalli di transizione (gruppi B) che raggiungono configurazioni stabili differenti da quella dell’ottetto.

Legame ionico I

Durante la formazione di un legame chimico gli atomi si legano insieme in modo che ognuno di essi acquista un guscio di valenza con configurazione elettronica identica a quella del gas nobile più vicino (modello di Lewis). Per ottenere ciò gli elettroni possono essere trasferiti da un atomo all’altro oppure essere messi in comune, dando così luogo a diversi tipi di legame.

Il legame ionico è dato dal trasferimento di uno o più elettroni del guscio di valenza da un atomo con elettronegatività minore ad uno con elettronegatività maggiore. L’atomo con elettronegatività maggiore acquisterà uno o più elettroni di valenza diventando un anione (ione con carica negativa), mentre l’atomo meno elettronegativo cederà uno o più elettroni di valenza diventando un catione (ione con carica positiva). Il composto che si forma è dovuto all’attrazione elettrostatica di ioni positivi e negativi e viene definito composto ionico.

Andamento periodico dell’elettronegtività

Andamento periodico dell'elettronegtività


Legame ionico II

Un tipico composto ionico è quello che si forma tra il sodio (Na), un metallo alcalino, con elettronegatività di 0.9 e il cloro (Cl), un alogeno, con elettronegatività di 3.0. Il composto che si forma è il cloruro di sodio (NaCl), il comune sale da cucina.

Durante la formazione del legame, l’elettrone di valenza 3s del sodio (3s1) viene trasferito al guscio di valenza del cloro (configurazione 2s22p5) che raggiungerà quindi la configurazione stabile 2s22p6.

Formazione del legame ionico

Formazione del legame ionico

Disposizione spaziale degli ioni sodio e cloro

Disposizione spaziale degli ioni sodio e cloro


Legame covalente I

Il legame covalente si stabilisce ogni qual volta coppie di elettroni vengono condivise tra due elementi. Esso si forma tra elementi che mostrano una differenza di elettronegatività minore di 1.9.

I due atomi condividono la coppia di elettroni e questi riempiono il guscio di valenza di ciascun atomo.

Un semplice esempio di legame covalente è quello che si stabilisce tra due atomi di idrogeno che porta alla formazione dell’idrogeno molecolare (H2). La coppia di elettroni che i due atomi di idrogeno condividono riempie il loro orbitale atomico 1s. In questo modo i due atomi di idrogeno avranno ciascuno 2 elettroni nel guscio di valenza e quindi una configurazione elettronica simile all’elio.

Formazione del legame covalente tra due atomi di idrogeno

Formazione del legame covalente tra due atomi di idrogeno


Legame covalente II

Un legame formato dalla condivisione di una coppia di elettroni viene definito legame semplice e viene rappresentato da un unico trattino tra i due atomi.

Ci sono anche legami formati dalla condivisione di due o tre coppie di elettroni ed in questo caso si parla di legame doppio e legame triplo, rispettivamente. Essi si rappresentano con due e tre trattini tra gli atomi legati.

In tutti e tre i tipi di legame, semplice, doppio e triplo, si rispetta sempre la regola dell’ottetto.

Rappresentazione di doppi e tripli legami

Rappresentazione di doppi e tripli legami


Legame covalente III

Il legame covalente viene poi distinto in polare e non polare a seconda della differenza di elettronegatività tra gli elementi costituenti. Nel legame covalente non polare gli elettroni vengono condivisi tra i due elementi in maniera omogenea. Nel legame covalente polare i due elettroni vengono condivisi in maniera disomogenea, ed in particolare si troveranno più vicini all’elemento con valore di elettronegatività maggiore.

Una conseguenza della diversa distribuzione degli elettroni tra due elementi è che l’atomo più elettronegativo acquisirà una parziale carica negativa, mentre l’elemento meno elettronegativo una parziale carica positiva. Una molecola con queste caratteristiche è polare e viene definita dipolo.

Ad esempio il legame covalente non polare è presente in tutte le molecole biatomiche quali l’idrogeno molecolare (H2), l’ossigeno molecolare(O2), l’azoto molecolare(N2) ecc., cioè in tutte le molecole formate da atomi di uguali elementi.

Un esempio di legame covalente polare è quello presente in una molecola di acido cloridrico (H-Cl).

 

Tipi di legame covalente

Tipi di legame covalente


Legame dativo

Il legame dativo è un particolare tipo di legame covalente che si forma tra un elemento con l’ottetto già completo che dona una coppia di elettroni ad un altro elemento con un orbitale atomico vuoto. Il primo atomo si chiama donatore, il secondo accettore. Il legame anche in questo caso è dovuto alla condivisione di una coppia di elettroni che però è data da uno solo dei due elementi.

Il legame dativo viene rappresentato con una freccia che va dal donatore all’accettore.

Esempi di legame dativo. Ione ammonio (sinistra) anidride solforica (destra).

Esempi di legame dativo. Ione ammonio (sinistra) anidride solforica (destra).


Forze intermolecolari I

Le forze intermolecolari permettono alle molecole di interagire tra di loro e si distinguono in quelle che coinvolgono molecole polari e molecole apolari.

Quando una molecola polare si trova nelle vicinanze di un’altra molecola polare, l’estremità negativa di una molecola viene attratta dall’estremità positiva della molecola vicina e/o viceversa.

Molte molecole mostrano polarità e sono quindi dotate di dipoli permanenti: esse interagiscono tra loro attraverso interazioni dipolo-dipolo. Queste interazioni influenzano l’evaporazione di un liquido, la condensazione di un gas e la solubilità.

Interazioni dipolo-dipolo

Interazioni dipolo-dipolo


Forze intermolecolari II

Il legame a idrogeno può essere considerato un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo. Esso si stabilisce tra un atomo elettronegativo con un doppietto di elettroni di non legame (molto spesso N, O, F) ed un atomo di idrogeno legato ad un N, O, F.

In qesto tipo di interazione l’atomo di idrogeno funge quindi da ponte tra due atomi elettronegativi.

Il legame a idrogeno  tra le molecole di acqua ci permette di spiegare perché il ghiaccio galleggia sull’acqua liquida. Nel ghiaccio ogni molecola d’acqua è legata ad altre 4 molecole attraverso legami a idrogeno. La struttura che risulta da queste interazioni può essere paragonata ad una gabbia aperta con molti spazi vuoti; quando si passa allo stato liquido alcuni legami a idrogeno vengono scissi e la struttura regolare presente nel ghiacco si perde con un aumento significativo della densità. Il risultato di ciò è che il ghiaccio ha una densità minore rispetto all’acqua e quindi galleggia su di essa.

Nell’immagine che segue viene messa in risalto la differenza tra la struttura più disordinata presente nell’acqua allo stato liquido rispetto a quella più ordinata presente nello stato solido (ghiaccio).

Legame a idrogeno tra due molecole di acido fluoridrico

Legame a idrogeno tra due molecole di acido fluoridrico

Legami a idrogeno tra  molecole d’acqua

Legami a idrogeno tra molecole d'acqua


Struttura molecolare dell’acqua e del ghiaccio

Acqua

Acqua

Ghiaccio

Ghiaccio


Forze intermolecolari III

In molecole non polari la polarità può essere indotta e ciò può dar luogo ad altri due tipi di interazioni intermolecolari: forze dipolo/dipolo indotto e interazioni dipolo indotto/dipolo indotto.

Il primo caso si osserva quando una molecola polare (dipolo permanente) induce in una molecola non polare un dipolo. Un esempio è dato da ciò che succede quando una molecola d’acqua, polare, si trova in prossimità di una molecola di ossigeno molecolare, non polare. Quando la molecola di acqua si avvicina, la nuvola elettronica dell’ossigeno molecolare si distorce, con la conseguente formazione di un dipolo indotto nella molecola di ossigeno. Il risultato è che  l’ossigeno può ora interagire con l’acqua e ciò ne spiega la sua solubilità.

 

Interazioni dipolo/dipolo indotto

Interazioni dipolo/dipolo indotto


Forze intermolecolari IV

Le interazioni dipolo indotto/dipolo indotto sono le uniche forze che permettono l’interazione tra due molecole apolari. Esse sono dovute alle distorsioni delle nuvole elettroniche che si osservano quando due molecole apolari si avvicinano. La comparsa di un dipolo momentaneo in una delle due molecole indurrà poi la comparsa di un dipolo indotto nella seconda molecola.

L’insieme delle forze intermolecolari di natura attrattiva prende il nome generico di “forze di van der Waals“.

Nelle interazioni intermolecolari le energie di attrazione coinvolte sono molto inferiori a quelle relative ai legami covalenti o alle interazioni elettrostatiche fra ioni (legame ionico). Per questo sono anche dette “interazioni deboli“.

Interazioni dipolo indotto/dipolo indotto

Interazioni dipolo indotto/dipolo indotto


Numero di ossidazione

Come detto in precedenza, la capacità di un elemento di formare legami si chiama valenza. Questo concetto può però essere sostituito dal numero di ossidazione che fornisce anche informazioni sul numero di elettroni utilizzati nelle formazione di un legame e sulla polarità della molecola.

Il numero di ossidazione di un elemento non impegnato in un legame chimico è sempre uguale a 0.

Il numero di ossidazione di un elemento chimico in un composto è definito come il numero di elettroni ceduti o acquisiti durante la formazione del legame chimico.

Pertanto quando due atomi vengono uniti da un legame, gli elettroni si considerano virtualmente acquisiti da quello a maggiore elettronegatività. Il numero di ossidazione è positivo se l’elettrone è ceduto, mentre è negativo se l’elettrone è acquistato. La somma algebrica (cioè la sommatoria) dei numeri di ossidazione è uguale a 0 per una molecola neutra o coincide con la carica complessiva totale nel caso di uno ione.

Ad esempio nella molecola d’acqua (H-O-H), l’ossigeno che è più elettronegativo avrà numero di ossidazione -2 come se acquistasse (acquisto formale)  due elettroni dai due atomi di idrogeno; viceversa l’idrogeno, meno elettronegativo, avrà numero di ossidazione +1 come se cedesse (cessione formale) il suo elettrone all’ossigeno.

 

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