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1 C3 I legami chimici. 2 U10 I legami chimici 3 I legami chimici: stabilità energetica U10 I legami chimici Come avvengono L’osservazione della materia.

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Presentazione sul tema: "1 C3 I legami chimici. 2 U10 I legami chimici 3 I legami chimici: stabilità energetica U10 I legami chimici Come avvengono L’osservazione della materia."— Transcript della presentazione:

1 1 C3 I legami chimici

2 2 U10 I legami chimici

3 3 I legami chimici: stabilità energetica U10 I legami chimici Come avvengono L’osservazione della materia ci porta a pensare che gli atomi solo raramente esistano isolati, ma che più comunemente si uniscano per formare molecole. Tale comportamento ci deve suggerire che la formazione delle molecole rappresenti una situazione di maggior stabilità:

4 4 E’ necessario ricordare che gli atomi sono costituiti da una parte centrale, il nucleo, con carica elettrica positiva, attorno alla quale si muovono gli elettroni, con carica negativa. A causa di queste cariche, agiscono delle forze: attrattive (nucleo-elettroni) repulsive (nucleo-nucleo ed elettroni-elettroni). U10 I legami chimici Come avvengono

5 5 L’intensità di tali forze, in accordo con la legge di Coulomb, dipende dalla distanza tra gli atomi stessi. U10 I legami chimici Come avvengono Alla distanza alla quale attrazione e repulsione si bilanciano si ha una situazione di equilibrio e di stabilità, che corrispondente a un minimo di energia (potenziale) del sistema costituito dai due atomi. In effetti, per avvicinarli ulteriormente, bisognerebbe ‘spingerli’ esercitando su di loro una forza sempre più intensa.

6 6 Tale distanza rappresenta comunque un valore medio, perché i due atomi sono in perenne vibrazione, ciascuno attorno a una sua posizione centrale di equilibrio. U10 I legami chimici Come avvengono

7 7 Quando un legame si forma, si libera una certa quantità di energia, chiamata energia di legame, che equivale, di fatto, all’energia necessaria per rompere il legame stesso. Energia di legame U10 I legami chimici Come avvengono

8 8 Come avvengono i legami: Lewis e Pauling La prima interpretazione in senso moderno dei legami chimici si deve al chimico statunitense G. N. Lewis, che nel 1916 identificò negli elettronidel livello esterno, o livello di valenza, i responsabili dell’unione tra atomi. Egli si basò sul comportamento dei gas nobili i quali, in condizioni normali, non formano composti e quindi non tendono a legarsi. U10 I legami chimici Come avvengono

9 9 Lewis non poteva conoscere ancora la disposizione in coppie degli elettroni negli orbitali e la forma di questi ultimi, per cui semplicemente immaginò che gli elettroni di ogni atomo si trovassero, per ogni livello elettronico, ai vertici di un cubo. U10 I legami chimici Come avvengono

10 10 Oggi, possiamo affermare che gli otto elettroni dei gas nobili si dispongono secondo una configurazione s 2 p 6, con i sottolivelli s e p completamente occupati. Tale situazione è energeticamente favorevole anche per l’elio (1s 2 ), che completa l’unico orbitale del primo livello. U10 I legami chimici Come avvengono

11 11 Pur senza conoscere l’esistenza degli orbitali, Lewis concluse che la presenza di otto elettroni (ottetto) nella parte più esterna dell’atomo rappresenta una condizione di particolare stabilità, alla quale tendono gli atomi di tutti gli elementi. Egli stabilì pertanto la seguente regola dell’ottetto: U10 I legami chimici Come avvengono

12 12 Per studiare la formazione dei legami, la sua rappresentazione grafica venne opportunamente adattata e chiamata in suo onore simbologia di Lewis. In base ad essa, si rappresentano con dei puntini, disposti intorno al simbolo dell’elemento, gli elettroni del livello più esterno (quelli cioè coinvolti nella formazione dei legami), disponendone al massimo due per ogni lato e con l’accorgimento di accoppiarne due solo dopo aver sistemato i primi quattro separatamente. U10 I legami chimici Come avvengono

13 13 Nella rappresentazione delle molecole, la coppia di elettroni che viene ad appartenere contemporaneamente a due atomi è detta coppia di legame e la rappresentazione che si ottiene è chiamata formula di Lewis. U10 I legami chimici Come avvengono

14 14 Porre l’attenzione sugli elettroni di valenza per interpretare i legami consente, inoltre, di spiegare la somiglianza delle proprietà degli elementi dello stesso gruppo: le loro configurazioni si presentano infatti uguali. U10 I legami chimici Come avvengono

15 15 Nel 1930 Linus Pauling si rese conto che per formare legami chimici è necessaria la presenza nell’atomo di elettroni spaiati, vale a dire di orbitali incompleti. Le sue considerazioni portarono alla formulazione della teoria del legame di valenza (Valence Bond o VB): L’introduzione della meccanica ondulatoria mise in evidenza che la descrizione dei legami chimici come costituiti da coppie di elettroni era possibile soltanto considerando la loro disposizione nei rispettivi orbitali. U10 I legami chimici Come avvengono

16 16 Distinguiamo i legami chimici in primari e secondari. Legami primari e secondari: attrazioni tra atomi o tra molecole U10 I legami chimici Primari e secondari

17 17 I legami primari raggruppano tutte le attrazioni tra atomi che danno origine a loro aggregati; la loro rottura comporta la trasformazione chimica della materia. I legami secondari, invece, riguardano tutte quelle attrazioni tra molecole uguali o diverse. Essi sono fondamentali nel determinare molte proprietà delle sostanze, come lo stato fisico, il punto di fusione, il punto di ebollizione e la densità.. U10 I legami chimici Primari e secondari

18 18 Legami con elettroni condivisi: il legame covalente Il legame covalente è caratterizzato dalla compartecipazione di una o più coppie di elettroni tra atomi vicini all’interno della stessa molecola. U10 I legami chimici Legame covalente

19 19 Legame covalente puro: la rappresentazione di Lewis Consideriamo la formazione di un legame chimico tra due atomi uguali, per esempio la molecola di F 2 : per ogni atomo di fluoro, la rappresentazione di Lewis prevede sette elettroni, distribuiti in tre coppie (o doppietti elettronici) e un elettrone spaiato. U10 I legami chimici Covalente puro

20 20 Quando due atomi di fluoro si avvicinano, l’elettrone spaiato di ciascun atomo interagisce con entrambi i nuclei: ciascun atomo di fluoro viene ad avere attorno al proprio nucleo gli otto elettroni che gli consentono di di raggiungere la massima stabilità. La coppia formata dagli elettroni messi in comune si chiama coppia di legame, fa parte contemporaneamente di entrambi gli atomi e consente loro di raggiungere l’ottetto. La coppia di elettroni, attratta dai nuclei dotati della stessa elettronegatività, si localizza nella zona fra i due nuclei. U10 I legami chimici Covalente puro

21 21 Alternativamente, si può sostituire ciascuna coppia di elettroni con una barretta: Quando due atomi mettono in comune più elettroni ciascuno, si formano legami multipli. Così la rappresentazione di Lewis della molecola di ossigeno (O 2 ) è: U10 I legami chimici Covalente puro

22 22 Nella molecola considerata, sono presenti due coppie di legame. Grazie al doppio legame, nell’ossigeno tutti gli atomi hanno otto elettroni, dato che si possono considerare le coppie di elettroni nel conteggio di entrambi gli atomi. U10 I legami chimici Covalente puro

23 23 Analogamente nella molecola di azoto (N 2 ), ci sono tre coppie di legame. Grazie al triplo legame, nell’azoto tutti gli atomi hanno otto elettroni, dato che letre coppie di elettroni condivise appartengono a entrambi gli atomi. U10 I legami chimici Covalente puro

24 24 I legami presenti nelle molecole che abbiamo considerato si possono spiegare con la presenza di elettroni spaiati negli atomi che li costituiscono, ma gli atomi di molte sostanze sono uniti in modo apparentemente contrastante con quanto afferma il metodo VB. Il diamante, per esempio, è formato esclusivamente da carbonio e la misura delle distanze interatomiche ha consentito di rilevare che ogni atomo è legato ad altri quattro. Anche l’analisi di altri composti del carbonio consente di affermare che esso forma quasi sempre quattro legami. Come sono possibili quattro legami se la sua configurazione elettronica esterna, quella interessata ai legami, è s 2 p 2 ? U10 I legami chimici Covalente puro

25 25 Per il carbonio, tale situazione si realizza promuovendo un elettrone dall’orbitale 2s al 2p z. Gli elettroni spaiati risultano pertanto quattro, il che spiega i quattro legami osservati. Si osservi che in tal modo il carbonio presenta la stessa capacità di legame che era stata evidenziata nella notazione di Lewis. U10 I legami chimici Covalente puro

26 26 Quando due atomi che si legano presentano differente elettronegatività, i loro nuclei esercitano sulla coppia condivisa attrazioni diverse. In tal caso, la nube elettronica, pur appartenendo a entrambi gli atomi, presenta un maggiore addensamento verso l’elemento più elettronegativo. In tal modo un atomo assume una frazione di carica positiva e l’altro una frazione di carica negativa. Per esempio, nel caso dell’acido cloridrico, HCl, il cloro, con elettronegatività (E = 3,0) maggiore di quella dell’idrogeno (E = 2,1), attrae maggiormente la nube elettronica: Tali cariche sono dette cariche parziali e sono rappresentate con i simboli δ+ (“delta più”) e δ- (“delta meno”). Legame covalente polare: le cariche parziali U10 I legami chimici Covalente polare

27 27 Questo legame covalente, che presenta una compartecipazione di elettroni spostati prevalentemente verso l’atomo più elettronegativo, è detto covalente polare. Ricorrendo alle sovrapposizioni tra orbitali (metodo VB), un legame covalente polare si rappresenta ingrossato in corrispondenza dell’atomo più elettronegativo per indicare una densità elettronica più elevata attorno a esso. U10 I legami chimici Covalente polare

28 28 Densità elettronica in un legame covalente puro Densità elettronica in un legame covalente polare U10 I legami chimici Covalente polare

29 29 Non è detto che il legame covalente polare, pur producendo una molecola non uniformemente neutra dal punto di vista elettrico, la renda automaticamente polare. Quando infatti sono presenti più legami con la stessa polarità ma direzione opposta (molecole simmetriche), i loro effetti si annullano: la molecola, pur presentando al suo interno delle cariche, non è nel suo insieme polare. Un esempio tipico di molecola simmetrica è il diossido di carbonio (o anidride carbonica), CO 2. Si deve ricordare infine che legami tra atomi caratterizzati da una piccola differenza di elettronegatività comportano una separazione di cariche così modesta da poterli considerare covalenti puri. U10 I legami chimici Covalente polare

30 30 Quando due atomi stabiliscono un legame covalente puro o un legame covalente polare, ciascuno di essi compartecipa un elettrone e la coppia che si forma viene condivisa tra i due atomi tenendoli uniti. Esiste un terzo tipo di legame covalente, in cui la coppia di elettroni condivisa proviene da uno solo dei due atomi. Legame covalente dativo: coppie donate U10 I legami chimici Covalente dativo

31 31 Il legame dativo si stabilisce spesso tra atomi appartenenti a molecole diverse. Gli atomi che vi partecipano devono avere le seguenti caratteristiche: Accettore Donatore U10 I legami chimici Covalente dativo

32 32 Un esempio di legame covalente dativo è dato lo ione ammonio (NH 4 + ). L’azoto compartecipa la sua coppia disponibile per formare un legame dativo con lo ione H +, che ha il suo unico orbitale vuoto. U10 I legami chimici Covalente dativo

33 33 A volte il legame dativo interessa atomi che fanno parte di una stessa molecola (legame dativo intramolecolare). Il donatore, in questo caso, è spesso un atomo del terzo periodo o successivi. Consideriamo per esempio lo zolfo, che possiede solo due elettroni spaiati e nel triossido di zolfo (SO 3 ) è legato con tre atomi di ossigeno. Lo zolfo e un atomo di ossigeno utilizzano i loro elettroni spaiati per formare un doppio legame. Ciascuno dei due rimanenti atomi di ossigeno accoppia i suoi elettroni spaiati lasciando un orbitale vuoto e si comporta da accettore usufruendo di un doppietto di elettroni dello zolfo. In questo modo, tutti e quattro gli atomi completano l’ottetto. U10 I legami chimici Covalente dativo

34 34 Il legame dativo intramolecolare trova la seguente spiegazione nel metodo VB. Gli elementi dal terzo periodo in poi possono promuovere i loro elettroni in orbitali d vuoti. Lo zolfo, nel caso visto, passa a una configurazione 3s 1 3p 3 3d 2, disponendo così di sei elettroni spaiati. In questo modo, lo zolfo è in grado di formare ben sei legami, ossia un legame doppio con ciascuno dei tre atomi di ossigeno. U10 I legami chimici Covalente dativo

35 35 Abbiamo visto che, nel caso di un legame tra due atomi caratterizzati da diversa elettronegatività, la coppia di legame è localizzata per più tempo sull’atomo più elettronegativo, conferendogli una carica parziale negativa. Quando la differenza di elettronegatività (ΔE) è maggiore di 1,7, l’atomo più elettronegativo ‘strappa’ definitivamente uno o più elettroni all’atomo meno elettronegativo. Legame ionico: alta differenza di elettronegatività U10 I legami chimici Legame ionico

36 36 Se per esempio si fa reagire, con le necessarie precauzioni, del sodio con del cloro, si produce una reazione violenta e istantanea e si forma un composto solido. Che cosa è successo? L’elettronegatività del cloro (E Cl = 3,0) è molto più alta di quella del sodio (E Na = 0,9); la differenza di elettronegatività fra di loro è dunque ΔE = 3,0 – 0,9 = 2,1 > 1,7. U10 I legami chimici Legame ionico

37 37 Il cloro è quindi in grado di acquisire un elettrone del sodio, diventando così ione negativo con otto elettroni nel livello esterno. Il sodio perde l’unico elettrone del terzo livello trasformandosi in ione positivo. Entrambi gli atomi raggiungono in tal modo la configurazione elettronica di un gas nobile, rispettivamente quella dell’argon e quella del neon, trovandosi pertanto in una situazione di particolare stabilità. D’altra parte i due ioni Cl - e Na +, avendo carica opposta, si attraggono e restano uniti grazie alla forza di attrazione di tipo elettrostatico. U10 I legami chimici Legame ionico

38 38 U10 I legami chimici Legame ionico + -

39 39 Un atomo è in grado di cedere (o di acquistare) anche più di un elettrone. Tra calcio e cloro, per esempio, il legame si instaura con perdita di due elettroni da parte del calcio, che si trasforma così nello ione Ca 2+ ; i due elettroni persi dal calcio vengono acquistati da due atomi di cloro (dato che ogni atomo di cloro per completare l’ottetto ha bisogno di un solo elettrone) che divengono ioni Cl -. U10 I legami chimici Legame ionico

40 40 È opportuno sottolineare la differenza fondamentale esistente tra il legame ionico e quello covalente. Nei legami covalenti esiste infatti un vincolo diretto tra un atomo e l’altro, rappresentato nelle formule di Lewis dalla coppia di elettroni o, nel metodo VB, dalla sovrapposizione degli orbitali. Ciò non si verifica invece nel legame ionico, dove cationi e anioni sono indipendenti l’uno dall’altro e sono uniti soltanto dall’attrazione elettrostatica. U10 I legami chimici Legame ionico

41 41 U10 I legami chimici Il legame covalente puro e il legame ionico rappresentano comunque solo casi estremi. La maggior parte dei legami è invece di tipo covalente polare, perché deriva da situazioni intermedie che sono le più comuni da rilevare. Legame ionico

42 42 I metalli costituiscono la maggioranza degli elementi della tavola periodica e le loro caratteristiche, quali la buona conducibilità elettrica e termica, la duttilità e la malleabilità, sono tutte strettamente collegate con la natura del legame che ne tiene uniti gli atomi. Legame metallico: elettroni liberi U10 I legami chimici Legame metallico

43 43 La consistenza e la modificabilità della struttura di un pezzo di metallo indica che gli atomi sono uniti gli uni agli altri mediante forti vincoli. Questi potrebbero far pensare a legami covalenti, ma il numero di elettroni spaiati negli atomi dei metalli non è sufficiente a consentire il completamento dell’ottetto mediante questo tipo di legame. D’altra parte, non è neanche possibile pensare a un legame ionico, perché si tratta di atomi uguali con la stessa elettronegatività. U10 I legami chimici Legame metallico

44 44 Tra gli atomi dei metalli esiste un legame completamente diverso, che viene chiamato legame metallico. U10 I legami chimici Legame metallico

45 45 Per utilizzare una descrizione molto efficace, si può pensare a un “gas elettronico” o “mare di elettroni”, che avvolge fortemente gli ioni positivi metallici e li vincola in posizioni ben definite, dando origine a un aggregato cristallino di tipo metallico. Da un punto di vista qualitativo, il legame metallico presenta somiglianze con il legame covalente per la sovrapposizione degli orbitali e con quello ionico per la presenza di ioni positivi, ma ha anche una sua forte identità caratterizzata dalla mobilità degli elettroni liberi. U10 I legami chimici Legame metallico

46 46 Legami chimici secondari: attrazioni tra molecole Se i legami chimici possibili fossero soltanto quelli visti finora, le molecole non sarebbero soggette a interazioni reciproche e rimarrebbero indipendenti le une dalle altre. Tutte le sostanze dovrebbero allora presentarsi allo stato aeriforme, ma l’esistenza di solidi e liquidi consente di affermare che esistono legami capaci di tenere unite le molecole tra loro. U10 I legami chimici Legami secondari polari

47 47 Legami secondari tra molecole polari: dipoli permanenti Quando all’interno di una molecola vi sono legami covalenti polari e la loro disposizione è tale da generare una distribuzione non omogenea delle cariche, la molecola nel suo insieme si dice polare e può venire convenientemente rappresentata come un dipòlo elettrico. Le molecole polari sono vincolate le une alle altre mediante attrazioni di tipo elettrostatico note con il nome di forze dipolo-dipolo. Ne sono un esempio le interazioni tra le molecole di acido cloridrico; questo vale anche per il diossido di zolfo (SO 2 ) e molti composti organici, come il clururo di metile (CH 3 Cl). U10 I legami chimici Legami secondari polari

48 48 Un caso particolare di legame dipolo- dipolo è il legame idrogeno, detto anche ponte di idrogeno, che si stabilisce tra molecole in cui sia presente l’idrogeno legato a elementi molto elettronegativi del secondo periodo (F, O, N). U10 I legami chimici Legami secondari polari

49 49 Il legame idrogeno è responsabile di molte proprietà dell’acqua, quali la minor densità del ghiaccio rispetto all’acqua liquida e l’elevato punto di ebollizione. Il ghiaccio ha una struttura reticolare ordinata di tipo tetraedrico,in cui la distanza fra le molecole è regolata dallapresenza dei legami idrogeno. Quando il ghiaccio fonde, passa dalla struttura solida ordinata a quella liquida disordinata, nella quale tra le molecole d’acqua, si stabilisce un numero molto più basso di ponti idrogeno, cosicché esse sono più libere di disporsi in modo compatto, vale a dire occupando minor volume. Di conseguenza, la densità dell’acqua a 0 °C e alla pressione di 1 atm è maggiore di quella del ghiaccio e raggiunge il suo valore massimo a 4 °C. U10 I legami chimici Legami secondari polari

50 50 I dipòli possono instaurare interazioni secondarie anche con gli ioni. Si parla in questo caso di legame ione- dipolo. Un esempio ne è l’interazione tra Na + e H 2 O, nella quale la molecola polare orienta verso lo ione la parte avente carica parziale di segno opposto U10 I legami chimici Legami secondari polari

51 51 Infine, un dipòlo è in grado di indurre una separazione di cariche in una molecola neutra adiacente. In questo caso, si instaura una debole interazione chiamata legame dipolo-dipolo indotto, che permette una seppur piccola solubilità in H 2 O dello iodio e dell’ossigeno. U10 I legami chimici Legami secondari polari dipolo permanente dipolo indotto

52 52 Legami secondari tra molecole apolari: cariche istantanee Lo studio delle molecole neutre mise in evidenza che esistevano tra esse delle deboli forze di attrazione. La distribuzione degli elettroni in un atomo o in una molecola non è sempre simmetrica: istante per istante essi si possono concentrare in una zona, conferendole una carica parziale negativa e provocando una parziale carica positiva nella parte opposta. Si forma così un dipolo istantaneo, che induce spostamenti della nube elettronica nelle molecole circostanti, trasformandole in dipoli indotti. Tra i dipoli così formatisi si instaurano forze Attrattive, di debole entità, in continua variazione. U10 I legami chimici Molecole apolari dipolo istantaneo dipolo indotto

53 53 Le forze di London, pur interessando contemporaneamente molte molecole, sono le più deboli tra tutte le forze di Van der Waals. Queste forze aumentano all’aumentare delle dimensioni delle molecole, in relazione al fatto che aumenta il numero di elettroni che possono essere perturbati per formare dipoli indotti. E’ per questo che il punto di ebollizione del neon è molto più basso di quello dello xeno. U10 I legami chimici Molecole apolari

54 54 VSEPR: repulsione tra coppie elettroniche Le caratteristiche di molte molecole inorganiche e organiche, quali il punto di fusione e di ebollizione, la solubilità, l’odore e il sapore, sono riconducibili alla loro geometria molecolare. Un eccellente strumento teorico per determinare la forma delle molecole poliatomiche è il metodo VSEPR (dall’inglese Valence Shell Electron Pair Repulsion, «repulsione delle coppie elettroniche del livello di valenza»), elaborato nel 1957 da R. J. Gillespie e R. S. Nyholm. Struttura U10 I legami chimici

55 55 Il metodo VSEPR, che può essere considerato uno sviluppo delle idee di Lewis, consente di prevedere in modo sorprendentemente preciso la struttura delle molecole. Poiché il moto degli elettroni è difficilmente definibile, per rappresentare in modo abbastanza realistico una coppia elettronica la si può raffigurare come una ‘nube’ di carica negativa. Ciascuna nube definisce uno spazio che non è disponibile per altre coppie elettroniche. Essa tende anzi a respingerle in virtù del fatto che le loro cariche sono dello stesso segno (negativo). Struttura -- U10 I legami chimici

56 56 Un semplice modello di tale situazione si può ottenere facilmente sostituendo le nubi delle coppie elettroniche con dei palloncini: le posizioni reciproche che essi assumono naturalmente dipendono dal loro numero e fanno sì che essi vengano a trovarsi alla massima distanza possibile l’uno dall’altro, come mostra la sequenza seguente. Struttura U10 I legami chimici

57 57 La repulsione interessa anche eventuali coppie elettroniche del livello di valenza non impegnate in legami. Rispetto alle coppie di legame, vincolate tra due atomi, le coppie solitarie, ovvero di non legame, occupano più spazio e causano repulsioni più intense. In base a quanto detto: È importante sottolineare infine che nel modello VSEPR le coppie di un doppio legame, così come quelle di uno triplo, sono considerate come un unico centro di repulsione. Struttura U10 I legami chimici

58 58 Per determinare la struttura di un composto è opportuno procedere nel modo seguente: 1. scrivere la formula di Lewis degli atomi del composto considerato; 2. contare quante coppie di elettroni sono presenti attorno all’atomo centrale, distinguendo le coppie di legame da quelle libere e considerando un legame multiplo come un unico centro di repulsione; C H H H H C H H H H Struttura U10 I legami chimici

59 59 3. ricercare nella Tabella quale disposizione elettronica porta alla massima distanza le coppie che sono state individuate, vale a dire rende minima la loro repulsione reciproca. Struttura U10 I legami chimici

60 60 Struttura U10 I legami chimici

61 61 In un legame covalente polare gli elettroni messi in comune vengono attratti maggiormente dall’atomo più elettronegativo. Esso assume perciò una carica parziale negativa, mentre quello meno elettronegativo risulta parzialmente positivo. La presenza in una molecola di un legame covalente polare comporta pertanto una distribuzione non omogenea delle cariche al suo interno. Polarità delle molecole: l’importanza della struttura Struttura U10 I legami chimici

62 62 Indicando con δ- la frazione di carica elettrica negativa dovuta all’addensamento degli elettroni di legame da una parte della molecola, e con δ+ l’uguale frazione di carica positiva localizzata dalla parte opposta, l’intensità del momento dipolare è data dal prodotto della carica δ per la distanza d tra i centri delle due cariche. Struttura U10 I legami chimici

63 63 Osserviamo che, per definizione, il verso del momento dipolare dovrebbe essere dal centro delle cariche negative al centro di quelle positive; in chimica tuttavia, per convenzione, si preferisce utilizzare il verso opposto, che risulta più intuitivo essendo orientato verso l’atomo più elettronegativo, quello cioè che attira con più forza gli elettroni. In base a quanto detto, risulta chiaro che: Ogni molecola biatomica con legame covalente polare è polare, poiché possiede un momento dipolare non nullo. Struttura U10 I legami chimici

64 64 Nelle molecole che contengono più di due atomi possono essere presenti contemporaneamente più legami covalenti polari. Il momento dipolare risultante della molecola è allora dato dalla somma vettoriale dei momenti dipolari dovuti a ciascuno dei legami e delle coppie solitarie. Per determinarlo, è quindi necessario considerare la disposizione spaziale dei diversi atomi e la presenza di coppie elettroniche non condivise. In pratica, per stabilire se una molecola è polare è sufficiente verificare dove sono localizzate le cariche in essa presenti: Struttura U10 I legami chimici

65 65 Nell’acqua, per esempio, la struttura angolata fa sì che il centro della carica negativa parziale si localizzi sull’atomo di ossigeno e quello della carica positiva in un punto equidistante tra gli atomi di idrogeno. Inoltre, le due coppie solitarie danno contributi di carica negativa che si sommano a quelli dei legami. Il risultato è una molecola con una marcata polarità. Lo stesso succede nell’ammoniaca, nella quale gli effetti della polarizzazione dei legami e della coppia solitaria si sommano conferendo elevata polarità alla molecola. Struttura U10 I legami chimici

66 66 La presenza di legami covalenti polari non è sufficiente a rendere polare una molecola. Alcune molecole infatti, come CO 2, CCl 4 e altre, sebbene siano caratterizzate da legami covalenti polari, non sono polari. Tutte queste molecole hanno una configurazione simmetrica, ossia hanno il centro delle cariche negative che coincide con quello delle cariche positive. In una tale situazione il momento dipolare risultante della molecola è nullo. Questa, in effetti, è una regola generale e si può considerare che: Struttura U10 I legami chimici


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