Laboratorio di chimica in casa/I legami chimici: differenze tra le versioni
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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 [[DCD/C#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'[[DCD/I#Ingombro sterico|ingombro sterico]] dei [[DCD/M#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/P#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/O#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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{{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/C#Complesso|complesi]]''. Ora tale termine è esteso a tutte le molecole.
;Metallico
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Le forze di attrazione dovute alla polarità ed alla geometria dei legami vengono chiamati '''dipoli permanenti''' e permettono alle molecole di essere attratte le une dalle altre tendendo ad aggregarsi. Abbiamo visto per esempio l'acqua, liquida fino a 100 °C o i composti ionici solidi.<ref>Si ricorda che il legame ionico è sempre un legame forte ma non genera molecole, ed ogni ione è legato da forze elettrostatiche identiche ai dipoli molecolari (solo più forti).</ref> <br />
A queste si aggiungono altre forze di attrazione a corto raggio chiamati '''dipoli momentanei''' (o forze di Van der Waals) dovuti appunto al momentaneo sbilanciamento delle cariche elettriche della molecola. Questo a causa delle vibrazioni del nucleo e degli elettroni ([[DCD/F#Forza di London|Forza di London]]), o influenzate dai dipoli permanenti di molecole vicine ([[DCD/F#Forza di Debye|Forza di debye]]).
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File:Molecole d'acqua.png|Dipoli permanenti nelle molecole di acqua ([[DCD/L#Legame a idrogeno|Legame a idrogeno]]).
File:Na+H2O.svg|Legame fra uno ione ed i dipoli permanenti delle molecole di acqua.
File:Forze di Debye.png| I dipoli permanenti dell'acqua attraggono gli elettroni di una molecola di cloro inducendo in essa dei dipoli momentanei ([[DCD/F#Forza di Debye|Forza di debye]]).
File:Forze di London.png| Dipoli momentanei causati dalle oscillazioni del nucleo in molecole di iodio, che causano lo spostamento delle nuvole elettroniche delle molecole vicine. ([[DCD/F#Forza di London|Forza di London]]).
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Tali forze sono molto meno potenti dei dipoli momentanei, ma sono molto risentite da molecole dall'alto peso molecolare (lo iodio elementare per esempio è solido, al contrario degli altri [[DCD/A#Alogeno|alogeni]] come fluoro e cloro).
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