Wikibooks

Chimica per il liceo/I legami: differenze tra le versioni

Naviga nella cronologia in modo interattivo
← Differenza precedenteDifferenza successiva →
Contenuto cancellato Contenuto aggiunto
VisualeWikitesto
Riga 12:
 
=== Gli elettroni di legame ===
Come precedentemente osservato, alle interazioni tra atomi, ossia alla formazione dei legami chimici, prendono normalmente parte solo gli elettroni più esterni (una parte o tutti, a seconda dell'elemento) che pertanto vengono chiamati '''elettroni di legame''' o '''elettroni di valenza''', in quanto il livello energetico più esterno di un atomo, dove sono localizzati tali elettroni, è definito ''strato di valenza''. Il numero di elettroni di valenza può essere agevolmente determinato facendo riferimento alla Tavola periodica rappresentata in figura 3, in particolare:[[File:Tavola periodica evidenziati blocchi s, p, d, f.png|miniatura|611x611px|'''Figura 3.''' La tavola periodica degli elementi.|centro]]
 
* i '''metalli alcalini''' (gruppo 1, in arancione) e '''alcalino-terrosi''' (gruppo 2, in giallo) hanno rispettivamente uno e due elettroni di legame;
Riga 20:
Per quanto riguarda gli elementi appartenenti ai gruppi dal 3 al 12 ('''metalli di transizione''', in rosa) la determinazione degli elettroni di valenza è più complessa, a causa della loro peculiare struttura atomica, e non è possibile enunciare regole semplici per stabilire quanti siano tali elettroni.
 
Facendo riferimento alla classificazione tradizionale dei gruppi, tuttora riportata sulla maggior parte delle Tavole periodiche, e senza considerare i metalli di transizione, è ancora più agevole la determinazione degli elettroni di valenza, poiché il loro quantitativo corrisponde al numero romano conche cui viene indicatoindica il gruppo: un elettrone per gli elementi del gruppo I (metalli alcalini), due elettroni per gli elementi del gruppo II (metalli alcalino-terrosi), tre elettroni per gli elementi del gruppo III (boro, alluminio, gallio, ecc.), e così via fino ad arrivare ai gas nobili (gruppo VIII), che hanno tutti 8 elettroni di legame nello strato più esterno (con l’eccezione, già ricordata dell’elio).
 
=== I simboli di Lewis e la regola dell’ottetto ===
Riga 26:
Gli elettroni di valenza possono essere facilmente rappresentati mediante pratiche notazioni introdotte dal chimico statunitense Gilbert N. Lewis e per questo note come '''simboli di Lewis''', in cui tali elettroni sono indicati come puntini o come coppie di puntini disegnati ai quattro lati del simbolo chimico dell'elemento. Come regola generale, si colloca un puntino su ciascun lato del simbolo chimico (è indifferente il lato da cui partire e l’ordine da seguire) per i primi quattro elettroni di legame, dopodiché si accoppiano i puntini su ciascun lato: l'importante è collocare i primi quattro puntini su ciascun lato, dopodiché accoppiarli. Nella figura 4 sono rappresentate le strutture di Lewis per gli elementi appartenenti ai primi tre periodi. Come è possibile notare, gli elementi appartenenti al medesimo gruppo presentano la stessa stessa struttura di Lewis, in quanto dotati della stessa '''configurazione elettronica''' più esterna, ossia la stessa distribuzione degli elettroni di valenza.
 
Nel 1916, Lewis ha inoltre formulato la cosiddetta '''regola dell'ottetto''', una regola empirica che tenta di spiegare, anche se in modo approssimato, la formazione dei legami chimici tra gli atomi. Secondo tale regola ''{{Colore di sfondo|#feffaa|quando '''un atomo possiede il livello elettronico esterno completo''' (ossia lo strato di valenza), ''che in genere è costituito da otto elettroni, '''completo, esso è in una condizione di particolare stabilità energetica e tende a non formare ulteriori legami'''}}''. In altre parole, ''{{Colore di sfondo|#feffaa|'''un atomo è particolarmente stabile quando ha otto elettroni nello strato di valenza'''}}''.
 
I '''gas nobili''', in natura, risultano sostanzialmente inerti (salvo alcune reazioni particolari che danno origine però origine a composti rari e poco stabili) ed esistono come atomi singoli, proprio in virtù del fatto che '''presentano un ottetto completo nello strato di valenza:''' (si ricorda sempre la peculiarità dell’elio che risulta stabile con soli due elettroni). Al contrario, '''tutti gli altri elementi, che non possiedono l’ottetto completo, tendono''', a seconda dei casi, '''a cedere, ad acquistare o a mettere in comune i propri elettroni di legame, al fine di completare il proprio strato di valenza'''. Ogni elemento pertanto ha la tendenza a raggiungere l’ottetto e ad assumere lo stesso assetto di elettroni del gas nobile ad esso più vicino.
 
Questa regola empirica, checon proponecui unasi giustificazionegiustifica dellala tendenza degli atomi a legarsi fra loro, mediante la formazione di legami chimici, è normalmente ben rispettata dagli elementi dei primi due gruppi (metalli alcalini e alcalino-terrosi) e da quelli dei gruppi dal 13 al 18 (sono comunque note delle eccezioni), mentre i metalli di transizione, i lantanidi e gli attinidi hanno comportamenti complessi e non sempre riconducibili a tale regola.
 
In linea generale, sigli puògli osservareatomi che glidegli elementi dei primi gruppi, che si trovano nella parte sinistra della Tavola periodica, sono portatitendono a cedere elettroni per raggiungere la stessa configurazione elettronica del gas nobile che li precede, mentre gli atomi degli elementi dei gruppi più a destra della Tavola periodica sono portati ad acquistare elettroni per raggiungere la stessa configurazione elettronica del gas nobile che li segue. In alternativa, moltigli elementiatomi possonodi condividere i propri elettroni con altrimolti elementi, sempre al fine dipossono raggiungere l’ottetto. Sicondividendo vuolei osservare infine che l’idrogeno (con un solo elettrone), il litio (con trepropri elettroni) e il berillio (con quattroatomi elettroni)uguali tendonoo addi assumerealtri laelementi. configurazione elettronica dell’elio e raggiungono pertanto la stabilità quando hanno due elettroni, nello strato più esterno.
 
Per l’idrogeno (con un solo elettrone), il litio (con tre elettroni) e il berillio (con quattro elettroni) la stabilità viene raggiunta quando assumono la configurazione elettronica dell’elio, quindi quando hanno due elettroni nello strato più esterno.
 
== Il legame covalente ==
{{Colore di sfondo|#feffaa|'''Il legame covalente si basa sulla condivisione degli elettroni: due atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni. Il raggiungimento dell’ottetto è possibile poiché gli elettroni condivisi appartengono contemporaneamente a entrambi gli atomi.}}'''
[[File:Legame covalente.gif|miniatura|239x239px|'''Figura 5.''' Formazione del legame covalente nella molecola di cloro (Cl<sub>2</sub>).]]
Il cloro, ad esempio, è un gas tossico di colore verde-giallastro (il nome di tale elemento deriva proprio dal termine greco χλωρός, chlōros, che significa “verde”) che, in natura, esiste sotto forma di molecole biatomiche: Cl<sub>2</sub>. Ciascuno dei due atomi di cloro che formano la molecola possiede 7 elettroni di valenza (il cloro appartiene infatti al gruppo 17, quello degli alogeni) e pertanto per raggiungere l’ottetto (corrispondente alla stessa configurazione elettronica del gas nobile più vicino, l’argon) necessitano entrambi di un elettrone: ciò è possibile mediante la formazione un legame covalente in cui ciascun atomo mette in compartecipazione un proprio elettrone. In figura 5 è mostrata con un'animazione dila quandoformazione idella duemolecola atomibiatomica di cloro sigrazie leganoal perlegame darecovalente origineche asi unainstaura molecolafra due atomi, mediante la condivisione di una coppia di elettroni,: insi modopuò talenotare che ila duecoppia di elettroni appartenganocondivisi, evidenziata in rosso, appartiene contemporaneamente a entrambi gli atomi, che pertanto si trovano ad avere ciascuno otto elettroni di valenza. È possibile indicare laLa presenza di un legame covalente fra i due atomi, anche senza esplicitare tutti gli elettroni di valenza tramitecome inelle simbolistrutture di Lewis, viene normalmente indicata utilizzando un trattino che ne unisce i simboli: Cl－Cl. Il trattino rappresenta quindi la coppia di elettroni condivisi.
 
Il legame covalente può formarsi tra atomi uguali, come nel caso precedentemente analizzato, ma anche tra atomi di elementi differenti. Per esempio, nella molecola del metano (CH<sub>4</sub>), un gas incolore, inodore e altamente infiammabile, utilizzato per il riscaldamento domestico e come combustibile per le automobili, l’atomo di carbonio mette in condivisione tutti i suoi quattro elettroni con altrettanti atomi di idrogeno, formando quattro distinti legami covalenti. Ciò permette al carbonio di completare l’ottetto e contemporaneamente a ciascun atomo di idrogeno di raggiungere la configurazione elettronica stabile dell’elio. La figura 6 rappresentata la molecola del metano. [[File:Metano, formule di vario tipo.png|miniatura|658x658px|'''Figura 6.''' Metano (CH<sub>4</sub>): varie rappresentazioni della sua struttura molecolare.|centro]]
=== Legami covalenti semplici, doppi e tripli ===
In base al numero di coppie di elettroni che vengono condivise tra due atomi per raggiungere l’ottetto si possono distinguere tre tipologie di legami covalenti:.
 
# Nel '''legame covalente semplice''' (o '''singolo''') viene condivisa una sola coppia di elettroni tra due atomi, come nei casi precedentemente analizzati del cloro molecolare e del metano (in cui sono presenti quattro distinti legami semplici), o nel caso della molecola di idrogeno (H<sub>2</sub>), in cui ciascun atomo mette in condivisione il suo unico elettrone, al fine di raggiungere la stabilità (rappresentata in questo caso dalla configurazione elettronica dell’elio), come mostrato in figura 7 (immagine di sinistra);. ancheAnche in questo caso è possibile rappresentare la struttura della molecola, in forma semplificata, mediante un trattino che unisce i simboli dei due atomi legati: H－H.
# Nel '''legame covalente doppio''' vengono condivise due coppie di elettroni tra gli stessi due atomi. Un esempio è dato dal gas ossigeno (O<sub>2</sub>) in cui ciascuno dei due atomi che formano la molecola possiede 6 elettroni di valenza (gruppo 16):. perPer raggiungere l’ottetto (raggiungendo la stessa configurazione elettronica del gas nobile neon) sono necessari a ciascun atomo due elettroni;: si formano pertanto due coppie di elettroni condivise tra gli stessi atomi, ossia un legame covalente doppio. La figura 7 (immagine centrale) rappresenta la molecola di ossigeno. In questo caso, il legame doppio può essere rappresentato da due trattini tra i simboli degli atomi: O＝O.
# Nel '''legame covalente triplo''' vengono invece condivise tre coppie di elettroni tra gli stessi due atomi. Un esempio è dato dal gas azoto (N<sub>2</sub>) in cui ciascuno dei due atomi che formano la molecola possiede 5 elettroni di valenza (gruppo 15): la formazione di tre coppie di elettroni condivise tra gli stessi atomi permette a entrambi di raggiungere l’ottetto e quindi la stabilità. La figura 7 (immagine di destra) rappresenta la formazione della molecola di azoto. In questo caso, il legame triplo può essere rappresentato da tre trattini tra i simboli degli atomi: N≡N.
 
Line 73 ⟶ 74:
=== Il legame covalente dativo ===
[[File:Acido perclorico.png|miniatura|364x364px|'''Figura 8.''' Legame dativo nell'acido perclorico (HClO<sub>4</sub>): il cloro può donare tre doppietti ad altrettanti atomi di ossigeno.]]
Un particolare tipo di legame covalente, presente in numerosi composti chimici, prevede che la coppia di elettroni di legame sia fornita da uno solo dei due atomi: è il legame '''covalente dativo'''. L’atomo che dona i due elettroni che ha già completato l’ottetto, mediante la formazione di legami con altri atomi, e che dispone di '''uno o più doppietti elettronici''' (coppie di elettroni) non condivisi (per indicarli si può utilizzare anche il termine “coppie solitarie” o l'inglese "lone pairs") prende il nome di '''datore''', mentre quello che li riceve viene definito '''accettore'''. Il legame dativo una volta che si instaura è indistinguibile da un normale legame covalente e, per convenzione, viene indicato con una freccia (🠂→) che va dall’atomo datore verso quello accettore.
 
Prendendo, ad esempio, in considerazione il cloro, che appartiene al gruppo 17, si può osservare che sono presenti tre coppie solitarie, utilizzabili per la formazione di altrettanti legami covalenti dativi: nell’acido cloroso (HClO<sub>2</sub>), nell’acido clorico (HClO<sub>3</sub>) e nell’acido perclorico (HClO<sub>4</sub>), sono infatti presenti rispettivamente uno, due e tre legami dativi tra il cloro e l’ossigeno; in figura 8 è mostrata la molecola di acido perclorico in cui sono presenti tre legami dativi.
 
=== 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 Ꭓχ, “chi”),. che, comeCome già studiato nel capitolo [[Chimica per il liceo/La tavola periodica|La tavola periodica]], èsi tratta di una proprietà che dà un’indicazione della tendenza con cui un atomo attrae gli elettroni di legame, misurataed è definita mediante una scala arbitraria proposta dal fisico e chimico americano Linus Pauling. In linea generale e tralasciando i gas nobili, come mostrato nella figura 9, l’elettronegatività aumenta spostandosi da sinistra verso destra lungo un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo: l’elemento più elettronegativo è infatti il fluoro. [[File:Variazione di elettronegatività nella tavola periodica.png|miniatura|633x633px|'''Figura 9.''' Variazione dell'elettronegatività negli elementi della Tavola periodica.|centro]]NelPer determinare le caratteristiche di un legame chimico è necessario fare riferimento alla '''differenza di elettronegatività''' fra gli atomi coinvolti: se tale differenza è minima, gli elettroni coinvolti nel legame risultano distribuiti in modo perfettamente uniforme attorno ai due nuclei atomici; al contrario, se tale differenza è significativa, la distribuzione degli elettroni coinvolti nel legame non è omogenea e gli elettroni sono attratti con maggior forza dal nucleo dell’atomo più elettronegativo. Più nel dettaglio, si possono distinguere i tre seguenti casi:[[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).|234x234px|centro]]
# 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]]▼
# [[File:H-Cl.svg|miniatura|164x164px|'''Figura 11.''' Nell'acido cloridrico il legame covalente è fortemente polarizzato: la molecola è un dipolo.]]Se la differenza di elettronegatività è compresa tra 0,4 e 1,9 (alcuni autori pongono il limite a 1,7), si ha un '''legame covalente polarizzato''' (anche detto '''eteropolare''' o '''polare'''), in cui gli elettroni di legame sono distribuiti in maniera non simmetrica, essendo attratti maggiormente dall'atomo con il più elevato valore di elettronegatività. Poiché gli elettroni sono particelle cariche negativamente, questa loro distribuzione asimmetrica fa sì che l’atomo più elettronegativo manifesti una parziale carica negativa (indicata con il simbolo δ−, “delta meno”), comunque inferiore al valore della carica dell’elettrone stesso (carica elettrica elementare), mentre l’atomo meno elettronegativo manifesti una parziale carica positiva (indicata con il simbolo δ+, “delta più”), anche in questo caso comunque inferiore al valore assoluto della carica dell’elettrone: si genera in questo modo un '''dipolo elettrico'''. Un esempio di legame covalente polarizzato è quello tra idrogeno (elettronegatività = 2,20) e cloro (elettronegatività = 3,16), nella molecola dell’acido cloridrico (HCl), rappresentata in figura 11. Un’altra importante molecola in cui sono presenti legami covalenti polarizzati è l’acqua (H<sub>2</sub>O): l’atomo di ossigeno (elettronegatività = 3,44) presenta una parziale carica negativa (δ−), mentre gli atomi di idrogeno (elettronegatività = 2,20) presentano entrambi una parziale carica positiva (δ+), come mostrato in figura 12.[[File:H-Cl.svg|miniatura|244x244px|'''Figura 11.''' Nell'acido cloridrico il legame covalente è fortemente polarizzato: la molecola è un dipolo.]][[File:Watermolecule.svg|miniatura|164x164px204x204px|'''Figura 12.''' Nella molecola d'acqua i legami covalenti tra O e H sono eteropolari.]]3. Se la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9, si ha un legame ionico, che comporta uno scambio di elettroni tra gli atomi coinvolti e di cui tratteremo più dettagliatamente in un successivo paragrafo.▼
 
▲# 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]]
▲# [[File:H-Cl.svg|miniatura|164x164px|'''Figura 11.''' Nell'acido cloridrico il legame covalente è fortemente polarizzato: la molecola è un dipolo.]]Se la differenza di elettronegatività è compresa tra 0,4 e 1,9 (alcuni autori pongono il limite a 1,7), si ha un '''legame covalente polarizzato''' (anche detto '''eteropolare''' o '''polare'''), in cui gli elettroni di legame sono distribuiti in maniera non simmetrica, essendo attratti maggiormente dall'atomo con il più elevato valore di elettronegatività. Poiché gli elettroni sono particelle cariche negativamente, questa loro distribuzione asimmetrica fa sì che l’atomo più elettronegativo manifesti una parziale carica negativa (indicata con il simbolo δ−, “delta meno”), comunque inferiore al valore della carica dell’elettrone stesso (carica elettrica elementare), mentre l’atomo meno elettronegativo manifesti una parziale carica positiva (indicata con il simbolo δ+, “delta più”), anche in questo caso comunque inferiore al valore assoluto della carica dell’elettrone: si genera in questo modo un '''dipolo elettrico'''. Un esempio di legame covalente polarizzato è quello tra idrogeno (elettronegatività = 2,20) e cloro (elettronegatività = 3,16), nella molecola dell’acido cloridrico (HCl), rappresentata in figura 11. Un’altra importante molecola in cui sono presenti legami covalenti polarizzati è l’acqua (H<sub>2</sub>O): l’atomo di ossigeno (elettronegatività = 3,44) presenta una parziale carica negativa (δ−), mentre gli atomi di idrogeno (elettronegatività = 2,20) presentano entrambi una parziale carica positiva (δ+), come mostrato in figura 12.[[File:Watermolecule.svg|miniatura|164x164px|'''Figura 12.''' Nella molecola d'acqua i legami covalenti tra O e H sono eteropolari.]]
# Se la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9, si ha un legame ionico, che comporta uno scambio di elettroni tra gli atomi coinvolti e di cui tratteremo più dettagliatamente in un successivo paragrafo.
Nella seguente tabella viene ricapitolata la classificazione delle differenti tipologie di legame (covalente puro, covalente polarizzato e ionico), a seconda della differenza di elettronegatività:
{| class="wikitable"
Riga 96:
|ΔꞳ ≥ 1,9
|Legame ionico
|}
|}{{Clear}}
 
=== Le sostanze covalenti ===
Sono definite '''sostanze covalenti''' quelle in cui sono presenti esclusivamente legami covalenti. In alcuni casi queste sostanze sono formate da molecole semplici, derivanti dall'unione di un limitato numero di atomi tutti legati covalentemente tra loro, come nel caso di tutte le molecole precedentemente citate, in altri casi sono formate da molecole complesse costituite da decine, centinaia o migliaia di atomi uniti covalentemente tra loro, come si osserva spesso nelle molecole organiche e biologiche.
Estratto da "https://it.wikibooks.org/wiki/Chimica_per_il_liceo/I_legami"