Legame Chimico: Concetti Chiave

Legami Chimici

• È estremamente difficile trovare in natura una sostanza formata da singoli atomi isolati.
• Solo i gas nobili sono presenti in natura come gas monoatomici.
• Gli atomi delle molecole si trovano in natura generalmente combinati tra loro in molecole o composti ionici.

Definizione di Legame Chimico

• Il legame chimico consiste nella forza attrattiva di natura elettrostatica che si instaura tra due o più atomi, uguali o diversi.
• Questa forza permette agli atomi di muoversi, formando molecole.

Teoria Elettronica della Valenza

• Formulato negli anni '20 da Pauling et al., i legami chimici si formano perché gli atomi isolati tendono ad aggregarsi spontaneamente tra loro mediante interazioni.
• Questo avviene per raggiungere una configurazione elettronica più stabile, ovvero stabilizzarsi in uno stato energetico minimo, ad eccezione dei gas nobili.

Domande Chiave

• Perché gli atomi neutri tendono a combinarsi tra loro? Non sono stabili?
  • Tutti gli atomi cercano di completare il loro guscio di valenza legandosi con altri atomi.
• Perché i gas nobili non tendono a combinarsi tra loro o con altri elementi?
  • Hanno scarsa tendenza a legarsi perché hanno il guscio di valenza completo, con otto elettroni nell'ultimo livello.

Teoria di Lewis

• La maggior parte degli elementi vuole ottenere stabilità, formando legami.
• I gas nobili non stringono legami con nessun elemento, scoperta di Lewis.
• Gli elementi della tavola periodica sono meno stabili rispetto ai gas nobili, tendendo a formare composti legandosi ad altri atomi per raggiungere la configurazione esterna più stabile, ossia dell'ottetto elettronico, completando il guscio di valenza.

Legame Ionico e Covalente

• Gli elettroni che si trasferiscono da un elemento all'altro sono implicati in un legame ionico.
• Gli elettroni che sono condivisi tra due elementi formano i legami covalenti.

Elettronegatività

• È la capacità di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni condivisi in un legame.
• È una proprietà fondamentale per comprendere il comportamento chimico degli atomi nei composti.
• Si tratta di una scala relativa, la più comune è quella di Pauling.
• Il Fluoro (F) ha valore massimo pari a 3,98, mentre il Cesio (Cs) ha il valore minimo di 0,7.
• I metalli hanno in genere un'elettronegatività bassa, mentre i non metalli hanno valori alti.
• Maggiore è il valore, maggiore è la tendenza di un atomo ad attirare gli elettroni!

Influenza sui Legami Chimici

• Alta tendenza di elettronegatività (>= 1,9): forma un legame ionico, gli elettroni vengono trasferiti dal metallo (bassa elettronegatività) al non metallo (alta elettronegatività), come nel composto NaCl.
• Differenza moderata (tra 0,4 e 1,9): si forma un legame covalente polare, gli elettroni sono condivisi con una distribuzione disuguale (come l'acqua, H2O).
• Differenza bassa (inferiore a 0,4): si forma un legame covalente, con una condivisione equa degli elettroni (come in H2).

Ottetto Elettronico

• Gli atomi tendono a guadagnare, perdere o condividere elettroni per raggiungere una configurazione stabile con 8 elettroni nel guscio di valenza, simile a quella dei gas nobili.

Applicazione

• Gli atomi con meno di 8 elettroni nel guscio di valenza possono:
  • Perdere elettroni (formando cationi, ioni positivi).
  • Acquistare elettroni (formando anioni, ioni negativi).
  • Condividere elettroni (formando legami covalenti).
• In un composto, gli atomi tendono ad acquisire la configurazione elettronica esterna del gas nobile che li precede o li segue nella tavola periodica.
  • Mg tende a ionizzarsi perdendo due elettroni, assumendo la configurazione elettronica del Ne.
  • Na perde 1 elettrone per completare il livello sottostante (Na+), mentre Cl acquista un elettrone per completare l'ottetto (Cl-).

Eccezioni

• L'idrogeno (H) possiede 2 elettroni di valenza.
• Esistono elementi con meno di 8 elettroni di valenza, come il Berilio (Be) con 4, e il Boro (B) con 6.

Simboli di Lewis

• Il simbolo chimico rappresenta il nucleo e i punti gli elettroni di valenza

Energia di Legame

• La stabilità acquisita dagli atomi uniti è espressa dall'energia di legame.
• È l'energia che occorre fornire a una mole di sostanza per rompere i legami che li tengono uniti.
• Misurata in: kj/mol, ossia in kilojoule e in unità di misura della quantità di sostanza.
• Più l'energia di legame è maggiore, tanto è più stabile l'aggregato.
• Energia di legame tra atomi di azoto nella molecola N2 è di 944 kj/mol.
• Energia di legame tra atomi di ossigeno e di carbonio nella molecola CO è di 1074 kj/mol.

Distanza di Legame

• La distanza di legame rappresenta la distanza media tra i nuclei di atomi uniti da un legame chimico
• Più la distanza è minore, maggiore è la forza e più si tengono stretti.
• Gli atomi devono essere vicini per legarsi.
• Avvicinando troppo i nuclei, l'energia interna aumenta e si respingono!

Legame Atomico

• I nuclei hanno carica positiva, gli elettroni hanno carica negativa.
• Gli elettroni più esterni determinano la reattività degli elementi, quindi sono quelli che partecipano al legame.
• La tendenza di un atomo a formare legami chimici dipende dalla configurazione elettronica esterna o di valenza.

Atomi Stabili

• Hanno una condizione di bassa energia e una scarsa propensione a legarsi
• Sono i gas nobili che hanno raggiunto l'ottetto elettronico completando il guscio più esterno.
• Il tipo di legame dipende:
  • Dalla natura degli atomi coinvolti (metalli o non metalli).
  • Dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi.
  • A grandi distanze, l'interazione fra due atomi è trascurabile.
  • Avvicinandosi, interagiscono.

Tipi di Forze

• Attrattive
• Repulsive
• Le cui intensità dipendono dalla distanza interatomica.

Tipologie di Legami Chimici

• Legami chimici forti (ionico, covalente e metallico)
• Legami deboli (intermolecolari, legame a idrogeno).Sono tre tipi di legami atomici primari o chimici.
• I modi per raggiungere la stabilità prevedono il trasferimento o la condivisione di elettroni di valenza.
• Entrambi i meccanismi prevedono il coinvolgimento degli elettroni di valenza

Legame Ionico

• Si forma quando un atomo trasferisce uno o più elettroni a un altro atomo.
• È una forza di attrazione elettrostatica tra due ioni di carica opposta.
• L'atomo che cede elettroni si trasforma in uno ione positivo (catione).
• L'atomo che acquista elettroni si trasforma in uno ione negativo (anione).

Legame Ionico - Forma

• Atomo donatore di elettroni (metallo):
  • Ha pochi elettroni nel guscio di valenza
  • Perde elettroni, diventando un catione
• Atomo accettore di elettroni (non metallo):
  • Ha molti elettroni nel guscio di valenza
  • Acquista elettroni, diventando un anione
• Esempio:
  • Cloro (cl) guadagna un elettrone per diventare Cl-

Cloruro di Sodio

• Il sodio (Na) ha configurazione elettronica 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1. Perde 1 elettrone diventando Na+.
• Il cloro (Cl) ha configurazione 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 2p^5. Acquista 1 elettrone diventando Cl-.
• Si forma un legame ionico tra Na+ e Cl- per attrazione elettrostatica.

Proprietà del Legame Ionico

• Si verifica tra un metallo e un non metallo.
• Forma solidi cristallini a temperatura ambiente.
• Ha alti punti di fusione ed ebollizione.
• Conduce elettricità in soluzione o allo stato fuso (perché gli ioni sono mobili).

Legame Covalente

• Si forma quando due atomi condividono una o più coppie di elettroni (doppietti).
• Si verifica tra non metalli.

Tipi di Legame Covalente

• Covalente puro (omopolare): si stabilisce tra atomi dello stesso elemento.
  • Gli elettroni sono condivisi in modo equo tra gli atomi.
  • Avviene tra atomi con elettronegatività simile (es. H2, Cl2).
• Covalente polare:
  • Gli elettroni condivisi in modo non equo creano un dipolo, ovvero una distribuzione asimmetrica di cariche elettriche in un sistema.
  • L'atomo più elettronegativo attrae maggiormente gli elettroni, creando una parziale carica negativa su di sé e una parziale carica positiva sull'altro atomo.

Proprietà del Legame Covalente

• Si verifica tra due non metalli.
• I composti covalenti possono essere solidi, liquidi o gas.
• Hanno bassi punti di fusione ed ebollizione rispetto ai composti ionici.
• Non conducono elettricità (a meno che non siano polari e disciolti in acqua).

Caratteristiche

• Più coppie di elettroni sono condivise più forte è il legame e più breve è la distanza tra i nuclei.
• Avviene la formazione di molecole neutre.

Legame Metallico

• Si verifica nei metalli, dove gli atomi condividono un mare di elettroni delocalizzati che si muovono liberamente nella struttura cristallina del metallo.
• Questo permette la conduzione di elettricità e calore e conferisce ai metalli malleabilità e duttilità.
• Gli atomi metallici perdono i loro elettroni di valenza che si delocalizzano formando una nube elettronica attorno ai nuclei positivi.
• Questa delocalizzazione di elettroni tiene uniti gli ioni metallici.

Proprietà del Legame Metallico

• Alta conducibilità elettrica e termica (grazie agli elettroni liberi).
• Elevata malleabilità e duttilità.
• Brillanti (riflettono la luce).

Forze Secondarie di Attrazione

• Coincidono con il legame a idrogeno e le forze intermolecolari, più deboli, che agiscono tra le molecole.
• Determinano molte delle proprietà fisiche delle sostanze, come il punto di ebollizione, lo stato di aggregazione, il punto di fusione e la solubilità.
• Sono generalmente più deboli dei legami intra molecolari (interni) chimici.

Principali Forze Intermolecolari

• Forze di Van der Waals: le più deboli tra le forze intermolecolari
  • Forze dipolo-dipolo:
    • Interazioni tra molecole polari, in cui il polo positivo di una molecola interagisce con il polo negativo di un'altra.
    • Presente solo nelle molecole polari ed è più forte delle forze di London.
• Legame a idrogeno:
  • Un caso speciale di interazione dipolo-dipolo, dove un atomo di idrogeno è legato a un atomo altamente elettronegativo (N, O, F).
  • Esempio: I legami tra molecole di acqua.
  • DNA: i legami a idrogeno tra basi azotate mantengono la doppia elica.
• Forze di London (forze di dispersione):
  • Sono causate dalla formazione temporanea di dipoli istantanei dovuti al movimento di elettroni, presenti in tutte le molecole.
  • Più la molecola è grande e con più elettroni, più forti saranno queste forze.
• Forze dipolo-indotto:
  • Si verificano quando una molecola polare induce un dipolo temporaneo in una molecola apolare vicina, deformandone la nuvola elettronica.
• Forze ionico.dipolari
  • Si verificano tra uno ione e una molecola polare.

Conclusione

• Le forze intermolecolari giocano un ruolo essenziale in chimica, fisica e biologia.
• Determinano lo stato fisico delle sostanze, le loro proprietà e la loro reattività.

Differenze Tra Tipi di Legami

• Legame Covalente:
  • Formazione: Condivisione di elettroni di valenza
  • Tipi di atomi coinvolti: Non metalli
  • Elettronegatività: Differenza bassa o moderata
  • Esempio: H2O, O2
• Legame Ionico:
  • Formazione: Trasferimento di elettroni di valenza
  • Tipi di atomi coinvolti: Metallo + Non metallo
  • Elettronegatività: Differenza alta
  • Esempio: NaCl

Molecola Polare

È una molecola con una distribuzione asimmetrica della carica elettrica, con una parte leggermente positiva e una parte leggermente negativa. Si forma quando atomi hanno diversa elettronegatività -> l'atomo più elettronegativo attrae più gli elettroni, creando una separazione di carica (un dipolo) e quando la geometria della molecola non è simmetrica.

• Si scioglie bene in acqua essendo l'acqua un solvente polare.

Molecola Apolare

• È quella in cui la distribuzione della carica elettrica è uniforme, senza zone con carica parzialmente positiva o negativa.
• Non ha un dipolo permanente e non interagisce con molecole polari come l'acqua.
• Può essere composta da atomi con elettronegatività simile o con legami polari ma una struttura simmetrica in cui i dipoli si annullano.
• Non si scioglie bene in acqua, ma in solventi apolari come benzina o olio.