Chimica per il liceo/I legami: differenze tra le versioni
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=== L’elettronegatività e i legami covalenti puri e polarizzati ===
Un parametro di fondamentale importanza per determinare le caratteristiche di un legame chimico è '''l’elettronegatività''' (indicata con la lettera greca Ꭓ, “chi”), che, come già studiato nel capitolo [[Chimica per il liceo/La tavola periodica|
# Se la differenza di elettronegatività è inferiore a 0,4, si ha un '''legame covalente puro''' (anche detto omopolare o apolare), in cui gli elettroni di legame sono condivisi in modo perfettamente equilibrato. Ciò si verifica quando il legame si instaura tra due atomi dello stesso elemento, come nelle molecole di cloro (Cl<sub>2</sub>), rappresentata in figura 5, idrogeno (H<sub>2</sub>), ossigeno (O<sub>2</sub>) e azoto (N<sub>2</sub>), rappresentate in figura 7 e precedentemente analizzate, o nelle molecole organiche in cui è normalmente presente il legame tra atomi di carbonio, C－C, come ad esempio nel butano (H<sub>3</sub>C－CH<sub>2</sub>－CH<sub>2</sub>－CH<sub>3</sub>) rappresentato in figura 10, oppure quando il legame si instaura tra due elementi diversi che hanno però valori di elettronegatività simili, come ad esempio, tra l’idrogeno (H, elettronegatività = 2,20) e il fosforo (P, elettronegatività = 2,19), nel gas fosfina (PH<sub>3</sub>), o tra il carbonio (C, elettronegatività = 2,50) e l'idrogeno (H, elettronegatività = 2,20), nel caso degli idrocarburi (di cui sono esempi il metano, rappresentato in figura 6, e il butano rappresentato in figura 10).[[File:Butano modello.png|miniatura|'''Figura 10.''' Modello tridimensionale della molecola di butano (gli atomi di C sono rappresentati in grigio, mentre quelli di H in bianco).|240x240px|centro]]
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== Il legame ionico ==
Come introdotto nel paragrafo precedente, quando la differenza di elettronegatività fra due atomi è superiore a 1,9 si instaura una differente tipologia di legame: il '''legame ionico'''. Questo si basa sul trasferimento di elettroni tra atomi, che porta quindi alla formazione di ioni di carica opposta, tra i quali si instaura un’interazione elettrostatica di tipo attrattivo. Il legame ionico può dunque essere definito come ''l’insieme delle interazioni elettrostatiche che tengono assieme ioni di carica opposta, generatisi in seguito al trasferimento di elettroni fra atomi di elementi differenti''.
=== Gli ioni e l’instaurarsi del legame ionico ===
[[File:Speisesalz.jpg|sinistra|miniatura|180x180px|'''Figura
Nel capitolo
Quando si forma il legame ionico, l’elettrone (o gli elettroni) passano dall'atomo dell’elemento meno elettronegativo, che diventa pertanto un catione, a quello più elettronegativo, che diventa pertanto un anione. [[File:NaF.gif|miniatura|431x431px|'''Figura 17.''' Il trasferimento di elettroni tra sodio (Na) e cloro (Cl) come esempio di formazione del legame ionico.]]Il comune sale da cucina (figura 16), chiamato più propriamente dai chimici cloruro di sodio, è formato da ioni sodio (Na<sup>+</sup>) e cloruro (Cl<sup>−</sup>) tenuti assieme da legami ionici. Al cloro (elettronegatività = 3,16) manca un solo elettrone per completare l’ottetto (si trova infatti nel gruppo 17 e ha pertanto sette elettroni di valenza), mentre il sodio (elettronegatività = 0,93), che si trova nel gruppo 1, possiede un solo elettrone nel livello elettronico più esterno, pertanto il
▲Il comune sale da cucina, chiamato più propriamente dai chimici cloruro di sodio, è formato da ioni sodio e cloruro tenuti assieme da legami ionici. Al cloro (elettronegatività = 3,16) manca un solo elettrone per completare l’ottetto (si trova infatti nel gruppo 17 e ha pertanto sette elettroni di valenza), mentre il sodio (elettronegatività = 0,93), che si trova nel gruppo 1, possiede un solo elettrone nel livello elettronico più esterno, pertanto il sodio cede questo suo unico elettrone di valenza al cloro: in questo modo il sodio diventa lo ione positivo (catione) Na+ e raggiunge la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo precede nella Tavola periodica, il neon, mentre il cloro diventa lo ione negativo (anione) Cl− e raggiunge raggiunge la configurazione elettronica stabile del gas nobile che lo segue nella Tavola periodica, l’argon. Fra gli ioni di carica opposta che si sono così formati si instaura una reciproca attrazione elettrostatica, che è alla base del legame ionico. Nella figura sopra è mostrata la formazione del cloruro di sodio, in seguito allo scambio di elettroni prima descritto.
=== I composti ionici ===
[[File:Sodium-chloride-3D-ionic.png|sinistra|miniatura|
L’interazione elettrostatica tra gli ioni non è localizzata e direzionale, come nel caso del legame covalente, ma si esercita in tutte le direzioni dello spazio, questo fa sì che ogni ione si circondi di più ioni di carica elettrica opposta: ogni anione si circonda di più cationi e contemporaneamente ogni catione si circonda di più anioni, dando in questo modo origine a una struttura tridimensionale altamente ordinata detta '''reticolo cristallino''', che caratterizza i '''composti ionici'''.
Riprendendo l’esempio del cloruro di sodio, ogni ione sodio, Na<sup>+</sup>, è circondato da sei ioni cloruro,
Tutti i composti ionici sono caratterizzati da un reticolo cristallino, ma la sua struttura geometrica non è necessariamente sempre la stessa: il numero e la disposizione spaziale degli ioni che costituiscono il reticolo cristallino dipende dalle loro caratteristiche chimiche e fisiche, come, ad esempio, le loro dimensioni e la loro carica.
I composti ionici, a differenza di quelli covalenti, non sono costituiti da molecole ben definite che interagiscono tra loro, ma da un insieme di ioni di cariche opposte distribuiti in modo ordinato nello spazio, in una struttura geometrica che, almeno virtualmente, potrebbe svilupparsi illimitatamente. Ne deriva che la formula dei composti ionici non indica la composizione di una molecola, ma il ''rapporto di combinazione minimo'' tra gli ioni di segno opposto, in modo tale che il composto risulti nel complesso elettricamente neutro.
I composti ionici hanno un'elevata conducibilità termica e sono buoni conduttori di corrente elettrica allo stato liquido, ma non a quello solido; poiché, inoltre, i composti ionici si disgregano quando sciolti acqua, liberando gli ioni da cui sono costituiti, risultano buoni conduttori di corrente anche in soluzione acquosa.
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{| class="wikitable"
|
|'''Sostanze covalenti'''
|'''Composti ionici'''
|-
|'''Elementi coinvolti'''
|Non metalli
|Metalli e non metalli
|-
|'''Struttura'''
|Molecole
|Reticolo cristallino
|-
|'''Solubilità in acqua'''
|Variabile, ma generalmente inferiore rispetto ai composti ionici
|Elevata
|-
|'''Conducibilità elettrica'''
|Assente
|Elevata allo stato liquido o in soluzione acquosa
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Assente allo stato solido
|-
|'''Conducibilità termica'''
|Bassa
|Elevata
|-
|'''Stato di aggregazione'''
|Variabile (alcune sono solide, altre liquide, altre aeriformi)
|Solido
|-
|'''Temperatura di fusione'''
|Variabile, ma generalmente inferiore rispetto ai composti ionici
|Elevata
|-
|'''Temperatura di ebollizione'''
|Variabile, ma generalmente inferiore rispetto ai composti ionici
|Elevata
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== Il legame metallico ==
I '''metalli''', come si può facilmente constatare analizzando la Tavola periodica, comprendo il maggior numero degli elementi chimici (circa il 75 %). Nel
▲I metalli, come si può facilmente constatare analizzando la Tavola periodica, comprendo il maggior numero degli elementi chimici (circa il 75 %). Nel modulo 7, sono state descritte le più importanti caratteristiche e proprietà dei metalli, che in sintesi sono:
* l’essere tutti solidi a temperatura ambiente (con l’eccezione del mercurio, Hg);
* la tipica lucentezza;
* la buona conducibilità sia termica, sia elettrica;
* l’elevata flessibilità e lavorabilità (in particolare la duttilità e la malleabilità).
Le caratteristiche dei metalli (figura 19) dipendono dal peculiare legame chimico che li caratterizza e che è differente sia da quello covalente, infatti non comporta la condivisione degli elettroni, che devono invece essere liberi di muoversi, per giustificarne la buona conducibilità termica, sia da quello ionico, infatti non coinvolge atomi di elementi differenti che si scambiano elettroni, ma atomi tutti dello stesso tipo.<gallery>
File:Iron electrolytic and 1cm3 cube.jpg|'''Figura 19/a.''' Il ferro e la sua tipica lucentezza.▼
File:Kupferlitze.jpg|'''Figura 19/b.''' Filo di rame per i collegamenti elettrici.▼
File:Alufolie2.jpg|'''Figura 19/c.''' Fogli di alluminio, che possono essere ottenuti sfruttando la malleabilità dei metalli.
File:Hot metalwork.jpg|'''Figura 19/d.''' I metalli si lavorano meglio se sono riscaldati.▼
File:Copper Pot.jpg|'''Figura 19/e.''' I metalli trasmettono bene il calore.▼
</gallery>▼
In prima approssimazione, il '''legame metallico''' può essere descritto mediante il "''modello a nube elettronica''" proposto dal fisico tedesco Paul Drude, nel 1900, integrato con le scoperte successive sulla struttura degli atomi e della materia. Quando interagiscono fra loro per dare origine a un corpo metallico, gli atomi di un metallo perdono i propri elettroni di valenza, diventando pertanto ioni positivi (cationi metallici) e si “impacchettano” nel miglior modo possibile, in modo da dare origine a strutture geometriche ben definite e ordinate (un reticolo di cationi); a loro volta gli elettroni di valenza che non appartengono più ai singoli atomi, ma sono liberi di muoversi tra i vari cationi (si parla di ''elettroni'' ''delocalizzati''), costituiscono una sorta di “mare” di cariche negative che funge da collante e tiene saldamente uniti i cationi. In sintesi, un solido metallico è costituito da un reticolo di cationi immersi in un mare di elettroni, che li mantiene aggregati. La struttura precedentemente descritta è rappresentata
* La ''lucentezza'' dipende
* La ''conducibilità termica ed elettrica'' dipendono dalla mobilità degli elettroni di valenza; ciò differenzia i metalli dai composti ionici che possono condurre corrente solo quando si trovano allo stato liquido o in soluzione acquosa, perché gli ioni, non più organizzati nel reticolo cristallino, sono liberi di muoversi e trasportare cariche elettriche.▼
* La ''flessibilità'' e la ''lavorabilità'' dei metalli dipende dal fatto che una deformazione del reticolo cationico non genera forze repulsive, in quanto ogni singolo catione si trova sempre immerso nel mare elettronico che ne controbilancia la carica; anche in questo caso i metalli si differenziano dai composti ionici che invece sono fragili e si rompono facilmente se si tenta di deformarli, in quanto lo slittamento di uno strato di ioni fa sì che cariche dello stesso segno si vengano a trovare più vicine, respingendosi e così provocando la rottura del cristallo, come potrebbe accadere nel solido cristallino dell'idrossido di potassio (vedi immagine in galleria qui sotto).▼
▲* La lucentezza dipende dall’interazione tra la luce che colpisce la superficie di un metallo e il mare di elettroni mobili, che a loro volta generano luce della stessa lunghezza d’onda.
▲* La conducibilità termica ed elettrica dipendono dalla mobilità degli elettroni di valenza; ciò differenzia i metalli dai composti ionici che possono condurre corrente solo quando si trovano allo stato liquido o in soluzione acquosa, perché gli ioni, non più organizzati nel reticolo cristallino, sono liberi di muoversi e trasportare cariche elettriche.
▲* La flessibilità e la lavorabilità dei metalli dipende dal fatto che una deformazione del reticolo cationico non genera forze repulsive, in quanto ogni singolo catione si trova sempre immerso nel mare elettronico che ne controbilancia la carica; anche in questo caso i metalli si differenziano dai composti ionici che invece sono fragili e si rompono facilmente se si tenta di deformarli, in quanto lo slittamento di uno strato di ioni fa sì che cariche dello stesso segno si vengano a trovare più vicine, respingendosi e così provocando la rottura del cristallo, come potrebbe accadere nel solido cristallino dell'idrossido di potassio (vedi immagine in galleria qui sotto).
Si ricorda, infine, che il legame metallico caratterizza non soltanto i metalli puri ma anche le leghe come l’acciaio, il bronzo, l’ottone, ecc.<gallery>▼
▲File:Iron electrolytic and 1cm3 cube.jpg|Il ferro e la sua tipica lucentezza
▲File:Kupferlitze.jpg|Filo di rame per i collegamenti elettrici
▲File:Hot metalwork.jpg|I metalli si lavorano meglio se sono riscaldati
▲File:Copper Pot.jpg|I metalli trasmettono bene il calore
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▲Si ricorda, infine, che il legame metallico caratterizza non soltanto i metalli puri ma anche le leghe come l’acciaio, il bronzo, l’ottone, ecc.
== I legami intermolecolari ==
Con il termine generico di '''legami intermolecolari''' (o '''secondari''') si indicano differenti tipologie di interazioni di natura elettrostatica che si stabiliscono fra le molecole (siano esse neutre o ioniche) e non fra i singoli atomi, come nel caso dei legami precedentemente descritti, che per contrapposizione sono talvolta definiti '''intramolecolari''' (o '''primari''' o '''interatomici'''). Queste interazioni, che sono fondamentali per comprendere gli stati di aggregazione della materia, sono generalmente più deboli (hanno cioè una minor energia di legame) di quelle intramolecolari, hanno un breve raggio d’azione e diminuiscono rapidamente di intensità all’aumentare della distanza tra le molecole.
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#Il '''legame dipolo istantaneo-dipolo indotto''', noto anche come '''forza di dispersione di London''', si instaura fra molecole apolari: una molecola apolare, a causa del continuo movimento degli elettroni, ha la possibilità di polarizzarsi, sebbene per brevissimi intervalli di tempo, diventando pertanto un dipolo istantaneo; a sua volta, un dipolo istantaneo può indurre una temporanea separazione di cariche nelle molecole apolari con cui viene a contatto, generando così un dipolo indotto; in questo modo si genera un’interazione elettrostatica tra tali molecole, come mostrato in figura. La probabilità che si generino dei dipoli istantanei è direttamente proporzionale al numero di elettroni e quindi alla massa delle molecole (aumentando il numero di protoni, aumenta infatti anche il numero di elettroni), questo spiega, ad esempio, perché mentre il fluoro (F<sub>2</sub>) e il cloro (Cl<sub>2</sub>), a temperatura ambiente, sono gas, il bromo (Br<sub>2</sub>) è liquido e lo iodio (I<sub>2</sub>) è solido.
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File:Forze di London.png|Dipolo indotto - dipolo indotto (forze di London) nello iodio
File:Forze di Debye.png|Dipolo permanente (acqua) - dipolo indotto (cloro molecolare) (forze di Debye)
File:Na+H2O.svg|'''Figura 21/a.''' Legame ione
File:Acetone dipole-dipole bonding.jpg
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