Utente:Riccardo Rovinetti/Sandbox 30: differenze tra le versioni

===I tipi di legame forte===
Anche se <u>un legame chimico rimane sempre l'attrazione che due nuclei esercitano su una coppia di elettroni</u>, la differenza di forza attrattiva fra i due cambia in maniera drastica le proprietà della molecola. Per questo motivo i chimici dividono per convenzione i legami in tre categorie basandosi sull'elettronegatività e su altri fattori minori:
 
;Covalente puro
[[File:Phosphine-elpot-transparent-3D-balls.png|thumb|right|200px|{{Cassetto|colore=white|titolo=Esempi|testo= Modello a sfere e bastoncini della molecola di fosfina (in bianco i tre atomi di idrogeno, in arancione l'atomo di fosforo). La nuvola colorata rappresenta la zona in cui gli elettroni orbitano nella molecola. Il colore bianco uniforme indica che essi orbitano tanto attorno agli atomi di idrogeno (e.n. 2,2) quanto a quello di fosforo (e.n. 2,19), mostrando che non c'è un atomo che li attira più degli altri (Δe.n. 0,01 praticamente nulla) e infatti il legame tra i due è di tipo covalente puro.|}}]]
Due atomi sono uniti da un legame covalente '''puro''' quando la differenza di elettronegatività è compresa tra 0 e 0,4. Esempi di legami puri sono quelli fra atomi dello stesso elemento (O=O, H-H, Cl-Cl, I-I, N≡N, ...) o fra elementi con elettronegatività molto simili (C-H, P-H, N-Cl, S-I, S-P, ...).<br />
Tale legame chimico non lascia scoperta la carica dei due nuclei atomici, e così le molecole presentano basse attrazioni elettrostatiche fra di loro.
 
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File:Dioxygen-3D-ball-&-stick.png|Molecola dell'ossigeno gassoso (modello a sfere e bastoncini)
File:Cyclooctasulfur-gate-3D-balls.png|Molecola dello zolfo solido
File:Arsine-3D-balls.png|Arsina, composta da arsenico (e.n. 2,18 in viola) e idrogeno (e.n. 2,2 in bianco)
File:NCl3-by-ED-from-CRC-91-3D-balls.png|Tricloruro di azoto, composto da cloro e azoto (e.n. 3,04 in blu)
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;Covalente polare
[[File:Hydrogen-chloride-elpot-transparent-3D-balls.png|thumb|right|200px|{{Cassetto|colore=white|titolo=Esempi|testo= Modello a sfere e bastoncini della molecola di acido cloridrico (H-Cl). La nuvola colorata rappresenta la distribuzione del campo elettrico, sbilanciato dalla polarità de legame: la parte rossa rappresenta i doppietti elettronici dell'atomo di cloro, contenenti molta carica negativa, in bianco è rappresentato il legame covalente fra i due elementi mentre il colore blu indica che in quella zona la carica positiva del nucleo di idrogeno è scoperta, perché l'elettrone dell'atomo tende ad orbitare nella zona bianca vicino al cloro.|}}]]
Quando la differenza di elettronegatività fra i due elementi è compresa tra 0,4 e 1,7 o 1,9 (in alcuni testi sono riportati valori diversi) si dice che il legame covalente è '''polare'''. In un legame polare, una coppia di elettroni tende ad orbitare "dalla parte" dell'elemento più elettronegativo. In questo modo la carica del nucleo dell'elemento meno elettronegativo può risultare scoperta, non bilanciata dalle cariche negative degli elettroni che ora si trovano ad orbitare più vicini ad un altro atomo, e risulta carico positivamente (l'altro invece si carica negativamente). Questa differenza di attrazione si traduce in un legame in cui l'elettrone orbita per più tempo attorno all'atomo più elettronegativo. <br />
 
Questa differenza di attrazione si traduce in un legame in cui l'elettrone orbita per più tempo attorno all'atomo più elettronegativo. Sono generalmente gli elementi del quinto, sesto e settimo gruppo ad instaurare tali legami fra loro, in molecole come O=C=O, O=S=O, Cl-H, H-O-H ecc. Tale squilibrio di cariche, detto '''polarità di legame''' influenza molto la reattività delle molecole, ed il campo elettrico di legame può espandersi all'esterno della molecola, permettendole di interagire con le altre attirandole a sé (la cosa è spiegata nel paragrafo successivo, [[#Legami intermolecolari|Legami intermolecolari]]. La caratteristica principale di tali legami è comunque quella di poter osservare delle singole entità composte da più atomi, le molecole appunto, divise da tutte le altre.
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File:Sulfur-dioxide-3D-vdW.png|Diossido di zolfo, composto da zolfo e ossigeno (Δe.n. 0,86)
File:Water molecule 3D.svg|Acqua, composta da ossigeno e idrogeno (Δe.n. 1,24)
File:Boron-trichloride-3D-vdW.png|Cloruro di boro, composto da cloro e boro (Δe.n. 1,12)
File:Carbon dioxide 3D spacefill.png|Anidride carbonica, composto da carbonio e ossigeno (Δe.n. 0,89)
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;Ionico
[[File:Sodium-chloride-unit-cell-3D-ionic.png|thumb|right|150px|{{Cassetto|colore=white|titolo=Esempi|testo= Nei composti ionici i singoli ioni sono separati. Nell'immagine è rappresentato il cloruro di sodio: gli atomi in viola sono quelli di sodio (e.n. 0,9) e quelli in verde sono quelli di cloro (e.n. 3,2). La differenza di elettronegatività fra di loro è 2,1 e di conseguenza il legame è ionico: gli elettroni tendono ad orbitare stabilmente attorno agli atomi di cloro senza quasi più tornare su quelli di sodio. Gli ioni sono tuttavia attratti dalle rispettive cariche elettrostatiche, e ciò li spinge ad aggregarsi in un lattice ordinato.|}}]]
[[File:Tetramethylammonium-chloride-ion-pair-2D.png|thumb|left|200px|{{Cassetto|colore=white|titolo=Esempi|testo= Il [[w:Cloruro di tetrametilammonio|Cloruro di tetrametilammonio]] è un [[GCD#Composto organico|composto organico]] ionico nonostante la differenza di elettronegatività fra i due elementi (azoto e cloro) sia da legame puro (Δe.n. 0,12). Questo a causa dell'[[GCD#Ingombro sterico|ingombro sterico]] dei [[GCD#Metile|gruppi -CH<sub>3</sub>]] che impediscono allo ione cloruro di legarsi all'azoto.|}}]]
Quando la differenza di elettronegatività fra i due elementi è maggiore di 1,7/1,9<ref>Nei libri può essere presente l'uno o l'altro valore: un legame chimico è generalmente ionico quando la Δe.n. arriva ad 1,6-1,7 ma alcuni composti risultano molecolari fino a Δe.n. 1,9.</ref> il legame è classificato come '''ionico'''. I due atomi sono sempre legati tramite una forza elettrostatica, ma l'elettrone sarà quasi completamente deviato verso l'elemento più elettronegativo. <ref>Perciò nelle formule di struttura si usa disegnare i due ioni separati (es. Na<sup>+</sup>NO<sub>3</sub><sup>-</sup>) invece che le stanghette, per sottolineare la (quasi totale) assenza di condivisione dell'elettrone fra anione e catione. Nell'immagine a sinistra per esempio abbiamo quattro legami covalenti tra un atomo di azoto e carbonio, mentre il quinto ionico tra cloro e azoto non è segnato da una stanghetta, ma ai due ioni viene assegnata solo la carica elettrica. Lo stesso accade nell'immagine più a destra nella galleria: il cloruro di ammonio è composto da ioni NH<sub>4</sub><sup>+</sup> (legame N-H covalente, tre polari ed uno dativo) e ioni Cl<sup>-</sup> uniti solo dalle rispettive cariche elettrostatiche.</ref><br />
La caratteristica principale dei composti ionici è quella di possedere un reticolo cristallino [[DCD#Polimero|polimerico]] (detto '''lattice''') in cui gli atomi si dispongono in maniera regolare attratti reciprocamente l'un l'altro dalle rispettive forze elettrostatiche, senza formare singole molecole. Si tenga comunque presente che un minimo carattere covalente (cioè di condivisione dell'elettrone) è presente in qualsiasi composto ionico, come nelle molecole, l'unica differenza è che ogni ione è attratto dagli altri con la stessa forza (cosa che non accade nei solidi composti da vere molecole) formando un lattice polimerico in cui non sono distinguibili singole molecole.<br />
Gli ioni presenti nei solidi ionici possono contenere legami covalenti di diverso tipo. Tali ioni sono chiamati '''complessi'''. Esempi molto comuni sono il catione ammonio NH4<sup>+</sup> e gli [[DCD#Ossoanione|ossoanioni]] SO<sub>4</sub><sup>2-</sup>, NO<sub>3</sub><sup>-</sup>, PtCl<sub>4</sub><sup>2-</sup> ecc. I composti chimici derivati sono comunque classificati come composti ionici.
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File:Calcium-fluoride-3D-ionic.png|Fluoruro di calcio, composto da fluoro e calcio (Δe.n. 2,98)
File:Sodium-oxide-unit-cell-3D-vdW.png|Ossido di sodio, composto da ossigeno e sodio (Δe.n. 2,51)
File:Caesium-fluoride-3D-ionic.png|Fluoruro di cesio , composto da cesio e fluoro (Δe.n. 3,19)
File:NH4Cl.png|Cloruro di ammonio, composto da cloro (3,16), azoto (3,04) e idrogeno (2,2)[NH<sub>4</sub>]<sup>+</sup>Cl<sup>-</sup>
File:Copper(II)-sulfate-3D-vdW.png|Solfato rameico, Cu<sup>2+</sup>[SO<sub>4</sub>]<sup>2-</sup>
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File:Potassium-nitrate-unit-cell-3D-vdW.png|Nitrato di potassio K<sup>+</sup>[NO<sub>3</sub>]<sup>-</sup>
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;Dativo
{{doppia immagine|center|Perchloric-acid-3D-balls.png|150|Ammonium-3D-balls.png|150|Acido perclorico|Ione ammonio}}
 
Questo legame può essere visto da due punti di vista: all'atomo centrale può essere ''rubato'' un elettrone da un atomo legante (caso del perclorato sopra riportato e dei fluoruri di cloro visti prima) oppure si può avere il caso inverso, in cui un nucleo positivo attrae a sé il doppietto elettronico di un'altro atomo avente già l'ottetto completo (caso dell'idrogeno che ruba un doppietto elettronico all'azoto nella molecola dell'ammoniaca). Quest'ultimo caso una volta era classificato separatamente dal primo (anche perché di solito il legame è più debole rispetto al primo caso), e le molecole come NH<sub>4</sub><sup>+</sup> erano detti ''[[DCD#Complesso|complesi]]''. Ora tale termine è esteso a tutte le molecole.
Questo legame può essere di natura prettamente covalente, in cui il [[GCD#Legante|legante]] ha tutti i propri elettroni eccetto quelli che gli servono per completare l'ottetto (come gli ossigeni nella molecola di acido perclorico), oppure fra uno ''ione'' ed un altro atomo (come l'H<sup>+</sup> nello ione ammonio).<ref>Quest'ultimo caso è però ambiguo: le interazioni fra uno ione ed i doppietti elettronici di altre molecole sono spesso di natura elettrostatica, e costituiscono un legame non più intramolecolare forte ma intermolecolare debole (Ciò verrà approfondito in seguito). In entrambi i casi sono formate molecole relativamente stabili.</ref> <br />
 
;Metallico
[[File:Metallic bonding.svg|180px|thumb|right|{{Cassetto|colore=white|titolo=Esempi|testo= Nei metalli gli elettroni scorrono liberi e tengono uniti gli atomi tramite la rispettiva attrazione elettrostatica. <br />
Da notare che anche i metalli hanno un reticolo cristallino, come i composti ionici, ed anche in essi gli atomi si trovano sotto forma di ioni, poiché gli elettroni che dovrebbero bilanciare la loro carica elettrostatica sono sparsi nello spazio che c'è fra atomo e atomo. Il legame metallico si mantiene anche quando più metalli sono fusi in una lega.|}}]]
Negli elementi allo stato metallico (e nelle leghe) gli elettroni di valenza degli atomi non sono vincolati da orbitali di legame fissi come nelle molecole covalenti o negli ioni ma si muovono liberi nel reticolo cristallino del metallo saltando di atomo in atomo, come fossero un liquido. Per tale motivo i metalli sono in grado di condurre l'elettricità, risultano facilmente plasmabili e fusibili.<ref>[https://www.youtube.com/watch?v=XHV9LzCH2KA Animazione]</ref>
 
{{Cassetto
;Solido reticolare covalente
|colore=white
I '''solidi covalenti reticolari''' sono solidi costituiti da un reticolo cristallino, come i composti ionici, ma i cui atomi sono uniti da legami covalenti. Esempi di tali solidi sono il diamante, nitruro di boro, carburo di silicio ecc.<br />
|titolo=Esempi
:Vi sono inoltre composti al limite fra ionici e covalenti reticolari, come i solfuri e gli ossidi dei metalli di transizione, che generalmente sono classificati come ionici ma presentano notevoli caratteristiche covalenti.<ref>Si veda anche [[[w:en:Sulfide#Metal derivatives|Sulfide]] su en.Wikipedia.</ref>
|testo=
 
[[File:Metallic bonding.svg|180px|thumb|right|Nei metalli gli elettroni scorrono liberi e tengono uniti gli atomi tramite la rispettiva attrazione elettrostatica. <br />
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Da notare che anche i metalli hanno un reticolo cristallino, come i composti ionici, ed anche in essi gli atomi si trovano sotto forma di ioni, poiché gli elettroni che dovrebbero bilanciare la loro carica elettrostatica sono sparsi nello spazio che c'è fra atomo e atomo. Il legame metallico si mantiene anche quando più metalli sono fusi in una lega.]]
File:Amorphous Carbon.png|Carbone amorfo
|}}
File:Diamonds glitter.png|Diamante (carbonio)
File:Molybdenite-3D-balls.png|Disolfuro di molibdeno (MoS<sub>2</sub>)
File:SiO² Quartz.svg|Quarzo (SiO<sub>2</sub>)
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===Legami intermolecolari===