I legami chimici La maggior parte delle sostanze chimiche sono costituite da atomi combinati tra loro. Gli atomi si uniscono attraverso la formazione di legami chimici. legami chimici: forze attrattive di tipo elettrostatico che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei composti ionici

Un legame chimico si forma se l’energia degli atomi uniti insieme è inferiore all’energia degli atomi isolati. Gli elettroni di legame tendono ad avvicinare i nuclei, mentre i nuclei tendono a respingersi. A grandi distanze gli atomi non possono interagire, se sono troppo vicini la repulsione (gli atomi che si respingono) causata dai nuclei positivi causa un aumento di energia.

A una certa distanza si instaura un equilibrio tra la forza di attrazione nucleo-elettrone e quella di repulsione nucleo-nucleo

Lunghezza (o distanza) di legame: distanza tra due nuclei legati (si misura in pm; 1pm = 10–12m) Energia di legame: energia liberata da una mole di sostanza, durante la formazione del legame (o energia necessaria per rompere il legame che unisce gli atomi) A una certa distanza si instaura un equilibrio tra la forza di attrazione nucleo-elettrone e quella di repulsione nucleo-nucleo. L’energia di legame si misura in kJ/mol.

Simbologia di Lewis Livello di valenza (o strato di valenza): livello occupato con il più alto valore di n (numero quantico principale). Elettroni di valenza: elettroni del livello di valenza (praticamente, quelli più esterni). La configurazione elettronica di valenza di un elemento può essere rappresentata attraverso i simboli di Lewis. Il simbolo di Lewis si ottiene scrivendo il simbolo chimico dell’elemento, circondato da punti che rappresentano gli elettroni di valenza dell’atomo. Esempio: il litio, con un elettrone di valenza nel suo sottolivello 2s, ha il simbolo di Lewis: Gli elettroni accoppiati sono detti doppietti e quelli singoli sono chiamati singoletti.

I simboli di Lewis possono essere utilizzati solo per gli elementi dei gruppi principali. Gli elementi rappresentativi o elementi dei gruppi principali venivano indicati in passato con numeri romani, da I a VIII; spesso, sono contrassegnati come Gruppo A (per distinguerli dal Gruppo B dei metalli di transizione). Sulla tavola periodica, insieme a questa convenzione, tuttora molto utilizzata, c’è anche la numerazione IUPAC, che indica i gruppi con numeri arabi, da 1 a 18. Tutti gli elementi del Gruppo I hanno un simbolo di Lewis simile, perché ognuno di essi ha un solo elettrone di valenza, idem per gli elementi del II Gruppo ecc.. Nella simbologia di Lewis, si distinguono elettroni singoli chiamati elettroni spaiati o singoletti (1 puntino) ed elettroni accoppiati (2 puntini vicini) chiamati doppietti (elettronici) All’interno di ciascun gruppo, gli elementi dei vari periodi hanno gli stessi simboli di Lewis, fatta eccezione, naturalmente, per il simbolo chimico. Se un atomo possiede più di quattro elettroni di valenza, gli elettroni successivi si appaiano con gli altri (v. azoto e ossigeno, ecc). Possiamo osservare che, per gli elementi rappresentativi, il numero del gruppo è uguale al numero degli elettroni di valenza.

La configurazione stabile a bassa energia e la regola dell’ottetto I gas nobili (VIII gruppo) in passato venivano chiamati gas inerti, per la loro bassa reattività chimica. Questa è dovuta alla loro particolare configurazione elettronica esterna (8 elettroni esterni, s2p6) che li rende stabili. L’elio ha due elettroni nel livello più esterno, ma è comunque completo, in quanto il primo guscio può contenere al massimo due elettroni. La configurazione con otto elettroni nel guscio di valenza è chiamata configurazione a ottetto.

Gli atomi che non hanno otto elettroni nel livello (guscio) più esterno sono instabili Secondo la regola dell’ottetto gli atomi si legano con altri atomi per raggiungere la configurazione elettronica esterna uguale a quella del gas nobile più vicino. Un atomo raggiunge la configurazione a ottetto del gas nobile più vicino cedendo, acquistando o condividendo elettroni.

►NOTA BENE!! La regola dell’ottetto, nel caso dei composti ionici, funziona bene solo per i cationi metallici dei gruppi I e II, dal terzo periodo in poi, e per gli anioni dei non-metalli (es. alogeni, VII gruppo, fluoro, cloro.., ma anche azoto, ossigeno, zolfo). 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. Ione H-, ione idruro: quando reagisce con alcuni metalli, l’idrogeno è più elettronegativo di loro e quindi si comporta da anione (acquistando un elettrone); questi composti ionici, chiamati idruri, sono rari in natura. Si riconoscono, perché nella formula l’ordine è Metallo-idrogeno. Quindi, a differenza degli acidi inorganici, ( es. HCl acido cloridrico), l’idrogeno compare scritto per ultimo.

Esistono tre tipi di legame: ionico, covalente e metallico. Un atomo raggiunge la configurazione a ottetto del gas nobile più vicino cedendo, acquistando o condividendo elettroni. Il modo con cui l’atomo raggiunge l’ottetto determina il tipo di legame chimico che l’elemento forma. Esistono tre tipi di legame: ionico, covalente e metallico. LEGAME IONICO Gli atomi possono raggiungere la configurazione a ottetto trasferendo elettroni dall’elemento meno elettronegativo a quello più elettronegativo. L’atomo che acquista elettroni diventa un anione, mentre quello che cede elettroni si trasforma in un catione.

Il legame ionico

Legame ionico: forza di attrazione elettrostatica che si instaura tra anioni e cationi e determina la formazione di composti ionici: ioni di carica opposta che si attraggono reciprocamente e non molecole In un composto ionico gli ioni formano un reticolo cristallino. La forma dei cristalli dipende dalla carica e dalla dimensione degli ioni La formula di un composto ionico non indica la formula della molecola, ma il rapporto tra gli ioni nel reticolo cristallino.

Il legame covalente omopolare (o apolare o puro) Il trasferimento di elettroni da un atomo a un altro non può avvenire se gli atomi hanno elettronegatività simile. Il raggiungimento dell’ottetto può avvenire attraverso la condivisione di coppie di elettroni.

Il legame covalente eteropolare (o polare) Le molecole in cui è presente un legame covalente eteropolare sono elettricamente neutre, ma è presente una parziale separazione tra le cariche e si forma un dipolo. Dipolo sistema costituito da due poli di carica uguale, ma di segno opposto, alle due estremità del legame In basso, esempio di legame covalente polare in HCl e covalente omopolare in Cl2 Un dipolo si può immaginare come una calamita (magnete) dove sono separati i due poli positivo e negativo (come Nord e Sud nella bussola)

Il legame covalente dativo Nel legame covalente dativo un atomo che ha già raggiunto l’ottetto, può condividere un suo doppietto elettronico non impegnato in legami con un altro atomo che ha bisogno di due elettroni per raggiungere l’ottetto.

Un atomo può formare tanti legami covalenti dativi quanti sono i doppietti elettronici liberi.

Il legame metallico Le proprietà dei metalli quali la conducibilità, la duttilità e la malleabilità, vengono spiegate tramite il legame metallico. Un corpo metallico è costituito da un aggregato geometricamente ordinato di cationi immersi in una nube di elettroni che si distribuisce in tutto il corpo. Gli atomi dei metalli cedono i loro elettroni di valenza, formano cationi e raggiungono l’ottetto. Gli elettroni si spostano facilmente da un atomo a un altro. Da questo dipendono le proprietà dei metalli, come conducibilità, malleabilità e duttilità.