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Capitolo 5 I legami chimici e le loro caratteristiche energetiche Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. 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Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 Copyright © 2012 Zanichelli editore 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-: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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). Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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). Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 5.7 I LEGAMI COVALENTI POSSONO PRESENTARE CARICHE PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ Copyright © 2012 Zanichelli editore 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 5.7 I LEGAMI COVALENTI POSSONO PRESENTARE CARICHE PARZIALI ALLE LORO ESTREMITÀ Copyright © 2012 Zanichelli editore 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 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: Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 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. Copyright © 2012 Zanichelli editore 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 Per prevedere il carattere ionico, covalente o polare di un legame si può utilizzare la seguente tabella: Copyright © 2012 Zanichelli editore
