7 CAPITOLO I legami chimici Indice 1 Legami chimici e simboli di Lewis Il legame covalente I legami multipli Il legame covalente polare L’elettronegatività Il legame covalente dativo Il legame ionico e i composti ionici Gli ioni poliatomici Geometria delle molecole: la teoria VSEPR Le forze intermolecolari 1

Legami chimici e simboli di Lewis 1 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Legami chimici e simboli di Lewis Le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola sono dette legami chimici. Sono gli elettroni del livello più esterno di un atomo che partecipano al legame (elettroni di valenza). 2

Legami chimici e simboli di Lewis 1 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Legami chimici e simboli di Lewis Con il nome di simboli di Lewis s’intende il simbolo dell’elemento circondato in modo simmetrico dagli elettroni di valenza. Il numero di elettroni di valenza di un atomo è uguale al numero del gruppo a cui l’elemento appartiene. 3

H + H  H H  H − H CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI 2 Il legame covalente Un legame covalente consiste di una coppia di elettroni messi in comune tra due atomi. H + H  H H  In modo più pratico la coppia di elettroni di legame è rappresentata da un trattino che unisce i due atomi: H − H In presenza del legame covalente esistono forze di attrazione e di repulsione che si bilanciano. 4

CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Il legame covalente 2 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Il legame covalente Ogni atomo, quando forma legami chimici con altri atomi, assume una configurazione ad otto elettroni nel livello di valenza. Fa eccezione l’idrogeno. I due elettroni di legame vengono contati sia per il primo che per il secondo atomo di fluoro, per cui ciascun atomo arriva a otto elettroni. MOLECOLA DI FLUORO 5

N + N  N N  N Ξ N CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI 3 I legami multipli La molecola dell’etilene (o etene), C2H4, presenta un doppio legame carbonio-carbonio, come è mostrato dalla seguente struttura di Lewis: Nella molecola N2 si ha un triplo legame tra due atomi. N + N  N N  N Ξ N  Nella molecola N2 ciascun atomo mette in comune tre elettroni. Ogni atomo raggiunge la configurazione ad ottetto. 6

Il legame covalente polare 4 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Il legame covalente polare Un legame covalente è detto covalente polare quando il doppietto elettronico non è equamente condiviso: un elemento presenta una maggiore forza di attrazione per gli elettroni e l’altro elemento una minore forza. Nella molecola H − Cl δ+ δ− il cloro assume una lieve carica negativa () mentre l’idrogeno una lieve carica positiva (+). Il legame in H  Cl è “covalente polare”. 7

CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI L’elettronegatività 5 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI L’elettronegatività L’elettronegatività (EN) è la misura della capacità di un atomo, in una molecola, di attrarre verso di sé gli elettroni condivisi di un legame covalente. Nella tavola periodica gli elementi più elettronegativi si trovano in alto a destra, e quelli meno elettronegativi in basso a sinistra. Periodo 1 2 3 4 5 6 Gruppo 1 A 2 A 3 A 4 A 5 A 6 A 7 A 8 A H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb Cs 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 Ca Sr Ba B 2,0 Al Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8 C 2,5 Si Ge Sn Pb N 3,0 P As Sb 1,9 Bi O 3,5 S Sc 2,4 Te Po F 4,0 Cl Br 2,9 I At 2,2 He - Ne Ar Kr Xe Rn ELETTRONEGATIVITÀ degli elementi dei gruppi principali 8

Il legame covalente dativo 6 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Il legame covalente dativo Quando in un legame covalente il doppietto elettronico condiviso è fornito da un solo atomo il legame è detto legame covalente dativo. Il legame covalente dativo è rappresentato con una freccia che parte dall’atomo che fornisce il doppietto elettronico. O   H – O – N = O MOLECOLA DELL’ACIDO NITRICO Poiché il legame covalente dativo corrisponde ad un doppietto elettronico, la formula dell’acido nitrico risulta meglio rappresentata dalla seguente struttura: O H – O – N = O – 9

Il legame ionico e i composti ionici 7 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Il legame ionico e i composti ionici Si definisce legame ionico l’attrazione tra ioni aventi carica opposta. Adottando la simbologia di Lewis, nella reazione tra un atomo di sodio e un atomo di cloro si verifica il trasferimento di un elettrone dal sodio al cloro. Na + Cl  [ Na  + Cl ] Na+ Cl− Tra cariche di segno opposto si crea un’attrazione elettrostatica, per cui gli ioni Na+ e Cl si attraggono. Le coppie ioniche Na+Cl costituiscono il cloruro di sodio, un solido cristallino tridimensionale. Cl− Na+ Cl− Na+ 10

O – C – O O CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI 8 Gli ioni poliatomici − 2− Due o più atomi legati tra loro con legami covalenti possono mostrare complessivamente carica positiva o negativa. Questo gruppo di atomi costituisce uno ione poliatomico perché possiede carica elettrica. O O – C – O  − 2− IONE CARBONATO CO3− − 11

Geometria delle molecole: la teoria VSEPR 9 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Geometria delle molecole: la teoria VSEPR La teoria VSEPR si basa sull’idea che: nella struttura di una molecola, gli elettroni di legame e le coppie di elettroni liberi si dispongono, per repulsione, attorno all’atomo centrale alla massima distanza possibile tra loro. La molecola del metano risulta tridimensionale, e i legami si trovano alla massima distanza quando formano angoli 109,5°, cioè sono disposti secondo un tetraedro. Geometria tetraedrica del metano. tetraedrica (angolo di 109,5°) Modello della molecola del metano. 12

Le forze intermolecolari 10 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Le forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono le forze di attrazione che si verificano tra le molecole. Le forze intermolecolari possono essere distinte in: Forze dipòlo-dipòlo Le molecole polari di HCl liquido si dispongono in modo che le estremità positive siano attratte da quelle negative. Queste forze sono tanto più elevate quanto maggiore è la polarità delle molecole. 13

Le forze intermolecolari 10 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Le forze intermolecolari Forze di London due atomi o molecole non polari dipòlo temporaneo Sono dette forze di London le deboli forze di attrazione intermolecolari che si creano tra dipòli temporanei molto vicini tra loro. 14

Le forze intermolecolari 10 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Le forze intermolecolari Legame a idrogeno Temperatura di ebollizione dei composti idrogenati (idruri) degli elementi dei gruppi 4A, 5A, 6A e 7A Il grafico mostra che la temperatura di ebollizione dei composti idrogenati (idruri) degli elementi dei gruppi 4A, 5A, 6A, e 7A si abbassa con il diminuire della massa molecolare. Tre composti, acqua, ammoniaca e fluoruro di idrogeno, si discostano in maniera notevole da questo comportamento perché presentano legami a idrogeno. 15

Le forze intermolecolari 10 CAPITOLO 7. I LEGAMI CHIMICI Le forze intermolecolari Il legame a idrogeno è l’attrazione tra un atomo di idrogeno, con una parziale carica negativa, e una coppia di elettroni di atomi piccoli e di elevata elettronegatività (F, O, N).  H δ+ δ− – O H Il legame a idrogeno nell’acqua. L’idrogeno agisce da “ponte” tra due atomi di ossigeno; il legame a idrogeno è rappresentato con un tratteggio, quello covalente con una linea continua. Il legame a idrogeno risulta importante in campo biologico perché gioca un ruolo fondamentale nel determinare la struttura delle proteine. 16