© Paolo Pistarà © Istituto Italiano Edizioni Atlas CAPITOLO 1.Legami chimiciLegami chimici 2.I...

© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas

CAPITOLO

1. Legami chimici

2. I simboli di Lewis

3. Il legame covalente

4. Il legame covalente polare

5. L’elettronegatività

6. Caratteristiche del legame covalente

7. Il legame covalente dativo

8. Eccezioni alla regola dell’ottetto

9. Strutture di risonanza

10. Il legame ionico e i composti ionici

11. Gli ioni poliatomici

12. Il legame metallico

8

1

Indice


Le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola sono dette legami chimici.

2

CAPITOLO 8. I LEGAMI CHIMICI1

Esistono tre classi di legami chimici:

Legami chimici

il legame covalente

il legame ionico

il legame metallico

© Paolo Pistarà© Istituto Italiano Edizioni Atlas 3

2 I simboli di Lewis

Con il nome di simboli di Lewis s’intende il simbolo dell’elemento circondato in modo simmetrico dagli elettroni di valenza.

CAPITOLO 8. I LEGAMI CHIMICI

Il numero di elettroni di valenza di un atomo è uguale al numero del gruppo a cui l’elemento appartiene.


Un legame covalente consiste di una coppia di elettroni messi in comune tra due atomi.

4

3 Il legame covalente CAPITOLO 8. I LEGAMI CHIMICI

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.

H + H H H


Ogni atomo, quando forma legami chimici con altri atomi, assume una configurazione ad otto elettroni nel livello di valenza. Fa eccezione l’idrogeno.

5


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



In alcune molecole, come C2H4, O2, N2 per raggiungere la configurazione ad ottetto gli atomi devono condividere due o tre coppie di elettroni (legami multipli).

Due atomi di azoto, ciascuno con cinque elettroni nel livello esterno, quando formano la molecola N2, mettono in comune tre elettroni ciascuno; pertanto ogni atomo raggiunge la configurazione ad ottetto.

Nella molecola N2 si ha un triplo legame tra due atomi.

N + N N N N Ξ N


4 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 − Clδ+ δ−

il cloro assume una lieve carica negativa () mentre l’idrogeno una lieve carica positiva (+).

Il legame in H Cl è “covalente polare”.


5 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

H2,1

Li1,0

Na0,9

K0,8

Rb0,8

Cs0,7

Be1,5

Mg1,2

Ca1,0

Sr1,0

Ba0,9

B2,0

Al1,5

Ga1,6

In1,7

Tl1,8

C2,5

Si1,8

Ge1,8

Sn1,8

Pb1,8

N3,0

P2,1

As2,0

Sb1,9

Bi1,9

O3,5

S2,5

Sc2,4

Te2,1

Po2,0

F4,0

Cl3,0

Br2,9

I2,5

At2,2

He-

Ne-

Ar-

Kr-

Xe-

Rn-

ELETTRONEGATIVITÀ degli elementi dei gruppi principali


6 Caratteristiche del legame covalente

La lunghezza di legame e l’energia di legame sono i due parametri che caratterizzano i legami covalenti.

La distanza tra i nuclei di due atomi legati con un legame covalente è chiamata lunghezza di legame.


LegameMolecola

H – H

Cl – Cl

O = O

N Ξ N

O – H

C – H

C – C

C = C

C Ξ C

N – H

Lunghezza di legame (pm)

74

200

121

110

96

107

154

133

120

101

H2

Cl2

O2

N2

H2O

CH4

C2H6

C2H4

C2H2

NH3

Esempi di lunghezze medie di legame

Modello della molecola del butano C4H10 Lunghezza di ogni legame C – C 154 pm.


6 Caratteristiche del legame covalente

La quantità di energia necessaria per rompere un legame chimico tra due atomi di una molecola allo stato gassoso è chiamata energia di legame.

L’energia di legame si misura in kJ/mol.


LegameMolecola

H – H

Cl – Cl

I – I

H – Cl

C – H

C – C

C = C

C Ξ C

O – H

N Ξ N

O = O

N = O

N – H

Energia inkJ/mol

436

242

151

431

413

346

602

835

463

945

498

631

391

H2

Cl2

I2

HCl

CH4

C2H6

C2H4

C2H2

H2O

N2

O2

NO

NH3

Esempi di energie di legame

H H + 436 kJ/mol H + H


7 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


7 Il legame covalente dativo

Il legame covalente dativo che porta alla formazione di uno ione positivo prende il nome di legame di coordinazione.


ammoniaca

H

H

H – N + H+

H

H

H – N H

+

ione ammonio


8 Eccezioni alla regola dell’ottetto

Le formule di Lewis di alcuni composti hanno l’atomo centrale che sfugge alla regola dell’ottetto.


Visualizzazione grafica della struttura delle molecole di PCI5 e di BCI3, composti che sfuggono alla regola dell’ottetto.


9 Strutture di risonanza

In alcuni casi la struttura di Lewis non descrive adeguatamente le proprietà di una molecola.


Ciò si verifica quando una molecola presenta un legame doppio e un legame semplice come in SO2.

S

O O

In effetti, in questa molecola i due tipi di legame presentano la stessa lunghezza, per cui si deve pensare che la struttura vera di SO2 risulta dalla combinazione di due strutture di Lewis, chiamate “strutture di risonanza”.

S

O O

S

O O


10 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.

Tra cariche di segno opposto si crea un’attrazione elettrostatica, per cui gli ioni Na+ e Cl si attraggono.

Na + Cl

[ Na + Cl ]

Na+ Cl−

Le coppie ioniche Na+Cl costituiscono il cloruro di sodio, un solido cristallino tridimensionale.

Cl−

Na+

Cl− Na+



Tutte le sostanze ioniche allo stato solido non esistono come molecole individuali.


In genere formano composti ionici i metalli dei gruppi 1A e 2A con gli alogeni o con i non metalli del gruppo 6A.

I composti ionici sono sostanze solide cristalline che presentano elevate temperature di fusione per le notevoli forze di attrazione tra le cariche ioniche.

Un’altra proprietà dei composti ionici è quella di condurre l’elettricità quando si trovano allo stato fuso o in soluzione.

Connettendo due elettrodi, immersi nella soluzione, con i poli di una batteria, gli ioni positivi si muovono verso l’elettrodo negativo e gli ioni negativi verso l’elettrodo positivo. Il movimento degli ioni costituisce un passaggio di corrente elettrica che è rilevata dall’accensione della lampadina.



Le sostanze che, disciolte in acqua o allo stato fuso, conducono la corrente elettrica sono dette elettroliti.


Il solfato rameico in soluzione acquosa conduce la corrente elettrica.



Le sostanze che non conducono la corrente elettrica sono dette non elettroliti.


Il glucosio, un composto covalente, non conduce l’elettricità né allo stato solido né in soluzione acquosa.


11 Gli ioni poliatomici

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− −


12 Il legame metallico

Viene definito legame metallico l’attrazione tra gli ioni positivi del metallo e gli elettroni mobili che li circondano.


Questo modello dà una spiegazione delle proprietà caratteristiche dei metalli:

la conducibilità elettrica, perché in presenza di un campo elettrico gli elettroni possono spostarsi verso il polo positivo del metallo;

la malleabilità e la duttilità, che esprimono la capacità degli ioni di scorrere gli uni sugli altri sotto l’azione di una forza.

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