Capitolo 5
I legami chimici e
le loro
caratteristiche
energetiche
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5.1 Gli atomi e i legami chimici sono
caratterizzati da uno stato energetico ben
preciso
5.2 L’energia interna è l’energia totale
contenuta in un corpo materiale
5.3 La rottura e la formazione dei legami
chimici implicano assorbimento o
liberazione di energia
5.4 I legami ionici si formano per
trasferimento di elettroni
5.5 I simboli di Lewis evidenziano gli
elettroni di valenza
5.6 I legami covalenti si formano per
condivisione di elettroni
5.7 I legami covalenti possono presentare
cariche parziali alle loro estremità
This tennis player returns a volley. The hightech
fibers in her tennis racket that make the
shot possible are held together by covalent
bonds, which is one of the topics we discuss
in this chapter.
5.1 GLI ATOMI E I LEGAMI CHIMICI SONO CARATTERIZZATI
DA UNO STATO ENERGETICO BEN PRECISO
►L’ENERGIA DI UN ELETTRONE ALL’INTERNO DELL’ATOMO
È SIA CINETICA SIA POTENZIALE
Ogni elettrone all’interno di un atomo possiede sia energia cinetica
sia energia potenziale.
L’energia cinetica dipende dal fatto che ogni elettrone si muove
intorno al nucleo, mentre l’energia potenziale dipende dalla distanza
che in ogni momento esso ha dal nucleo stesso. Le due forme di
energia si trasformano continuamente l’una nell’altra, mentre il
contenuto totale di energia resta invariato. L’energia potenziale degli
elettroni all’interno degli atomi viene continuamente trasformata in
energia cinetica e viceversa.
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5.1 GLI ATOMI E I LEGAMI CHIMICI SONO CARATTERIZZATI
DA UNO STATO ENERGETICO BEN PRECISO
►L’ENERGIA DI UN ELETTRONE ALL’INTERNO DELL’ATOMO
È SIA CINETICA SIA POTENZIALE
Il nucleo, con carica positiva, attrae gli elettroni, carichi
negativamente. A causa di questa forza di attrazione,
l’allontanamento di un elettrone dal nucleo richiede lo svolgimento di
un lavoro che è tanto maggiore quanto più l’elettrone si allontana dal
nucleo: l’energia potenziale dell’elettrone aumenta
progressivamente. Quando l’elettrone si avvicina nuovamente al
nucleo, la sua energia potenziale diminuisce mentre aumentano la
velocità e l’energia cinetica
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5.1 GLI ATOMI E I LEGAMI CHIMICI SONO CARATTERIZZATI
DA UNO STATO ENERGETICO BEN PRECISO
►L’ENERGIA DI UN ELETTRONE ALL’INTERNO DELL’ATOMO
È SIA CINETICA SIA POTENZIALE
L’energia potenziale di un elettrone tende a essere la minima
possibile perché questa condizione corrisponde alla maggiore
stabilità.
Quando studiamo i trasferimenti di calore, l’energia cinetica
molecolare totale è la quota di energia interna a cui siamo
maggiormente interessati. Non dobbiamo però dimenticare che
l’energia interna è l’energia totale di tutte le particelle presenti nel
corpo e comprende anche l’energia potenziale molecolare.
Quest’ultima deriva dalle forze di attrazione e repulsione che si
stabiliscono tra le molecole. Ciò è particolarmente importante nel
caso di liquidi e solidi.
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5.2 L’ENERGIA INTERNA È L’ENERGIA TOTALE CONTENUTA IN
UN CORPO MATERIALE
Abbiamo definito il calore come trasferimento di energia fra due
corpi a temperatura diversa. Per esempio, la tazzina in cui viene
versato del caffè bollente si riscalda: il calore si trasferisce dal
caffè, che si raffredda, alla tazzina. Quando il caffè e la tazzina
avranno raggiunto la stessa temperatura si troveranno in equilibrio
termico.
L’energia trasferita sotto forma di calore proviene da una riserva di
energia interna del corpo. L’energia interna è la somma delle
energie di tutte le singole particelle che costituiscono un campione
di materia.
Secondo la teoria cinetico-molecolare tutte le particelle presenti in
un corpo sono in continuo movimento: in un campione d’aria a
temperatura ambiente.
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5.2 L’ENERGIA INTERNA È L’ENERGIA TOTALE CONTENUTA IN
UN CORPO MATERIALE
Muovendosi, inoltre, le molecole ruotano e gli atomi al loro interno
vibrano; anche questi ultimi eventi contribuiscono a determinare
l’energia cinetica della molecola e, quindi, l’energia interna del
campione.
L’energia cinetica molecolare si riferisce all’energia complessiva
associata a questi tipi di movimento. La teoria cinetico-molecolare
fornisce una semplice spiegazione, a livello molecolare, di come
avvengono gli scambi di calore fra un corpo e l’altro.
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5.2 L’ENERGIA INTERNA È L’ENERGIA TOTALE CONTENUTA IN
UN CORPO MATERIALE
L’energia interna viene spesso rappresentata con il simbolo E (o U).
Studiando le trasformazioni chimiche e fisiche siamo soprattutto
interessati alla variazione di energia interna che accompagna un
processo:
In una reazione chimica, Efinale corrisponde all’energia interna dei
prodotti, per cui possiamo sostituirla con Eprodotti. Allo stesso modo,
possiamo scrivere Ereagenti al posto di Einiziale. La variazione di
energia interna in una reazione chimica è pertanto:
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5.2 L’ENERGIA INTERNA È L’ENERGIA TOTALE CONTENUTA IN
UN CORPO MATERIALE
►L’ENERGIA INTERNA DI UN CORPO È UNA FUNZIONE DI
STATO
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L’energia di un corpo dipende soltanto dalle condizioni in cui si trova
il corpo in quel momento. Non ha quindi importanza conoscere come
il corpo abbia assorbito l’energia o come la liberi. Questo fatto
semplifica moltissimo i calcoli termochimici perché ci consente di
adoperare il calore scambiato per determinare la variazione di
energia (ΔE) di un corpo.
Lo stato di un corpo è definito da una serie di proprietà che
rappresentano le condizioni in cui esso si trova in quel momento. In
campo chimico, lo stato di un corpo è semplicemente definito dalla
sua composizione chimica (sostanze e numero di moli), dalla
pressione, dalla temperatura e dal volume.
Qualsiasi proprietà che, come l’energia, dipenda soltanto dallo stato
attuale, riferito a un momento preciso, in cui si trova il corpo viene
detta funzione di stato
5.2 L’ENERGIA INTERNA È L’ENERGIA TOTALE CONTENUTA IN
UN CORPO MATERIALE
►L’ENERGIA INTERNA DI UN CORPO È UNA FUNZIONE DI
STATO
La temperatura di un sistema in un certo momento, per esempio,
non dipende dalla temperatura del giorno precedente né ha
importanza conoscere come il sistema abbia raggiunto quella
temperatura, cioè il percorso compiuto per arrivare alla temperatura
di quel momento. Se un sistema ha una temperatura di 25 °C,
questo è ciò che ci interessa. Se la temperatura del sistema aumenta
fino a 35 °C, la variazione di temperatura, Δt, è semplicemente la
differenza tra la temperatura finale e quella iniziale:
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Tutte le funzioni di stato hanno l’importante caratteristica di essere
indipendenti dalla modalità o dal meccanismo con cui avviene una
variazione.
5.3 LA ROTTURA E LA FORMAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI
IMPLICANO ASSORBIMENTO O LIBERAZIONE DI ENERGIA
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Quando due atomi si legano tra loro, essi
trovano un vantaggio in termini energetici:
la molecola o lo ione che si formano sono
condizioni che corrispondono a un
quantitativo di energia potenziale inferiore
rispetto a quello dei due atomi isolati. Nelle
sostanze vi sono forze di attrazione
complessive che tengono uniti i nuclei
atomici e gli elettroni. Gli elettroni e i nuclei
all’interno delle molecole si attraggono
reciprocamente perché hanno cariche
opposte. Gli elettroni, invece, respingono
altri elettroni così come i nuclei atomici
respingono altri nuclei, a causa della
repulsione tra cariche dello stesso segno.
5.3 LA ROTTURA E LA FORMAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI
IMPLICANO ASSORBIMENTO O LIBERAZIONE DI ENERGIA
Le forze di attrazione complessive che si stabiliscono tra due atomi
prendono il nome di legame chimico.
La molecola H2 contiene due nuclei di idrogeno e due elettroni.
L’attrazione tra gli elettroni e i nuclei è abbastanza forte da superare le
repulsioni nucleo-nucleo ed elettrone-elettrone: la molecola si
mantiene unita. Possiamo affermare che all’interno della molecola
esiste un legame chimico. L’allontanamento reciproco dei due atomi
richiede un lavoro perché bisogna vincere le forze di attrazione tra
elettroni e nuclei. Sarà quindi necessario fornire energia per rompere il
legame
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5.3 LA ROTTURA E LA FORMAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI
IMPLICANO ASSORBIMENTO O LIBERAZIONE DI ENERGIA
D’altra parte, unendo assieme due atomi di idrogeno per formare una
molecola H2, si ha liberazione di energia perché i singoli atomi con
elevata energia potenziale divengono atomi legati con bassa energia
potenziale.
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5.3 LA ROTTURA E LA FORMAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI
IMPLICANO ASSORBIMENTO O LIBERAZIONE DI ENERGIA
In una reazione chimica, in cui si assiste alla rottura dei legami nei
reagenti e alla formazione di legami nuovi nei prodotti di reazione,
avrà luogo lo stesso tipo di fenomeno, con assorbimento o liberazione
di energia a seconda che la reazione, nel suo complesso, sia
endotermica o esotermica.
I legami sono responsabili dell’energia potenziale di un composto.
L’energia potenziale contenuta nei legami chimici, che può essere
liberata in una reazione chimica, prende il nome di energia chimica.
Pertanto, l’energia chimica delle sostanze è dovuta alla presenza dei
legami chimici all’interno delle stesse
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5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
I composti ionici si formano quando i metalli reagiscono con i nonmetalli. Un esempio è il cloruro di sodio il comune sale da tavola.
Quando questo composto si forma dai suoi elementi, ciascun atomo
di sodio perde un elettrone per formare lo ione sodio, Na+, e ciascun
atomo di cloro acquista un elettrone formando lo ione cloruro, Cl-:
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Una volta formati, i due ioni si uniscono a causa dell’attrazione
che si esercita fra le loro cariche opposte.
In un composto ionico, la forza di attrazione tra cariche positive e
negative è detta legame ionico.
5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
Perché il sodio forma lo ione Na+ e non gli ioni Na- o Na2+? Perché
il cloro forma Cl- piuttosto che Cl+ o Cl2- ? E' la diminuzione
dell’energia potenziale complessiva che favorisce la formazione di un
composto ionico stabile dai suoi elementi. In altri termini, la reazione
deve essere esotermica.
Per quanto riguarda Na la configurazioni elettronica è la seguente:
La struttura dello ione Na+ è invece:
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Ovvero quella di un gas nobile, nel caso specifico il Neon. Lo stesso
vale per altri metalli come il Ca, il K ecc. ecc.
5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
Anche per i non metalli, quando formano anioni tendono a
raggiungere la configurazione elettronica esterna dei gas nobili. Per
esempio, quando un atomo di cloro reagisce, acquista un elettrone e
diventa uno ione cloruro:
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In generale, si può affermare che, nel formare ioni, la maggior parte
degli atomi degli elementi rappresentativi tende ad acquistare o a
cedere elettroni in modo da raggiungere la configurazione del gas
nobile più vicino.
5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►L’OTTETTO ELETTRONICO È TIPICO DI TUTTI I GAS NOBILI
Poiché tutti i gas nobili, a parte l’elio, possiedono otto elettroni nel
livello più esterno, gli elementi rappresentativi obbediscono alla
cosiddetta regola dell’ottetto, che può essere anche espressa in
questo modo:
gli atomi tendono ad acquistare o a cedere elettroni in modo da
disporre nel livello più esterno di un ottetto elettronico (otto
elettroni).
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Il sodio e il calcio raggiungono l’ottetto svuotando il loro livello di
valenza; al contrario, il cloro e l’ossigeno raggiungono l’ottetto
acquistando elettroni fino a quando il loro livello di valenza
corrisponde alla configurazione di un gas nobile.
5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►L’OTTETTO ELETTRONICO È TIPICO DI TUTTI I GAS NOBILI
La regola dell’ottetto, nel caso dei composti ionici, funziona bene solo
per i cationi metallici dei Gruppi IA e IIA, dal terzo Periodo in poi, e
per gli anioni dei non-metalli. Non vale invece per il litio e il berillio,
né per l’idrogeno, che forma lo ione H- quando reagisce con alcuni
metalli. In questi tre casi, tuttavia, gli ioni assumono la
configurazione elettronica dell’elio (1s2) che ha solo due elettroni, nel
livello più esterno.
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5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►I SOLIDI IONICI SI FORMANO GRAZIE ALL’ENERGIA
RETICOLARE
Considerando gli atomi allo stato gassoso, possiamo ricavare
l’energia di ionizzazione (EI) e l’affinità elettronica (AE),
rispettivamente, del sodio e del cloro. Se facciamo riferimento a una
sola mole, abbiamo:
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5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►I SOLIDI IONICI SI FORMANO GRAZIE ALL’ENERGIA
RETICOLARE
Questo semplice calcolo indica che la formazione di ioni sodio e ioni
cloruro a partire da atomi di sodio e cloro, quando le sostanze sono
allo stato gassoso, implica un consistente aumento dell’energia
potenziale: il cloruro di sodio ionico non potrebbe formarsi.
Il bilancio energetico però non è limitato ai valori di EI e AE del sodio
e del cloro, ma comprende anche la cosiddetta energia reticolare.
L’energia reticolare è l’energia necessaria per separare
completamente fra loro gli ioni presenti in una mole di un composto
in modo da formare una nube di ioni gassosi.
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5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►I SOLIDI IONICI SI FORMANO GRAZIE ALL’ENERGIA
RETICOLARE
Si è visto che l’energia legata a questo processo (l’energia reticolare
del cloruro di sodio), misurata sperimentalmente e calcolata su base
teorica, è 787,0 kJ mol-1 . Il segno positivo indica che sono necessari
787,0 kJ per separare gli ioni presenti in una mole di NaCl; questo
valore indica inoltre che, quando una mole di ioni Na e Cl allo stato
gassoso forma una mole di NaCl cristallino, si liberano 787,0 kJ.
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5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►I SOLIDI IONICI SI FORMANO GRAZIE ALL’ENERGIA
RETICOLARE
Per valutare la stabilità del cloruro di sodio, oltre che dei valori di EI
e AE, dobbiamo quindi tenere conto anche dell’energia reticolare,
opportunamente cambiata di segno per l’inversione del processo.
Abbiamo così:
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5.4 I LEGAMI IONICI SI FORMANO PER TRASFERIMENTO DI
ELETTRONI
►I SOLIDI IONICI SI FORMANO GRAZIE ALL’ENERGIA
RETICOLARE
È proprio la liberazione dell’energia reticolare a spiegare la netta
diminuzione complessiva dell’energia potenziale che accompagna il
processo di formazione di NaCl solido.
In altri termini, possiamo affermare che l’energia reticolare fornisce
la stabilizzazione necessaria per formare il cloruro di sodio; senza di
essa il composto non esisterebbe.
L’energia reticolare rappresenta il principale contributo alla stabilità
di qualsiasi composto ionico; questa consente infatti di superare la
spesa energetica necessaria per la formazione degli ioni dagli
elementi.
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5.5 I SIMBOLI DI LEWIS EVIDENZIANO GLI ELETTRONI DI
VALENZA
Nelle discussioni sui legami è utile avere sempre ben presenti gli
elettroni di valenza. Il nostro compito è facilitato dall’uso di un
semplice metodo di conteggio, noto come simbologia di Lewis, in
onore del chimico americano che lo ha introdotto, Gilbert Newton
Lewis (1875-1946).
Il simbolo di Lewis si ottiene scrivendo il simbolo chimico
dell’elemento che stiamo trattando, circondato da punti che
rappresentano gli elettroni di valenza dell’atomo. Per esempio,
l’elemento litio, che ha un elettrone di valenza nel suo sottolivello 2s,
ha il seguente simbolo di Lewis:
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5.5 I SIMBOLI DI LEWIS EVIDENZIANO GLI ELETTRONI DI
VALENZA
Tutti gli elementi del Gruppo IA hanno un simbolo di Lewis simile,
perché ognuno di essi ha un solo elettrone di valenza.
I simboli di Lewis per gli otto elementi rappresentativi del secondo
Periodo sono:
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All’interno di ciascun gruppo, gli elementi dei vari periodi hanno gli
stessi simboli di Lewis, fatta eccezione, naturalmente, per il
simbolo chimico dell’elemento. Se un atomo possiede più di quattro
elettroni di valenza, gli elettroni successivi si appaiano con gli
altri. Possiamo osservare che, per gli elementi rappresentativi, il
numero del gruppo è uguale al numero degli elettroni di valenza.
5.5 I SIMBOLI DI LEWIS EVIDENZIANO GLI ELETTRONI DI
VALENZA
Sebbene i simboli di Lewis siano soprattutto utili per seguire il
destino degli elettroni di valenza quando si formano i legami
covalenti, essi possono anche essere utilizzati per descrivere la
formazione degli ioni. Quando un atomo di sodio reagisce con uno di
cloro, per esempio, il trasferimento di elettroni può essere
rappresentato come segue:
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Le parentesi quadre che racchiudono lo ione cloruro servono a
indicare che gli otto elettroni sono di esclusiva proprietà dello ione
stesso. Possiamo schematizzare una reazione simile fra calcio e
cloro:
5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
La maggior parte delle sostanze che si incontrano quotidianamente
non è ionica, ma si presenta come combinazioni di atomi
elettricamente neutre, le molecole. L’acqua, per esempio, la cui
formula di una sua particella è H2O. La maggioranza delle sostanze è
però costituita da molecole molto più grandi; la formula dello
zucchero da tavola, per esempio, è C12H22O11.
A differenza di quanto accade nei composti ionici, quando i nonmetalli si combinano con altri non-metalli per formare le molecole, la
natura sceglie un modo diverso per ridurre l’energia: la condivisione
di elettroni.
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
Osserviamo che cosa succede quando due atomi di idrogeno si
uniscono per formare la molecola H2.
A mano a mano che si avvicinano, l’elettrone di ciascun atomo
comincia a risentire dell’attrazione di entrambi i nuclei. La densità
elettronica intorno a ciascun nucleo tende quindi a spostarsi nella
regione compresa fra i due atomi. Al diminuire della distanza
aumenta perciò la probabilità di trovare entrambi gli elettroni nello
spazio compreso fra i due nuclei.
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
I nuclei dei due atomi di idrogeno sono attratti l’uno verso l’altro
dalla nube elettronica interposta. Avendo la stessa carica, però, i due
nuclei si respingono anche, come i due elettroni.
Nella molecola che si forma, quindi, gli atomi si dispongono a una
distanza tale da bilanciare le forze di attrazione e repulsione..
Nel complesso, i nuclei si trattengono reciprocamente e la forza di
attrazione dovuta alla condivisione di elettroni è detta legame
covalente.
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
Ogni legame covalente è caratterizzato da due fattori: la distanza
media fra i nuclei dei due atomi che formano il legame e la quantità
di energia necessaria per separarli.
Nella molecola di idrogeno i due nuclei si trovano a 75 pm l’uno
dall’altro; questa distanza è chiamata lunghezza di legame (a
volte, distanza di legame).
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
Poiché due atomi sono uniti da un legame covalente, bisogna
compiere lavoro per separarli. Al contrario, quando si forma il
legame, l’energia potenziale dei due atomi si riduce e viene liberata
una quantità di energia equivalente. L’energia liberata durante la
formazione del legame (o l’energia necessaria per romperlo) è detta
energia di legame.
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
I simboli di Lewis sono spesso impiegati per evidenziare gli elettroni
nei legami covalenti.
Gli elettroni condivisi fra due atomi sono simboleggiati con una
coppia di punti fra i simboli dei due atomi legati. A causa della
condivisione elettronica, si considera ciascun atomo di idrogeno
come se avesse due elettroni. La formazione di H2 da atomi di
idrogeno può essere rappresentata così:
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Per semplicità, la coppia di elettroni di un legame covalente viene
indicata con un singolo trattino. La molecola di idrogeno, quindi,
può essere rappresentata anche così:
5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
Una formula che viene descritta con i simboli di Lewis è chiamata
formula di Lewis o struttura di Lewis.
Viene anche detta formula di struttura perché mostra gli atomi
presenti nella molecola e come questi sono legati fra loro.
La tendenza a completare il livello di valenza, formato di norma da
otto elettroni, influenza il numero di elettroni che l’atomo tende ad
acquisire attraverso il processo di condivisione elettronica, e quindi
regola il numero di legami covalenti formati da un atomo.
L’idrogeno, con un solo elettrone nell’orbitale 1s, può completare il
suo livello di valenza e raggiungere una configurazione stabile
quando condivide una coppia di elettroni con un altro atomo: l’atomo
di idrogeno forma, quindi, solo un legame covalente.
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
La regola dell’ottetto può essere utilizzata anche per i legami
covalenti: gli atomi che formano legami covalenti tendono a
condividere un numero di elettroni tale da consentire il
completamento del livello di valenza con otto elettroni.
La regola dell’ottetto viene spesso usata per spiegare il numero di
legami covalenti che un atomo può formare. Questo numero è
generalmente pari al numero di elettroni che l’atomo deve acquistare
per raggiungere l’ottetto nel suo livello di valenza.
Per esempio, gli alogeni (Gruppo VIIA) possiedono tutti sette
elettroni di valenza. Il simbolo di Lewis per un tipico elemento di
questo gruppo, il cloro, è:
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
Vediamo che è sufficiente un solo elettrone per completare l’ottetto.
Naturalmente, il cloro può acquistare di fatto questo elettrone e
diventare uno ione cloruro, come nel cloruro di sodio (NaCl). Ma
quando il cloro si combina con un non-metallo, il trasferimento di un
elettrone non è energeticamente favorito.
Così, in HCl e Cl2, il cloro ottiene l’unico elettrone di cui ha bisogno
attraverso la formazione di un legame covalente:
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
Molti non-metalli formano più di un legame covalente. Per esempio, i
tre elementi più importanti nei sistemi biochimici, tipici degli
organismi viventi, sono carbonio, azoto e ossigeno:
I composti più semplici formati da questi elementi con l’idrogeno
sono, rispettivamente, il metano, CH4, l’ammoniaca, NH3 e l’acqua,
H2O, con le seguenti formule di Lewis:
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
►I LEGAMI MULTIPLI SONO FORMATI DA DUE O PIÙ COPPIE
DI ELETTRONI
Il legame formato dalla condivisione di una coppia di elettroni fra due
atomi è detto legame singolo (talvolta legame semplice). Finora
abbiamo trattato solo questo tipo di legame; esistono tuttavia molti
esempi di molecole in cui due atomi condividono più di una coppia di
elettroni.
Possiamo, per esempio, rappresentare la formazione dei legami nella
molecola di CO2 nel seguente modo:
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
►I LEGAMI MULTIPLI SONO FORMATI DA DUE O PIÙ COPPIE
DI ELETTRONI
L’atomo di carbonio al centro condivide due dei suoi elettroni con
ciascun atomo di ossigeno e ognuno di questi condivide due elettroni
con il carbonio. Il risultato è la formazione di due doppi legami.
Nella formula di Lewis, entrambe le coppie elettroniche condivise si
trovano comprese fra i simboli dei due atomi uniti dal doppio legame.
La struttura di Lewis di CO2, usando i trattini, è:
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5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
►I LEGAMI MULTIPLI SONO FORMATI DA DUE O PIÙ COPPIE
DI ELETTRONI
A volte, due atomi condividono tre coppie di elettroni. Per esempio,
l’azoto, il gas più abbondante nell’atmosfera, forma molecole
biatomiche, N2. Il simbolo di Lewis per l’azoto è:
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Entrambi gli atomi di azoto hanno bisogno di tre elettroni per
completare l’ottetto. Quando si forma una molecola N2, ciascuno dei
due atomi di azoto condivide tre elettroni con l’altro. Si forma un
triplo legame. Tutte le coppie elettroniche condivise si trovano
comprese fra i simboli dei due atomi e vengono conteggiate come se
appartenessero a entrambi.
Il triplo legame è generalmente rappresentato con tre trattini:
5.6 I LEGAMI COVALENTI SI FORMANO PER CONDIVISIONE DI
ELETTRONI
►LA REGOLA DELL'OTTETTO NON È SEMPRE VALIDA
Vi sono molecole, come PCl5 e SF6, in cui gli atomi possono avere più
di otto elettroni nel livello di valenza:
Esistono anche molecole in cui l’atomo centrale non raggiunge
l’ottetto. Gli esempi più comuni riguardano i composti di berillio e
boro:
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5.7 I LEGAMI COVALENTI POSSONO PRESENTARE CARICHE
PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
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Quando due atomi uguali formano un legame covalente, come in H2
e Cl2, gli elettroni condivisi si ripartiscono fra essi in modo equo. La
densità elettronica alle due estremità del legame è la stessa perché
gli elettroni sono attratti in ugual misura dai due nuclei. Se,
però, si combinano due atomi diversi, come in HCl, un nucleo attrae
con maggior forza gli elettroni di legame rispetto all’altro.
La differente attrazione degli elettroni condivisi da parte dei nuclei
determina una distribuzione non bilanciata della densità elettronica
nel legame.
L’atomo di cloro, per esempio, attrae gli elettroni con maggior forza
rispetto all’atomo di idrogeno, quindi nella molecola HCl la nube
elettronica si trova maggiormente concentrata sull’atomo di cloro e in
quella parte della molecola si evidenzia un leggero addensamento di
carica negativa.
5.7 I LEGAMI COVALENTI POSSONO PRESENTARE CARICHE
PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
A una maggior densità elettronica intorno al cloro corrisponde una
minore densità sull’atomo di idrogeno; all’estremità del legame in cui
è presente l’idrogeno si ha quindi un leggero addensamento di carica
positiva. Queste cariche non hanno mai un valore intero di 1+ e 1- e
vengono perciò dette cariche parziali, espresse dalla lettera greca
δ. Le cariche parziali possono essere riportate nelle strutture di
Lewis. Per esempio:
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5.7 I LEGAMI COVALENTI POSSONO PRESENTARE CARICHE
PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
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Un legame che presenta cariche parziali positive e negative alle sue
estremità viene chiamato legame covalente polare o, più
semplicemente, legame polare (il termine covalente è sottinteso).
L’aggettivo polare deriva dall’esistenza di due poli di carica uguale
ma di segno opposto alle due estremità del legame. Poiché si tratta
di due poli elettrici, il legame è anche un dipolo elettrico.
Il legame polare fa sì che la molecola HCl presenti, nel suo insieme,
cariche opposte alle sue estremità; perciò possiamo affermare che
HCl è una molecola polare.
Il grado di polarità di un legame covalente dipende dalla differenza
fra le tendenze dei due atomi legati ad attrarre elettroni. Quanto
maggiore è questa differenza, tanto maggiori sono l’addensamento
degli elettroni sull’atomo con maggior capacità attrattiva e la polarità
del legame.
5.7 I LEGAMI COVALENTI POSSONO PRESENTARE CARICHE
PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
►L’ELETTRONEGATIVITÀ DI UN ATOMO IMPEGNATO IN UN
LEGAME COVALENTE DETERMINA L’ATTRAZIONE DEGLI
ELETTRONI CONDIVISI
Il termine usato per descrivere l’attrazione relativa di un atomo nei
confronti degli elettroni in un legame è noto come elettronegatività
dell’atomo. In HCl, per esempio, il cloro è più elettronegativo
dell’idrogeno. La ragione per cui un’estremità del legame acquista
una carica negativa parziale è che la coppia di elettroni del legame
covalente passa più tempo sull’atomo con elettronegatività
maggiore.
Linus Pauling (1901-1994) fu il primo a proporre una serie di valori
di elettronegatività.
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PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
►L’ELETTRONEGATIVITÀ DI UN ATOMO IMPEGNATO IN UN
LEGAME COVALENTE DETERMINA L’ATTRAZIONE DEGLI
ELETTRONI CONDIVISI
dati della figura sono molto importanti perché consentono di stimare
il grado di polarità di un legame. Inoltre, la grandezza relativa indica
quale delle due estremità del legame presenta la carica negativa
parziale.
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PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
►L’ELETTRONEGATIVITÀ DI UN ATOMO IMPEGNATO IN UN
LEGAME COVALENTE DETERMINA L’ATTRAZIONE DEGLI
ELETTRONI CONDIVISI
Il fluoro, per esempio, è più elettronegativo del cloro. Ci attendiamo,
quindi, che la molecola HF sia più polare della molecola HCl; inoltre,
poiché l’idrogeno è meno elettronegativo del fluoro e del cloro, in
entrambe le molecole la carica positiva parziale si localizza
sull’idrogeno e quella negativa sull’alogeno:
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►L’ELETTRONEGATIVITÀ DI UN ATOMO IMPEGNATO IN UN
LEGAME COVALENTE DETERMINA L’ATTRAZIONE DEGLI
ELETTRONI CONDIVISI
Dall’esame dei valori di elettronegatività e delle loro differenze,
osserviamo che non esiste una linea di separazione netta fra il
legame ionico e il legame covalente. Il legame ionico e il legame
covalente non polare rappresentano semplicemente due condizioni
estreme. Un legame è prevalentemente ionico quando la differenza
di elettronegatività fra i due atomi è molto grande; l’atomo più
elettronegativo acquista essenzialmente il controllo completo degli
elettroni di legame. In un legame covalente non polare, non vi è
differenza di elettronegatività fra i due atomi e gli elettroni sono
condivisi equamente.
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PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ
►L’ELETTRONEGATIVITÀ DI UN ATOMO IMPEGNATO IN UN
LEGAME COVALENTE DETERMINA L’ATTRAZIONE DEGLI
ELETTRONI CONDIVISI
Il grado di polarità di un legame, che potrebbe essere interpretato
come percentuale di carattere ionico del legame stesso, varia in
modo continuo al variare della differenza di elettronegatività fra i due
atomi. Il carattere ionico del legame supera il 50% quando la
differenza di elettronegatività è approssimativamente maggiore di
1,7.
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►L’ELETTRONEGATIVITÀ DI UN ATOMO IMPEGNATO IN UN
LEGAME COVALENTE DETERMINA L’ATTRAZIONE DEGLI
ELETTRONI CONDIVISI
Per prevedere il carattere ionico, covalente o polare di un legame si
può utilizzare la seguente tabella:
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