Scienze 2 PDF - Capitolo 11: Legami Chimici

## CAPITOLO 11 I LEGAMI CHIMICI ### 1 PERCHÉ DUE ATOMI SI LEGANO? - Gli elementi presenti in natura sono 92 - Gli elementi si aggregano tra loro in diverse combinazioni, si legano tra loro per formare una sostanza #### Lo studio della chimica si occupa di capire: - perché due o più atomi si lega...

## CAPITOLO 11 I LEGAMI CHIMICI ### 1 PERCHÉ DUE ATOMI SI LEGANO? - Gli elementi presenti in natura sono 92 - Gli elementi si aggregano tra loro in diverse combinazioni, si legano tra loro per formare una sostanza #### Lo studio della chimica si occupa di capire: - perché due o più atomi si legano Il legame chimico si forma: - se gli atomi legati tra loro hanno un'energia minore degli atomi separati - se l'energia potenziale dei due atomi diminuisce, i due atomi si uniscono formando il legame chimico - Se l'energia potenziale aumenta, il tentativo di unione fallisce e gli atomi non si legano #### Nella formazione degli aggregati di atomi, a partire da atomi isolati, si libera energia - la stessa identica quantità di energia deve essere fornita al sistema per rompere i legami #### L'energia di legame - è la quantità di energia che è necessario fornire a una mole di sostanza per rompere i legami chimici - si misura in kJ/mol - tanto più grande è l'energia di legame, tanto più stabile è l'aggregato (il legame è più forte) #### LA REGOLA DELL'OTTETTO - a un legame chimico partecipano solo gli elettroni più esterni - si dicono elettroni di valenza o di legame #### Struttura di Lewis - i membri del gruppo I hanno un solo elettrone di valenza, quelli del gruppo II hanno due elettroni di valenza e così via - i gas nobili (gruppo VIII) hanno otto elettroni nel livello più esterno, eccetto l'elio che ne ha solo due (configurazione elettronica) #### Sappiamo che - i gas nobili sono costituiti da atomi isolati - hanno una reattività molto bassa #### Alla struttura con otto elettroni nel livello più esterno deve quindi corrispondere una particolare stabilità #### Secondo la regola dell'ottetto - un atomo è particolarmente stabile quando ha otto elettroni nello strato di valenza #### L'idrogeno, il litio e il berillio - tendono invece ad assumere la configurazione elettronica del gas nobile elio, con due elettroni nel livello più esterno #### I principali legami chimici - ionico, metallico e covalente - sono conseguenza di tali operazioni (quando gli atomi raggiungono la configurazione elettronica esterna più stabile) #### La regola dell'ottetto - non è ferrea - esistono molecole che non raggiungono l'ottetto esterno (BeH2 e BH3) - esistono molecole che hanno più di otto elettroni nello strato di valenza (PCl5 e SF6) #### La regola dell'ottetto - è uno strumento utile per prevedere quale particolare combinazione di atomi condurrà a una maggiore stabilità del sistema #### La valenza - rappresenta il numero di elettroni che un atomo guadagna, perde o mette in comune quando si lega con altri atomi - corrisponde al numero di legami che può formare un atomo ### 2 IL LEGAME IONICO Il legame ionico è un tipo di legame che si forma quando: - un atomo cede un elettrone ad un altro atomo - si formano due ioni con carica opposta - gli ioni si attraggono l'un l'altro per effetto della forza elettrostatica #### Per capire meglio la ragione di questa differenza, si può analizzare il cloruro di sodio (NaCl): - il sodio appartiene al gruppo I (ha un elettrone nel suo livello più esterno) - il cloro appartiene al gruppo VII (ha sette elettroni nello strato di valenza) - il sodio ha un basso valore di energia di prima ionizzazione - il cloro ha un'elevata affinità elettronica #### Il trasferimento di un elettrone dall'atomo di sodio all'atomo di cloro - produce due ioni (Na⁺ e Cl-) - permette a entrambi di raggiungere la configurazione del gas nobile più vicino #### Il legame ionico - è dovuto alla forza di attrazione elettrostatica che tiene uniti gli ioni di carica opposta - non conduce alla costruzione di molecole, ma a una struttura cristallina #### Quando molti ioni di carica opposta si aggregano in una struttura compatta - l'attrazione elettrostatica fornisce la spinta decisiva per la formazione del legame #### Quando si forma il composto cloruro di sodio (NaCl) - ogni atomo di cloro riceve un elettrone da un atomo di sodio - lo ione Cl- attira intorno a sé sei ioni Na+ - ogni ione Na+ è circondato da sei ioni Cl- #### Si forma in questo modo il reticolo cristallino di NaCl - una struttura solida, ordinata e ripetitiva che si può estendere indefinitamente nelle tre direzioni - qualsiasi ione sulla superficie del cristallo può attirare altri ioni #### Il numero di coordinazione - è il numero di ioni che circondano ogni ione di carica opposta - non è lo stesso per tutti i materiali che sono caratterizzati dal legame ionico - è strettamente legato alla dimensione degli ioni e alla loro carica - aumenta se le dimensioni ioniche sono maggiori - è più basso se gli ioni sono più piccoli #### In generale, per capire quale sarà il numero di coordinazione in un legame ionico - si può valutare il valore del rapporto tra il raggio del catione e quello dell'anione - questo numero, che sarà sempre minore di 1, consente di prevedere la coordinazione più probabile e la struttura cristallina del solido - non è una regola ferrea #### LE FORMULE DEI COMPOSTI IONICI - il magnesio (un metallo) cede due elettroni all'ossigeno (un non metallo) - si formano ioni Mg2+ e O2- - si stabilisce un legame ionico - la forza di attrazione fra gli ioni è più elevata in Mg2+O2- rispetto a NaCl - il cloruro di sodio ha un punto di fusione relativamente basso se paragonato a quello dell'ossido di magnesio - il cloruro di sodio è solubile in acqua, al contrario di MgO - la forza di attrazione aumenta al diminuire delle dimensioni degli ioni - ioni di raggio minore si avvicinano di più tra loro - il punto di fusione di NaCl è maggiore del punto di fusione di K+Cl #### Possiamo affermare che: 1. i metalli appartenenti ai gruppi I, II e III con 1, 2, 3 elettroni esterni tendono a perdere elettroni (rispettivamente 1, 2, 3) e diventano ioni positivi (1+, 2+, 3+), raggiungendo la configurazione del gas nobile che precede il metallo 2. il comportamento dei metalli di transizione non è così prevedibile 3. i non metalli dei gruppi V, VI e VII (con 5, 6, 7 elettroni esterni) tendono a prendere elettroni (rispettivamente 3, 2, 1) e si trasformano in ioni negativi (di carica 3-, 2-, 1-) con la configurazione del gas nobile più vicino #### Se metalli e non metalli si incontrano (i primi cedono gli elettroni, i secondi li acquistano) - si stabilisce una forza di attrazione tra gli ioni - il numero di atomi coinvolti dovrà essere tale da garantire il bilanciamento delle cariche #### Gli ioni poliatomici - possono formare un legame ionico #### LA SCALA DELL'ELETTRONEGATIVITÀ E I LEGAMI - se due atomi identici sono uniti da legami covalenti, eserciteranno la stessa forza di attrazione sugli elettroni di legame - se gli atomi sono di natura diversa, eserciteranno sugli elettroni di legame una diversa forza di attrazione #### Questo appena descritto è il caso dell'acido cloridrico - in questa molecola, i due atomi sono molto differenti tra loro - la coppia di elettroni in comune risulta spostata verso l'atomo di cloro, perché il cloro è più elettronegativo dell'idrogeno ##### L'equilibrio generale della molecola non viene alterato e neanche la sua neutralità globale, ma, - vi sono un polo parzialmente negativo (l'atomo di cloro) e uno parzialmente positivo (l'atomo di idrogeno) - questo tipo di legame si chiama legame covalente polare #### In questo caso - il centro delle cariche positive non coincide più con il centro delle cariche negative - si forma un dipolo (cioè una separazione di cariche) - a indicare le frazioni di carica elettrica positiva e negativa si usano i simboli δ+ (delta più) e δ- (delta meno) - quanto maggiore è la differenza di elettronegatività (Δε) fra i due atomi che formano il legame, tanto maggiore è la polarità del legame che li unisce #### la differenza di elettronegatività (Δε) tra gli atomi - conferisce specifiche proprietà chimiche a composti come l'acqua - è la differenza di elettronegatività che si riscontra tra idrogeno e ossigeno #### la capacità di solubilizzare solidi ionici dell'acqua - dipende dalla differenza di elettronegatività che si riscontra tra idrogeno e ossigeno ##### Possiamo quindi affermare che: - quando la differenza di elettronegatività è trascurabile (Δε ≤ 0,4), si forma un legame covalente puro - quando la differenza di elettronegatività è compresa tra 0,4 e 1,9, si forma un legame covalente polare - quando la differenza di elettronegatività è Δε ≥ 1,9, il legame è ionico #### Di conseguenza, il legame ionico - si può considerare un caso estremo di legame covalente polare - il passaggio da legame covalente a legame ionico è quindi graduale #### In pratica, i composti a spiccato carattere ionico - sono quelli tra metalli dei gruppi I e II con gli alogeni e con l'ossigeno #### L'elettronegatività di un elemento - non è costante in qualsiasi composto #### Il titanio e il manganese - sono tanto più elettronegativi quanto più grande è il numero di elettroni che mettono in gioco per formare il composto #### Si forma, invece, sicuramente un legame covalente puro - se gli atomi dei non metalli sono dello stesso elemento o di elementi molto vicini tra loro nella tavola periodica ### 6 COME SCRIVERE LE FORMULE DI STRUTTURA DI LEWIS - la tendenza a completare il livello di valenza determina il numero di legami covalenti che un atomo può formare #### Per rappresentare molecole più complesse e ioni poliatomici - si adottano le seguenti fasi: 1. stabilire qual è l'atomo centrale e disporre i simboli degli altri atomi in base al criterio di maggiore simmetria - l'atomo centrale, generalmente, è quello meno elettronegativo - l'idrogeno è un'eccezione, perché forma un solo legame covalente 2. contare gli elettroni di valenza di tutti gli atomi coinvolti 3. posizionare una coppia di elettroni tra ciascuna coppia di atomi legati 4. completare gli ottetti degli atomi legati intorno all'atomo centrale 5. disporre gli elettroni rimanenti sull'atomo centrale 6. se l'atomo centrale non raggiunge l'ottetto, disegnare doppi o tripli legami 7. verificare di aver usato il numero corretto di elettroni di valenza #### Quando scriviamo una formula di Lewis - possiamo ritrovare alcune semplificazioni: - l'idrogeno forma un solo legame, il carbonio quattro, l'azoto tre e l'ossigeno due - gli atomi coinvolti nei legami multipli sono C, N, O e S - bisogna considerare sempre prima i legami singoli, poi eventuali legami multipli - molecole o ioni isoelettronici hanno spesso la stessa struttura ### 7 LA FORMA DELLE MOLECOLE - i legami covalenti sono responsabili della formazione delle molecole - la struttura di queste molecole è spesso prevedibile tramite la regola dell'ottetto - le proprietà delle sostanze dipendono non solo dalla particolare combinazione di determinati atomi e dal loro numero, ma anche da come questi atomi si dispongono nello spazio #### Alcune sostanze molecolari si sciolgono facilmente in acqua, - altre formano con essa un miscuglio eterogeneo - E ancora, l'acido solfidrico, H₂S, a temperatura ambiente è un gas, mentre l'acqua, H₂O, che ha una massa molecolare minore, è un liquido #### Per descrivere la forma delle molecole - è necessario definire alcuni parametri: la lunghezza di legame e l'angolo di legame #### Prendiamo in esame una molecola di idrogeno - la distanza a cui si trovano i due nuclei è il risultato del bilanciamento tra le forze di attrazione e le forze di repulsione - ciascun elettrone è attratto dai nuclei e respinto dall'altro elettrone, così come i due nuclei si respingono - questa distanza si chiama lunghezza di legame #### La lunghezza di legame - è la distanza che intercorre tra i nuclei dei due atomi uniti da un legame covalente #### Descrivere la forma di una molecola - significa spiegare in che modo sono sistemati gli atomi intorno a quello centrale #### L'angolo di legame - è l'angolo formato dagli assi che congiungono i nuclei degli atomi legati #### Intorno all'ossigeno si distribuiscono quattro coppie elettroniche: - due, condivise con gli atomi di idrogeno, sono le coppie elettroniche di legame - due; appartenenti all'ossigeno, non sono condivise e si dicono coppie elettroniche libere o coppie solitarie #### La maggior parte degli atomi segue, nel formare un legame covalente - la regola dell'ottetto (quattro coppie elettroniche) #### Ci sono delle eccezioni - come l'atomo di boro, che nei suoi composti può avere solo tre coppie di elettroni di legame - il fosforo, che può legare cinque atomi di fluoro #### La distinzione tra legame covalente polare e legame ionico - non è netta #### Il modello che studieremo - spiega i dati sperimentali e consente di fare previsioni sull'architettura e sulla polarità delle molecole formate dagli elementi dei gruppi principali #### LA TEORIA VSEPR - Ronald J. Gillespie (1924-2021) mise a punto una teoria che consentiva di ricavare le architetture molecolari dalle formule di struttura di Lewis - Questa teoria, indicata con la sigla VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion), si chiama teoria della repulsione delle coppie di elettroni del guscio di valenza - presuppone che le coppie di elettroni esterni si respingano reciprocamente (avendo la stessa carica negativa) #### I principi fondamentali della teoria VSEPR sono: - la disposizione degli atomi in una molecola dipende dal numero totale di coppie elettroniche, libere e condivise, che appartengono al livello di valenza e che circondano l'atomo centrale - poiché coppie elettroniche di uguale segno si respingono, esse si collocano alla maggiore distanza possibile l'una dall'altra #### Prendiamo in esame i casi più semplici. In base al numero di coppie elettroniche intorno all'atomo centrale si ha che: - due coppie elettroniche determinano una struttura lineare della molecola, con angoli di legame di 180° - tre coppie elettroniche determinano una struttura triangolare planare della molecola, con angoli di legame di 120° - quattro coppie elettroniche determinano una struttura tetraedrica della molecola, con angoli di legame di 109,5° - con cinque coppie elettroniche la struttura della molecola è trigonale bipiramidale - nel caso in cui ci siano sei coppie la struttura della molecola è ottaedrica #### MOLECOLE CON LEGAMI COVALENTI SEMPLICI - Consideriamo a questo punto la molecola BeH₂ e scriviamo la sua struttura di Lewis: #### BeH₂ - è una molecola con un atomo centrale (Be) - ha due atomi (H) che formano un legame covalente ciascuno #### Intorno all'atomo di berillio - ci sono in totale due coppie elettroniche, entrambe di legame - la repulsione fra due coppie elettroniche è minima quando si trovano più distanti possibile una dall'altra - si sistemano da parti opposte rispetto al nucleo del berillio - le coppie di elettroni sono condivise con gli atomi di idrogeno, questi ultimi devono trovarsi in corrispondenza delle nubi elettroniche - la molecola BeH₂ presenta quindi un angolo di legame di 180° ed è lineare #### La teoria VSEPR - è molto potente, poiché consente di prevedere la geometria di molte molecole e di spiegarne il comportamento chimico #### Presenta, però, limiti importanti - si applica solo a molecole e strutture formate da atomi appartenenti ai blocchi s e p - quando sono coinvolti elementi con elettroni negli orbitali d o f, la teoria VSEPR da sola non riesce a spiegare la ragione di specifiche forme molecolari #### In questi casi, come vedremo - si deve ricorrere ad altri modelli, come la teoria dell'orbitale molecolare, che permettono di spiegare sia la tipologia di legame che troviamo tra questi elementi, sia la struttura delle molecole e dei composti che essi formano ### 9 MOLECOLE POLARI E NON POLARI - la polarità di una molecola dipende dalla presenza di legami covalenti polari ma anche dalla sua geometria #### Le molecole degli elementi sono sempre non polari: - tra atomi uguali, infatti, si stabiliscono sempre legami covalenti puri, quindi le molecole sono non polari qualunque sia la geometria molecolare #### I composti con molecole biatomiche sono sempre polari: - la differenza di elettronegatività porta a una distribuzione asimmetrica delle cariche e quindi a una polarità più o meno forte #### In presenza di molecole poliatomiche - la differenza di elettronegatività non è un criterio sufficiente #### Ogni legame covalente polare - origina un dipolo elettrico, cioè un sistema con due poli elettrici di carica parziale q uguale ma di segno opposto, separati da una distanza d - un dipolo elettrico è caratterizzato dal suo momento dipolare, μ (lettera greca «mi»), la cui unità di misura è il debye (D). - è una grandezza vettoriale che si determina per via sperimentale ed è tanto maggiore quanto più grandi sono qe d #### CO₂ è apolare: - la molecola è lineare - i due dipoli sono opposti e si annullano a vicenda #### H₂O è polare: - i legami covalenti sono polari - la forma piegata non consente loro di annullarsi #### CCI₄ è apolare: - i quattro dipoli dei legami C-Cl si annullano a causa della geometria molecolare tetraedrica #### CHCI₃ è polare: - i dipoli si sommano secondo la struttura tetraedrica della molecola e non si annullano #### Una molecola poliatomica - è polare se la somma dei momenti dipolari di tutti i suoi legami è diversa da zero #### Nel caso di semplici molecole poliatomiche - la polarità si può stabilire dalla loro formula: sono non polari solo le molecole che hanno l'atomo centrale legato a gruppi uguali e che non presenta coppie di elettroni liberi #### Un esperimento semplice, per distinguere i liquidi costituiti da molecole polari e non polari - è quello mostrato in Figura 15 - una bacchetta elettrizzata attira le molecole polari, come quelle di acqua, acetone e alcol, ma non le molecole apolari, per esempio il benzene - Le molecole polari sono orientate e quindi attratte dalla bacchetta: la parte che porta una parziale carica positiva (+) è attratta verso il polo negativo, la parte con una parziale carica negativa (-) è attratta dal polo positivo #### Se le molecole sono complesse - non è facile prevederne la polarità: - a volte, una stessa molecola presenta una parte apolare e una polare - le molecole dei tensioattivi come il sapone, per esempio, hanno un'estremità polare o ionica («testa») che si immerge tra le molecole d'acqua e una lunga catena apolare («coda») che resta fuori dal liquido ##### Quando un tensioattivo è mescolato con l'acqua - le code si associano in modo da formare piccole sfere, con la parte polare rivolta verso l'esterno, in grado di solubilizzare al loro interno sostanze altrimenti insolubili in acqua ##### Classificare una molecola come polare o non polare - permette di fare una previsione sulla solubilità ##### Una regola base della solubilità è che: - il simile scioglie il simile - i solventi non polari (come benzina, tetracloruro di carbonio e cherosene) sciolgono composti formati da molecole non polari - i solventi polari, come acqua, alcol, acetone, si prestano invece a solubilizzare molecole polari come lo zucchero - In particolare, l'acqua scioglie anche composti ionici come il cloruro di sodio #### L'IBRIDAZIONE DEL CARBOΝΙΟ - Il carbonio utilizza orbitali ibridi sp³ in tutti i composti in cui forma quattro legami singoli con altri quattro atomi #### L'etano, C₂H6 - un idrocarburo della serie degli alcani, è un esempio #### Quando il carbonio è legato ad altri tre atomi - utilizza orbitali ibridi sp² #### Nell'etene, C₂H4 - la cui formula di struttura è CH2=CH2 - ogni carbonio ha tre orbitali ibridi sp²: due si combinano con gli orbitali 1s degli atomi di idrogeno, il terzo con il corrispondente ibrido dell'altro atomo di carbonio - si formano così tre legami σ che costituiscono l'«ossatura» della molecola #### La sovrapposizione laterale delle rappresentazioni relative ai due orbitali 2p restanti - perpendicolari al piano su cui giacciono gli orbitali ibridi, dà luogo al legame tra i due atomi di carbonio #### Nell'etino, CH≡CH - storicamente noto come acetilene - ogni atomo di carbonio ha due orbitali ibridi sp e due orbitali 2p perpendicolari all'asse stesso e tra loro #### Ciascun atomo di carbonio - ha due orbitali ibridi sp, che si appaiano formando i legami sigma C-C e C-H - ha due orbitali 2p, che si appaiano per sovrapposizione laterale formando due legami pi greco #### La molecola di diossido di carbonio, CO2 - in cui l'atomo di carbonio lega a sé ciascun atomo di ossigeno con un doppio legame covalente, è un esempio di molecola con geometria lineare #### Più in generale, in base alla teoria del legame di valenza - possiamo affermare che: - un legame doppio consiste sempre di un legame σ e un legame π - un legame triplo consiste di un legame σ e due legami π - un legame π si forma per sovrapposizione laterale di orbitali p non ibridati - se è presente un legame multiplo, gli atomi coinvolti hanno ibridazione sp² o sp #### Le forze intermolecolari e gli stati condensati della materia - L'esistenza della materia condensata (solidi e liquidi) dipende dall'intensità delle forze che tengono le molecole unite tra loro - Queste forze di coesione, di natura elettrica, si dicono interazioni non covalenti o intermolecolari - In questo modo si distinguono dai legami covalenti che agiscono all'interno delle molecole e dalle forze di attrazione che vincolano gli ioni in un cristallo - le interazioni non covalenti sono essenzialmente di tre tipi: forze dipolo-dipolo, forze di London e legami a idrogeno #### LE FORZE DIPOLO-DIPOLO E DI LONDON - Prendiamo in esame due sostanze, F₂ e HCI #### Le temperature di fusione e di ebollizione dell'acido cloridrico, HCl - sono nettamente superiori a quelle del fluoro - le forze che si stabiliscono tra le molecole di HCl devono essere quindi più forti di quelle che si stabiliscono tra le molecole dell'alogeno #### Le molecole polari - come HCl, hanno dipoli molecolari permanenti, che tendono a orientarsi in modo che ciascuna estremità positiva si avvicini a quella negativa del dipolo adiacente stabilendo dei legami di natura elettrostatica - si tratta di interazioni deboli e a corto raggio, cioè significative solo a brevi distanze, che aumentano all'aumentare del momento dipolare delle molecole #### Le forze dipolo-dipolo - sono legami elettrostatici dovuti all'attrazione tra dipoli permanenti #### Non possiamo fare lo stesso ragionamento per le molecole apolari - come F2 0 CO2, o per i gas nobili monoatomici, come He e Ne #### Anche in questi casi - si può avere una piccola polarità a causa del moto caotico degli elettroni - può formarsi cioè un dipolo temporaneo, che polarizza a sua volta le molecole vicine (dipolo indotto) ed esercita su di esse una forza di attrazione #### Tali forze sono dette forze di London - dal nome del fisico tedesco Fritz London (1900-1954) che le ha spiegate #### Le forze di London sono dovute - all'attrazione tra i dipoli temporanei di molecole vicine #### I legami elettrostatici tra dipoli permanenti o temporanei - si dicono forze di van der Waals #### L'intensità delle forze tra dipoli permanenti o temporanei aumenta - al crescere delle dimensioni e della massa delle molecole, come indicano le temperature di ebollizione degli alogeni - Le forze tra dipoli sono circa cinquanta volte più deboli del legame covalente. #### L'enorme capacità adesiva dei gechi sulle superfici più diverse - indipendentemente dalla loro inclinazione, è garantita dalle forze di van der Waals, esercitate da una miriade di lamelle presenti sulle loro zampe distribuite in modo gerarchico - Ciascuna lamella è formata da migliaia di piccoli filamenti che sono a loro volta ramificati in piccole appendici chiamate spatulae - Ogni spatula presenta un'estremità apicale più espansa che è la responsabile della formazione del legame di adesione con la superficie - Ogni singola interazione è minima, ma è il loro numero che complessivamente fa la differenza #### La grande capacità di adesione - consente di sostenere il peso complessivo di questi animali - è poi modulata grazie al controllo dell'angolo di distacco delle setole: il geco modifica l'orientamento delle spatulae in modo da limitare le forze attrattive e quindi riuscire a muoversi #### Il funzionamento delle zampe del geco - ha ispirato due ricercatori del prestigioso MIT (Massachusetts Institute of Technology) - hanno progettato un adesivo chirurgico biodegradabile in grado di sostituire i punti di sutura e le graffette - L'adesivo biodegradabile è solo uno dei numerosissimi casi in cui ricercatori e ricercatrici si sono ispirati al mondo naturale per progettare nuovi materiali, mettendo in relazione la loro composizione e la loro struttura - In questi casi, si parla in generale di materiali biomimetici #### FORZE DI INDUZIONE E INTERAZIONI IONE-DIPOLO - una struttura dipolare è in grado di stabilire delle interazioni che giustificano la solubilità di sostanze con caratteristiche differenti #### Le molecole polari - possono indurre un dipolo anche in molecole che non hanno un dipolo permanente - Questo spiega perché l'ossigeno, che è una molecola apolare, sia solubile in acqua, che è polare - Appena la parte negativa della molecola di acqua si avvicina alla molecola di ossigeno, distorce la nuvola elettronica distribuita in modo simmetrico di quest'ultima e genera un dipolo indotto - Queste interazioni sono chiamate interazioni dipolo-dipolo indotto - Maggiore è la massa molare, maggiore è la polarizzabilità della molecola #### La struttura fortemente dipolare delle molecole di acqua - permette, inoltre, anche la solubilizzazione dei composti ionici come il cloruro di sodio - Tra gli ioni che costituiscono il cristallo ionico e le molecole di acqua che fungono da solvente, infatti, si forma un legame ione-dipolo - Le molecole d'acqua si orientano in modo da rivolgere la parziale carica positiva presente sugli atomi di idrogeno verso lo ione negativo e la parziale carica negativa presente sull'ossigeno verso gli ioni positivi - In questo stato, gli ioni si dicono idratati #### IL LEGAME A IDROGENΟ - Il legame a idrogeno è un'interazione dipolo-dipolo molto particolare, che si manifesta nelle molecole d'acqua - l'ossigeno dell'acqua ha una parziale carica negativa, 8- - i due idrogeni una parziale carica positiva, 8+ - tra queste due estremità si forma il legame a idrogeno - per distinguerlo dal legame covalente, si rappresenta con una linea tratteggiata, che evidenzia come l'atomo di idrogeno faccia da ponte tra due atomi di ossigeno #### Il legame a idrogeno - non si forma soltanto tra molecole d'acqua, ma tra tutte le molecole che hanno i seguenti requisiti: - contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo e molto elettronegativo; - l'atomo piccolo e molto elettronegativo possiede almeno una coppia elettronica libera. #### Il legame a idrogeno è una forza attrattiva - che si stabilisce tra molecole che contengono un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia elettronica libera - è formato da molecole che contengono azoto, ossigeno e fluoro #### Il legame a idrogeno è la più intensa forza attrattiva intermolecolare - è circa dieci volte più debole di un legame covalente - è in grado di influenzare nettamente le proprietà fisiche delle sostanze in cui è presente #### Se osserviamo le temperature di ebollizione dei composti che l'idrogeno forma con gli elementi dei gruppi V, VI e VII - notiamo che NH3, H₂O e HF hanno i punti di ebollizione più elevati rispetto agli analoghi composti degli altri elementi del gruppo #### Le alte temperature di ebollizione - sono proprio dovute alla presenza del legame a idrogeno tra una molecola e l'altra: per separarle è necessario spezzare tali legami e ciò richiede una maggiore quantità di energia #### Il legame a idrogeno ha, inoltre, un importante requisito geometrico - i tre atomi coinvolti (i due atomi elettronegativi e l'idrogeno che fa da ponte) devono trovarsi tutti sulla stessa linea #### Questo spiega perché la densità dell'acqua diminuisce nel passaggio dallo stato liquido allo stato solido - A causa del movimento delle molecole, infatti, i legami a idrogeno si rompono e si riformano di continuo - Non appena l'acqua comincia a solidificare, però, le molecole restano bloccate in una posizione precisa, quella che consente a ciascuna molecola di formare quattro legami a idrogeno - La struttura che ne risulta occupa uno volume maggiore rispetto a quello dell'acqua liquida; il ghiaccio è meno denso e vi galleggia sopra #### I legami a idrogeno sono responsabili anche della contrazione di volume - che si verifica quando si mescolano acqua e alcol - I legami a idrogeno, infatti, avvicinano le molecole; di conseguenza gli spazi vuoti fra le molecole di soluto e solvente si riducono - La massa, invece, rimane sempre costante #### PROBLEMI SU MISURA ##### CLASSIFICARE IL LEGAME INTERMOLECOLARE DALLA FORMULA - Indica quali tipi di legami intermolecolari ci sono nei composti: - acido iodidrico, HI; - ammoniaca, NH3; - tetracloruro di carbonio, CCl4 #### Sappiamo che - il tipo di legame intermolecolare che si stabilisce dipende dalla polarità o meno della molecola e dall'eventuale presenza di un atomo di idrogeno legato a N, O, F. - Le formule riportate nel testo del problema permettono di rappresentare la struttura di Lewis e di stabilire l'eventuale polarità. - HI è una molecola biatomica quindi polare: la differenza di elettronegatività forma una carica permanente δ- sull'atomo di iodio e una carica δ+ sull'atomo di idrogeno. Tra le molecole di acido iodidrico esiste pertanto un'interazione dipolo-dipolo. - La molecola di ammoniaca è polare. L'atomo centrale, N, è legato a tre atomi uguali, ma presenta una coppia di legame libera. Siccome l'azoto, atomo molto piccolo e fortemente elettronegativo, possiede ancora un doppietto elettronico libero, tra le molecole di ammoniaca si stabiliscono legami a idrogeno. - Il tetracloruro di carbonio è non polare. L'atomo centrale, C, è legato a quattro atomi uguali e non possiede coppie di elettroni liberi. Tra molecole non polari si stabiliscono forze di London. #### Le nuove teorie di legame - L'esistenza della materia condensata (solidi e liquidi) dipende dall'intensità delle forze che tengono le molecole unite tra loro - Queste forze di coesione, di natura elettrica, si dicono interazioni non covalenti o intermolecolari - In questo modo si distinguono dai legami covalenti che agiscono all'interno delle molecole e dalle forze di attrazione che vincolano gli ioni in un cristallo - le interazioni non covalenti sono essenzialmente di tre tipi: forze dipolo-dipolo, forze di London e legami a idrogeno <start_of_image> え