Il Legame chimico e i composti
Teoria del legame di Lewis
I gas nobili (ultima colonna a destra: elio, neon, argon, kripton,
xenon e radon) sono considerati «inerti»: non partecipano ad
alcuna reazione chimica (salvo casi eccezionali sperimentati in
laboratorio). In natura esistono come gas elementari monoatomici,
non sono combinati con altri elementi.
La loro configurazione elettronica esterna, per tutti, è s2 p6. (otto
elettroni sul livello esterno).
Un’altra scoperta chiave fu che molti composti esistenti in natura
sono costituiti dalla combinazione di atomi che, nel legame con
altri, tendono ad assumere la stessa configurazione elettronica
esterna del gas nobile più vicino nella tavola periodica.
Il sale da cucina
Lewis, attraverso esperienze di elettrochimica, dimostrò che il sale da cucina (NaCl) è
formato da un numero pari di ioni positivi, Na+, e ioni negativi Cl-.
Se nell’acqua sciogliamo del sale da cucina e immergiamo due elettrodi collegati ad
un circuito…
Al catodo (-) si formerà una patina
elettrodo
elettrodo
di sodio Na. Segno evidente che,
negativo
positivo
in soluzione, ha carica +
(-)
(+)
+
+
+
Cl
+
+
+
+
+
+
All’ anodo (+) si formeranno
+ bollicine di gas cloro Cl. Segno
Na evidente che, in soluzione, ha
carica Un atomo può acquistare una carica
elettrica se modifica il numero di elettroni
L’Na deve aver perso elettroni
Il Cl deve aver acquistato elettroni
L’atomo di sodio Na ha numero atomico Z = 11.
Senza considerare la teoria degli orbitali (s, p, d, f), possiamo rappresentare,
grossolanamente, la configurazione elettroni nei diversi livelli…
Se perde un elettrone…
Na
…perde il 3° livello…
Na+ + e-
…si carica positivamente (ione +)…
…e con il 2° livello
rispetta l’ottetto!
L’atomo di cloro ha numero atomico Z=17
Senza considerare la teoria degli orbitali (s, p, d, f), possiamo rappresentare,
grossolanamente, la configurazione elettroni nei diversi livelli…
Se acquista un elettrone…
Cl + e…si carica negativamente (ione -)…
Cl…e nel 3° livello raggiunge l’ottetto!
Moltissimi composti sono spiegabili come il sale da cucina.
Questa e altre dimostrazioni portarono Lewis a enunciare la sua teoria del
legame chimico, sintetizzata nella famosa regola dell’ottetto
Un atomo, per essere stabile, si combina con altri atomi (della
stessa o di natura diversa) cedendo oppure acquistando oppure
condividendo un certo numero di elettroni in modo tale da averne
8 nel livello più esterno (s2 p6) assomigliando al gas nobile più
vicino nella tavola periodica, fatta eccezione per gli elementi
prossimi all’elio (tendono ad avere 2 elettroni).
Il legame ionico
In tutti i sali (come lo è il cloruro di sodio) vi è un passaggio netto di elettroni da un atomo
all’altro, con conseguente formazione di ioni. Per tal motivo questi composti si definiscono
ionici.
Ioni + e ioni – si tengono uniti per semplice attrazione elettrostatica (legame ionico) e, allo
stato solido, si sistemano in reticoli tridimensionali con forme geometriche particolari
(cristalli).
Il legame ionico si stabilisce tra Metalli e non metalli
Legame covalente
Generalmente i metalli tendono a cedere elettroni, diventando
ioni +, ai non metalli, che diventano ioni –, raggiungendo entrambi
la configurazione ideale (l’ottetto al livello esterno)
Si tratta di una tendenza, di una regola generale e, come tutte le
regole, esistono eccezioni (e sono tante): esistono composti in cui
solo una percentuale di molecole riesce a ionizzarsi (ad esempio gli
acidi e le basi o, addirittura, l’acqua, se pur in percentuale
bassissima)
Nelle molecole non «ionizzate», gli atomi che le compongono
«trovano» un specie di compromesso che permette loro di
«avvicinarsi» quanto più possibile all’ottetto esterno, senza
raggiungerlo definitivamente.
Tale «compromesso» prevede la condivisione di una o più coppie
di elettroni.
L’atomo di H, Z=1 e l’atomo di Cl, Z=17 e
Ogni atomo «mette in comune» un proprio
elettrone formando una coppia che orbiterà
attorno ad entrambe gli atomi.
Per la teoria quantistica, si formerà un
nuovo orbitale (zona di probabilità) attorno
ai due atomi: l’orbitale molecolare
Gli elettroni condivisi vengo definiti
elettroni di legame in quanto
costringeranno i due atomi a restare
«legati».
Il legame risultante viene definito:
In questo modo i due rispettano entrambi la regola
dell’ottetto
legame covalente
Il legame covalente si forma tra non metalli
La natura del legame tra due atomi, si può prevedere semplicemente calcolando la
differenza delle loro elettronegatività Δel
Δel = 0 : si ha la stessa probabilità di trovare gli elettroni di legame su uno o
sull’altro atomo Legame covalente neutro o apolare o omopolare
Δel > 0 : ci sarà maggior probabilità di trovare gli elettroni dalla parte dell’atomo
con maggior elettronegatività Legame covalente polare o eteropolare.
Δel > 1,7 : l’atomo più elettronegativo «strapperà» elettroni (almeno 1) all’altro
atomo Legame ionico.
Legami covalenti
N.B. Nel legame covalente polare le cariche elettriche sono solo parziali (non
intere) e non possono esistere separate, al contrario del legame ionico (cariche
intere e separabili)
Maggiore è la Δel, più alta sarà la polarizzazione del legame.
Il legame covalente si rappresenta con le formule di Lewis.
Ogni atomo è rappresentato dal suo simbolo chimico letterale.
Gli elettroni dell’ultimo livello si rappresentano con puntini (accoppiati quelli
che si trovano nello stesso orbitale).
Gli elettroni accoppiati possono essere rappresentati con una sola linea
Le coppie condivise (quelle di legame) sono rappresentate da linee tra i due
atomi.
Esistono, infine legami covalenti:
Semplici: una sola coppia di
elettroni condivisi
Doppi: due coppie
Tripli: tre coppie
Il legame dativo o di coordinazione
Il legame covalente, solitamente, si forma per condivisione di una coppia di elettroni
in cui ogni atomo mette a disposizione un proprio elettrone.
Esistono casi in cui i due elettroni condivisi provengono da un solo atomo.
Ammoniaca
Ione ammonio
Il legame dativo (o di coordinazione) spesso viene indicato con una freccia (dal donatore
all’accettore) per evidenziare la sua particolare formazione, ma non ha alcuna differenza
chimico-fisica con il legame covalente propriamente detto.
Per la sua formazione è necessario che il donatore abbia nell’ultimo livello una coppia
(doppietto) di elettroni libera (non impegnata in legami) e che l’accettore disponga
(sempre nell’ultimo livello) di un orbitale vuoto.
Il legame metallico
I metalli, tra loro, formano un legame di particolare natura: il legame metallico.
Ogni atomo del materiale metallico mette a disposizione di tutti gli altri i propri
elettroni di legame.
Si viene, cioè, a creare una sorta di orbitale molecolare unico che «abbraccia» tutti gli
atomi del materiale metallico e che contiene tutti gli elettroni di legame (è anche
detta «banda metallica»).
Un’altra immagine, forse più efficace, è quella che vede gli atomi (contrassegnati con il +)
sistemati a formare una fitta rete (reticolo metallico) dentro la quale si muovono
liberamente tutti gli elettroni di legame.
Grazie a questa particolare situazione, gli elettroni di legame possono trovarsi e spostarsi
il qualsiasi zona del materiale: questo spiega le proprietà chimico-fisiche dei metalli:
conducibilità elettrica, termica, duttilità, malleabilità, alte t° di fusione ecc.
I composti chimici
Il numero sempre più crescente di sostanze conosciute, in particolare composti,
richiedeva ai chimici sistemi di classificazione e assegnazione di nome in modo
chiaro, univoco e immediato.
Molta fortuna ebbero i criteri introdotti da Lavoisier che, se pur perfezionati, sono
ancora oggi utilizzate per la cosìdetta Nomenclatura Tradizionale.
Nel XIX secolo, data la sintesi di molti nuovi composti i criteri di Lavoisier non
bastarono più per cui, intorno agli anni ‘40 del secolo scorso, La IUPAC
(International Union of Chemistry Pure and Applied) introdusse una notazione:
la notazione di Stock.
Negli anni ‘70, sempre la IUPAC, con la finalità di semplificare il tutto, ha
riscritto criteri e regole rendendo ufficiale una nuova nomenclatura: la
nomenclatura razionale o IUPAC
Sebbene l’intenzione era quella di «eliminare» la nomenclatura tradizionale e la
notazione di Stock, il mondo scientifico non ha mai rinunciato a nessuna delle due.
Nomenclatura tradizionale - Classificazione
Binari (solo due specie atomiche)
Con H
Met + H
Idruri metallici o ionici
In acqua liberano ioni H(ione idruro)
[NaH, CaH2, MgH2]
Semimet + H
Idruri covalenti
In acqua non si
dissociano.
[SiH4, PH3, CH4]
H + Non Met
Idracidi
In acqua liberano ioni H+
(ione idrogeno)
[HCl, HI, H2S]
Si producono per
reazione degli elementi
con l’idrogeno gassoso
Con O
Met + O
Ossidi basici
Reagiscono con le molecole di
acqua formando idrossidi in grado
di liberare ioni OH- (ione ossidrile
tipico delle basi).
Si ottengono per combustione
o ossidazione lenta. [MgO, CaO,
Na2O]
NonMet + O
Ossidi acidi (anidridi)
Reagiscono con le molecole di
acqua formando acidi ossigenati
in grado di liberare ioni H+ (ione
idrogeno tipico degli acidi).
Si ottengono per combustione
o ossidazione lenta
[CO2, SO3, Cl2O7]
Sali
Met + Non Met
Sali binari
In acqua si dissociano formando
ioni Met+ e ioni Non met –
Si considerano derivati
dagli idracidi per
sostituzione dell’H con un
metallo
Si producono in vari modi:
- Facendo reagire idracidi
sui metalli
- Facendo reagire anidridi
con ossidi
[MgCl2, AlCl, Na3I]
Nomenclatura tradizionale – nomi dei Binari con l’H
Met + H
e
SemiMet + H
Nome Idruro di … [nome dell’elemento]
In caso esistano due o più idruri (contraddistinti dal diverso numero di H nella molecola)
dello stesso elemento, occorre sostituire al complemento di specificazione l’aggettivo
corrispondente che deve iniziare con un prefisso e terminare con uno suffisso secondo lo
schema:
In caso di esistenza di soli due idruri, si usano le
Ipo- aggettivo -oso (n. di H più basso)
due regole centrali dello schema (non si usano i
aggettivo –oso (n. H medio/basso)
prefissi)
aggettivo -ico (n. H medio/alto)
In caso di 3 idruri si usano i primi 3 (non si usa il
Per- aggettivo –ico (n. di H più alto)
prefisso per-
Unici: NaH = idruro di sodio, AlH3= idruro di alluminio, MgH2=idruro di magnesio
Plurimi: FeH2 = idruro ferroso, FeH3=idruro ferrico
VH2= Idr. ipovanadioso, VH3=Idr. Vanadioso, VH4=Idr. Vanadico, VH5=Idr. Pervanadico
Nomi particolari: BH3=borano, SiH4=silano, PH3=fosfina, AsH4=arsenina, CH4= metano
H+ NonMet
Nome Occorre usare il sostantivo Acido accompagnato dall’aggettivo dell’elemento che
terminerà con il suffisso -idrico
HCl=acido cloridrico, HI=acido iodidrico, H2S=acido solfidrico, HBr=acido bromidrico.
Nomenclatura tradizionale – nomi dei Binari con l’O
Met + O
Nome Ossido di … [nome dell’elemento]
In caso esistano due o più ossidi dello stesso elemento, occorre seguire le regole e lo
schema indicato per gli idruri solo che, invece del numero degli H, qui si considera il
rapporto tra il numero di O e quello dell’elemento stesso (ovvero il numero di atomi di
ossigeno per atomo di metallo)
Unici: Na2O = Ossido di sodio, Al2O3= Ossido di alluminio, MgO= Ossido di magnesio
Plurimi: FeO = Ossido ferroso (rapp.= 1), Fe2O3= Ossido ferrico (rapp.=1,5)
VO= Ossido Ipovanadioso (rapp.=1), V2O3= Ossido Vanadioso (rapp..=1,5),
VO2= Ossido Vanadico (rapp.=2), V2O5= Ossido Pervanadico (rapp.=2,5)
NonMet + O
Nome Anidride di … [nome dell’elemento]
In caso di due o più anidridi dello stesso elemento si seguono le regole precedentemente
descritte per gli ossidi.
SO2=anidride solforosa, SO3=anidride solforica
Cl2O=anidr. Ipoclorosa, Cl2O3=anidr. clorosa, Cl2O5=anidr. clorica, Cl2O7= anidr. perclorica
Eccezioni
Il cromo, Cr, pur essendo un metallo, con l’ossigeno forma, oltre che ossidi,
anche un’anidride: L’anidride cromica Cr2O3 che ha il più alto rapporto di O e
che, in acqua, diventa un acido forte (acido cromico).
Il manganese, Mn, anche lui è un metallo e con l’O forma ossidi, ma esistono
due composti (che hanno il rapporto di O più alto) che si comportano da
anidridi: MnO3 ed Mn2O7 che, in acqua, danno acidi (acido manganico e
permanganico).
Il carbonio, C, e l’azoto, N, formano anidridi che, in acqua formano acidi, ma
anche composti (quelli con più basso rapporto di O) che, in acqua non danno
acidi (il monossido di carbonio CO e gli ossidi d’azoto N2O, NO, N2O3)
Il numero di ossidazione (nox)
Il numero di H (per gli idruri) e il numero del rapporto O/metallo (O/non metallo) sono stati
sostituiti, prima con il concetto di valenza (corrisponde al numero di legami che un atomo
forma in un composto) e, poi, con quello di numero (o stato) di ossidazione, nox.
Numero (o stato) di ossidazione
Carica elettrica formale (reale o apparente) che si assegna ad ogni atomo di una
molecola considerando gli elettroni di legame sull’atomo più elettronegativo.
Senza ogni volta controllare quale sia l’atomo più elettronegativo, si sono elaborate alcune
regole «pratiche» di assegnazione del nox nei composti più diffusi
Nelle sostanze elementari (atomi uguali) nox=0
I metalli hanno nox positivo (uno o più)
I non metalli possono avere un solo nox negativo e uno o più positivi
L’ossigeno nei composti ha nox = -2 tranne nei seguenti casi:
Nel fluoruro d’ossigeno F2O nox=+2
Nei perossidi (H2O2, Na2O2, K2O2) nox=-1
L’idrogeno nei composti ha nox=+1 tranne negli idruri metallici (o ionici) dove il suo nox=-1
La somma dei nox di tutti gli atomi deve risultare 0 in caso di composti molecolari neutri;
deve risultare il valore della carica nel caso di composti ionici.
Il numero di ossidazione sostituisce quello di H o quello di O/metallo (o non metallo) si usa
per l’assegnazione del nome secondo lo schema solito (ipo….oso, oso, ico, per….ico)
Nomenclatura tradizionale – nomi dei Sali Binari
Met + Non Met
Nome Aggettivo del Non Met, + uro di … [nome dell’elemento]
Questi composti hanno come non metallo uno tra i seguenti:
Fluoro F, cloro Cl, bromo Br, Iodio I e zolfo S. tranne l’ultimo, gli altri sono definiti
alogeni (in greco significa generatori di sale)
Ovviamente in caso di più composti con gli stessi elementi, si segue lo schema
solito.
Unici: NaCl = cloruro di sodio, AlBr3= bromuro di alluminio, MgI2= ioduro di
magnesio
Plurimi: FeS = solfuro ferroso, Fe2S3= solfuro ferrico, FeCl2= cloruro ferroso, FeCl3=
cloruro ferrico, Cu2S= solfuro rameoso CuS= solfuro rameico
Nomenclatura tradizionale Classificazione
Ternari (Tre specie atomiche)
I ternari propriamente detti sono quelli in cui è presente l’ossigeno
O con H e Metallo
O con H e Non Met.
O con Met. e Non Met.
Met + OH
Idrossidi
H + Non met + O
Acidi ossigenati
Met + Non Met + O
Sali ossigenati
In acqua liberano ioni
OH- (ione ossidrile,
caratteristico delle basi)
In acqua liberano H+ (ione
idrogeno, tipico degli acidi).
In acqua si dissociano
formando ioni Met+ e ioni
formati dal gruppo rimanente
(Non met+O)–
Si considerano derivati dagli
acidi ossigenati per
sostituzione degli H con i
metalli
Si ottengono per
reazione degli ossidi (o
anche dei metalli puri)
con l’acqua
[NaOH, Ca(OH)2,
Al(OH)2]
Si ottengono per
reazione delle anidridi
con l’acqua
[H2SO4, HNO3, H3PO3]
Si ottengono in vari modi:
-Facendo reagire l’acido
ossigenato sui metalli:
-Anidridi + idrossidi
-Acidi + idrossidi
[K2SO4, Pb(NO3)2, Ca3(PO3)2]
Nomenclatura tradizionale – nomi dei ternari
Met + OH (idrossidi)
Nome Idrossido di … [nome dell’elemento]
In caso esistano due o più ossidi dello stesso elemento, si segue lo schema solito
Unici: NaOH = Idross. di sodio, Al(OH)3= Idross. di alluminio, Mg(OH)2= Idross. di magnesio
Plurimi: Fe(OH)2= Idross. ferroso, Fe(OH)3= Idross. ferrico
V(OH)2= Idross. ipovanadioso, V(OH)3= Idross. Vanadioso, V(OH)4= Idross. Vanadico,
V(OH)5= Idross. pervanadico
H + NonMet + O
Nome acido + aggettivo del non metallo + suffisso (vedi solito schema)
H2SO3=acido solforoso, H2SO4=acido solforico
HClO=acido Ipocloroso, HClO2=acido cloroso, HClO3=acido clorico, HClO4= acido perclorico
Come scritto prima, gli acidi ossigenati si ottengono per reazione delle anidridi con l’acqua.
La maggior parte delle anidridi reagiscono con rapporto 1: 1 (1 molecola di anidride con 1 di
acqua).
Acidi differenti dello stesso non metallo avente lo stesso
numero di ossidazione.
Alcune anidridi possono reagire con più molecole d’acqua.
E’ il caso, ad esempio, dell’anidride fosforica P2O5. 1 molecola di anidride in
reazione con:
1 molecola d’acqua forma l’acido meta-fosforico
2 molecole d’acqua forma l’acido piro-fosforico
3 molecole d’acqua forma l’acido orto-fosforico
L’uso dei prefissi meta-, piro-, orto- differenziano i tre composti: non vale lo
schema solito in quanto il fosforo P mantiene lo stesso numero di ossidazione.
Lo stesso comportamento lo hanno le anidridi di: arsenico, silicio, antimonio e
boro.
Met + NonMet + O (sali ossigenati)
Nome Prefisso + [Aggettivo del non metallo] –suffisso di … [nome dell’elemento]
Per i prefissi e i suffissi occorre ricavare il nox del non metallo e seguire lo schema
Ipo- aggettivo -ito (nox più basso)
aggettivo –ito (nox medio/basso)
aggettivo -ato (nox medio/alto)
Per- aggettivo –ato (nox più alto)
In caso di metalli con più nox, Il
complemento di specificazione va
sostituito con l’aggettivo relativo al
metallo, seguendo il solito schema
(ipo….oso, oso, ico, per….ico)
K2SO3=solfito di potassio, Na2SO4= solfato di sodio
Ca(ClO)2=ipoclorito di calcio, Fe(ClO2)3=clorito ferrico, KClO3=clorato di potassio
Fe(ClO4)2= perclorato ferroso
Casi particolari
Come già scritto, i Sali si considerano derivati dagli acidi per sostituzione degli H con un
metallo. Gli acidi che hanno più idrogeni possono:
1. Sostituire tutti gli H con un solo tipo di metallo si ottengono Sali semplici
2. Possono sostituire tutti gli H con due o più tipi di metalli i Sali ottenuti vengono
definiti doppi (o tripli)
3. Possono sostituire solo parte degli H si ottengono Sali mono o bisostituiti (hanno
comportamento basico)
Nel caso 2. si usano i termini doppio o triplo
NaKSO3 doppio solfato di sodio e potassio, LiKNaPO3 fosfato triplo di litio, potassio
e sodio.
Nel caso 3., la nomenclatura tradizionale (Lavoisier) prevede di inserire il prefisso bi(anche se può ingannare)
NaHCO3 bicarbonato di sodio; NaHSO2 bisolfito di sodio.
Notazione di Stock
L’artificiosità delle regole della nomenclatura tradizionale e la sintesi di nuovi
composti in cui diversi elementi presentano più di 4 numeri di ossidazione, ha
spinto la IUPAC a «semplificare» le regole.
Con la notazione di Stock, si rinuncia all’uso dello «schema» di Lavoisier:
Si conserva la classificazione tradizionale e l’ordine dei simboli nelle formule
molecolari.
Si conserva l’uso del complemento di specificazione (eventualmente sostituito
dall’aggettivo con il suffisso -ico o –ato)
Si eliminano i prefissi ipo- e per-, nonché i suffissi –oso e –ito
Si conservano i numeri di ossidazione che vengono esplicitati in forma romana
tra parentesi, dopo il nome o l’aggettivo dell’elemento.
Fe(OH)2 = idrossido di ferro (II),
Fe(OH)3=idrossido di ferro (III),
H2SO3= acido solforico (IV),
H2SO4= acido solforico (VI)
Cu(ClO3) = clorato (V) di rame (I),
Cu(ClO)2 = Clorato (I) di rame (II)
Nomenclatura razionale
La notazione di Stock non convinceva più di tanto, semplificava i nomi ma non
dava immediatezza al passaggio dalla formula al nome e viceversa.
Occorreva eliminare il ricorso al numero di ossidazione (è il passaggio più
complesso e lungo).
Fu operata un’altra drastica semplificazione delle regole:
- Si cercò di eliminare la notazione di Stock (sebbene oggi sia permessa)
- In sua vece furono introdotti i prefissi mono-, di-, tri, tetra-, pensa-, esa-,
epta riferiti agli indici delle formule (indicanti il numero di atomi o gruppi
atomici).
- I composti binari dell’ossigeno furono classificati tutti come ossidi (anche le
anidridi)
- Gli idracidi furono nominati come i Sali binari (Cloruro di idrogeno, disolfuro di
idrogeno, ioduro di idrogeno, bromuro di idrogeno, fluoruro di idrogeno)
- Gli acidi ossigenati furono chiamati con i prefissi indicanti il numero di O
seguiti dal termine –osso (triosso, tetraosso, pentaosso ecc.) e completati con
l’aggettivo terminante con –ico del non metallo (acido tetraosso solforico,
acido monosso clorico)
- I Sali ossigenati furono chiamati con lo stesso criterio degli acidi ossigenati,
ma con l’aggettivo terminante con –ato seguito dal nome del metallo
(tetraossosolfato di sodio, triossofosfato di alluminio).
Esempi nomenclatura IUPAC
a)SO2; b) SO3; c) SnO; d) Al2O3; e) P2O5; f) PbO2
a)Diossido di zolfo; b) triossido di zolfo; c) triossido di dialluminio; d) pentaossido
di difosforo
a) H2SO4 ; b) H2CO3 ; c) HClO3 ; d) HNO2
a)Acido tetraossosolforico (permesso anche: tetraossosolfato di diidrogeno);
b) Acido triossocarbonico (permesso: triossocarbonato di diidrogeno);
c) tacido triossoclorico (permesso: triossoclorato di monoidrogeno);
d) acido diossonitrico (permesso: diossonitrato di diidrogeno)
a) CaSO3; b) ZnCl2; c) Na2CO3 ; d) KH2PO3; e) Ca3(PO3)2
a) triossosolfato di mono calcio;
b) Dicloruro di monozinco
c) Triossocarbonato di disodio
d) Triossofosfato di monopotassio e di diidrogeno
e) Ditriossofosfato di tricalcio
