1 . Generalità - IanuaAPPUNTI DI CHIMICA Legami Prof.ssa Patrizia Moscatelli Liceo Scientifico Statale Vito Volterra Pagina 5 di 16 4 .1 Legame covalente Nel legame covalente due

APPUNTI DI CHIMICA Legami

Prof.ssa Patrizia Moscatelli Liceo Scientifico Statale Vito Volterra Pagina 1 di 16

1 . Generalità

Specie chimiche isolate hanno una loro energia; più questa energia è bassa e più un

elemento si definisce stabile.

Due elementi che interagiscono e si por-

tano a livelli energetici più bassi, forma-

no una nuova specie chimica detta mo-lecola; la forza attrattiva che li tiene

aggregati è definita legame.

Come si formano i legami

Gli elementi si devono innanzitutto avvi-cinare. Man mano che diminuisce la di-

stanza tra i nuclei, aumenta la repulsione

tra que-sti in quanto hanno cariche di stesso segno.

Gli elettroni interposti tra il primo ed il se-condo elemento d’altro canto, risentono

invece delle forza attrattive dei due nuclei.

Nel momento in cui le forze di attrazione e

repulsione si bilanciano, si forma il legame e le specie chimiche si stabilizzano, elimi-

nando energia.

Tale distanza chiaramente non ha un valore

costante, ma varia in funzione del volume atomico della specie e degli elementi che

entrano in reazione ed è chiamata distanza

di legame. Più energia viene eliminata e più il legame

sarà forte. Per rompere il legame sarà ne-

cessario fornire una quantità di energia det-ta energia di legame (kJ/mol) pari a quella liberata.



2 . Classificazione dei legami

3 . Teorie sul legame chimico

Già nella seconda metà dell’Ottocento erano state elaborate

delle teorie di legame: una delle più accreditate era quella del-

la valenza di Edward Frankland (1825-99). Con la scoperta degli elettroni nel 1897 e dei raggi X, le teorie sul legame

chimico si modificarono. In particolare, fu presto chiaro che gli

elettroni erano coinvolti nel meccanismo di formazione del le-

game e che ogni elemento della tavola periodica aveva un e-lettrone in più rispetto al precedente.

Nel 1904 Richard Abegg (1869-1910) aveva capito che i gas

nobili erano molto poco reattivi perché possedevano una grande stabilità elettronica , pertanto tutti gli elementi acqui-

stavano o cedevano elettroni in modo da raggiungere la stes-

sa configurazione stabile dei gas nobili. In pratica, Abegg uti-lizzava già quella che oggi è nota come

regola dell’ottetto:

- gli atomi hanno la tendenza di condividere o scambiare e-

lettroni in modo da raggiungere otto elettroni nel livello elettroni-

co più esterno.

Con questa teoria si riusciva a spiegare il meccanismo di forma-

zione degli ioni, ma non la formazione del legame oggi noto come covalente, per esempio nel caso di due atomi di ossigeno che si

uniscono a formare la molecola O2.

Furono Lewis e Irving Langmuir nel 1916 a proporre indipendentemente l’uno dall’altro una teoria di legame più completa di quella di Abegg.



Quando formano un legame, gli atomi tendono a completare il livello esterno e a rag-

giungere l’ottetto e lo possono fare in due modi: donando o cedendo elettroni (detti di

valenza), oppure mettendo in comune uno o più elettroni con l’atomo con cui formano il legame.

Per rappresentare il legame tra due atomi, Lewis propose una particolare simbologia.

Si tratta di un metodo semplice per descrivere gli elettroni nel guscio di valenza di un atomo, quindi si evidenzia solo la configurazione elettronica esterna tralasciando

quella interna completa.

I primi 4 elettroni di valenza, rappresentati da punti, sono posti uno alla volta attorno al simbolo dell’atomo; se vi sono altri elettroni di valenza, questi vengono accoppiati a

quelli già presenti:

4 . Legami forti Specie chimiche isolate attraverso i legami forti

formano aggregati atomici definiti molecole,

altamente stabili, capaci di esistere come unità indipendenti in tutti gli stati di aggregazione

della materia: solido, liquido e gassoso. Riprendiamo l’esempio già considerato inizial-

mente della molecola più semplice, quella dell'idrogeno (H2).

L'atomo di idrogeno ha configurazione elettro-

nica 1s: è cioè costituito da un protone ed un elettrone. Quando due atomi di idrogeno si av-

vicinano l'uno all'altro, le forze di attrazione che

il nucleo di un atomo esercita sulla nuvola elettronica dell'altro vanno via via aumen-

tando man mano che diminuisce la distanza fra di loro (vedi il grafico a lato dell'Ener-gia potenziale, Ep, in funzione della distanza fra i nuclei). Giunti ad una distanza di

0.74 Å, l'attrazione è massima, mentre la repulsione fra i due nuclei è ancora relati-

vamente bassa. In queste condizioni, le nuvole elettroniche dei due atomi si fondono in modo che i due orbitali atomici danno origine ad un nuovo orbitale, orbitale di va-

lenza o molecolare, che ospita entrambi gli elettroni e occupa una regione dello spa-

zio che comprende i due nuclei. Al di sotto di questa distanza, la repulsione internu-cleare prenderebbe a crescere rapidamente, per cui i due nuclei tendono a rimanere

alla distanza di minima energia potenziale.



Legami forti ed elettronegatività

Quanto abbiamo appena illustrato, relativamente all’attrazio-n e eser-

citata dai nuclei sugli elettroni di legame, rientra nell’ottica

dell’elettronegatività introdotta da Pauling intorno agli anni ‘30

E’ chiaro che se il legame interessa specie

chimiche uguali, come nell’esempio prece-dente gli elettroni interposti tra i nuclei si di-

spongono alla stessa distanza tra questi, in quanto i due a-

tomi di idrogeno hanno stessa elettronegatività. Gli elettroni dei due atomi (elettroni di legame) vengono pertanto condi-

visi ed il legame prende il nome di legame covalente puro.

Se le specie chimiche coinvolte

nel legame sono invece diverse, ma a bassa differenza di elettronegatività,cioè compresa tra 0 e 1,6 - gli elettroni

di legame non si distribuiranno simmetricamente tra i nu-

clei, ma saranno più spostati verso l’elemento più elettro-negativo. Un esempio rappresentativo

può essere quello dell’acido cloridrico HCl,

in cui il cloro è l’elemento più elettronega-tivo. La molecola si dirà polare in quanto

presenterà una parziale polarità positiva

(+) dalla parte dell’idrogeno (elemento

meno elettronegati-vo) ed una parziale polarità negativa (-) dalla par-

te del cloro. Il legame si dirà covalente polare o eteropolare.

Qualora la differenza di elettronegatività

tra gli elementi coinvolti nel legame ab-

bia valori elevati, cioè superiori a 1,6 - gli elettroni di legame saranno catturati

dall’elemento più elettronegativo che di-

venterà uno ione stabile a carica negati-va. Conseguentemente l’altro elemento, avendo perduto uno o più elettroni esterni

avrà carica positiva. Tale legame si dirà ionico o salino in quanto tipico dei sali cioè di

quelle molecole binarie formate da metallo e non metallo.



4 .1 Legame covalente

Nel legame covalente due o più specie chimiche uguali o diverse tra di loro, mettono

in comune due o più elettroni (purché a differenze di elettronegatività consentite cioè

inferiori a 1,6). Questo avviene per completare il livello energetico nel rispetto della regola dell’ottetto. Quando gli elettroni vengono messi

in compartecipazione, non gireranno più in un orbitale

atomico, ma in un orbitale molecolare. Si rappresenta con una coppia di puntini interposta tra i simboli degli

elementi o con una linea.

Legame singolo omopolare

Riprendiamo l’esempio dell’idrogeno gassoso

H2 dove vengono coinvolti nel legame due sottolivelli s. Due atomi di

idrogeno appartenendo al

primo gruppo hanno en-trambi un solo elettrone

all’ultimo livello.

Nel momento in cui si forma il legame, gli elettroni spaiati vengo-no condivisi a spin opposti, in un unico orbitale detto orbitale mo-

lecolare. Gli elettroni di legame del sottolivello s, si disporranno in

una nube avvolgente la distanza tra i due nuclei.

Questo legame, molto forte, è detto legame (sigma).

Un altro esempio di legame singolo è quello tra due atomi di cloro per la formazione di

cloro gassoso Cl2. Qui vengono coinvolti nel le-

game due sottolivelli di tipo p. Il cloro è un e-lemento del settimo gruppo e pertanto ha sette

elettroni all’ultimo livello.

Il caso è analogo al precedente. I due elettroni

spaiati vengono messi in comune e si forma

anche qui un legame singolo con la formazione di un orbitale molecolare. L’unica variabile sono

gli orbitali coinvolti nel legame: per i due atomi

di cloro sono quelli del sottolivello p.

Anche in questo caso gli elet-troni di legame si dispongono

in una nube che circonda la li-

nea immaginaria che unisce i due nuclei.

Il legame è molto forte ed è un

legame di tipo



Legame singolo eteropolare

Due elementi diversi a bassa differenza di elettronegatività possono condividere un

lettrone spaiato in orbitali di sottolivelli p (le modalità di formazione sono analoghe a quelle del caso precedente del cloro gassoso Cl2) oppure formano l’orbitale molecolare

con un orbitale di sottolivello s ed uno di sottolivello p. Un esempio può essere quello

dell’acido cloridrico HCl. Anche in questo caso si forma un legame forte di tipo

La differenza con i casi precedenti è che le specie coinvolte non sono uguali e quindi

risulta diversa la simmetria del legame. In questo caso gli elettroni di valenza sono più

attratti dal cloro che ha un’elettronegatività maggiore rispetto a quella dell’idrogeno, pertanto la molecola presenterà un dipolo.

Legami singoli covalenti, nella maggior parte dei casi, coinvolgono più

di due elementi. Un esempio è quello offerto dalla molecola d’acqua

H2O. L’ossigeno mette in comune un elettrone spaiato di un orbitale p con quello dell’orbitale s dell’idrogeno e l’altro elettrone singolo

dell’altro orbitale p con un altro idrogeno.

Anche in questo caso si formano due legami di tipo e la

molecola risulta polare con un + dalla parte degli idrogeni

meno elettronegativi e un - dalla parte dell’ossigeno.



Legame doppio

Si forma quando due specie chimiche mettono in comune

ciascuno due elettroni spaiati. Un caso potrebbe essere

quello dell’ossigeno molecolare O2. Il primo legame che si

forma è di tipo , il secondo invece determina la formazione

di un orbitale molecolare in cui gli elettroni si collocano e-

sternamente rispetto alla linea congiungente i due nuclei.

Tale legame, più debole del precedente è chiamato (pi

greco).

Legame triplo

In questo caso le due specie chimiche mettono in comune

ciascuno tre elettroni spaiati. Un esempio potrebbe esse-re quello dell’azoto molecolare N2. Il primo legame che si

forma è di tipo , gli altri due legami sono di tipo

Legame covalente dativo

Il legame dativo detto anche di coordinazione è un particolare legame covalente che si

instaura tra due elementi di cui uno mette in compartecipazione una coppia di elettro-

ni non impegnata in alcun legame (lone pair) e l’altro un orbitale vuoto.

Diversamente dal legame covalente, quello dativo si forma tra due non metalli di cui

uno ha già raggiunto l’ottetto. E’ proprio quest’ultimo (elemento donatore) che mette

a disposizione il suo lone pair con l’altro elemento (elemento accettore). Il vantaggio nel legarsi risiede nel fatto che il legame aggiuntivo stabilizza maggiormente la mole-

cola portandola a livelli energetici più bassi.

Il legame dativo si rappresenta graficamente con una freccia che parte dal donatore e va verso l’accettore. La freccia indica che sono stati messi in comune due elettroni,

pertanto va considerata in modo analogo ad un doppio legame; per questo motivo

molti autori rappresentano il legame dativo anche con due linee (forma però meno

corretta).

Vediamo degli esempi.



Caso dello ione ossonio o idrogenione H3O+. Partiamo dalla molecola d’acqua.

L’ossigeno, come

si vede dalla figu-ra ha ben due lo-

ne pair, pertanto

mette in comune

una coppia di e-lettroni con lo io-

ne idrogeno che,

avendo perso l’elettrone ha l’orbitale vuoto. Il legame dativo nella formula è eviden-ziato dalla freccia.

Caso degli acidi del cloro. Partiamo dall’acido ipocloroso HClO.

In questo caso il cloro ha ben tre lone pair,

in grado quindi poten-

zialmente di formare fino a tre legami dati-

vi. Se lo facciamo rea-

gire con un altro atomo di ossigeno si osserva però che quest’ultimo non dispone di orbitali vuoti. Si ammette quindi che l'ossigeno possa subire una transizione dalla con-

figurazione più stabile, prevista dalla regola di Hund ad una configurazione, meno

stabile nella quale un elettrone viene spostato da un orbitale p semisaturo, generando

un orbitale vuo-to, all’altro orbi-

tale p semisa-

turo.

In questo modo l'ossigeno possiede ora un orbitale p vuoto che può utilizzare come

accettore di un doppietto elettronico per formare un ulteriore legame chimico con il

cloro di tipo dativo, per dare l’acido cloroso HClO2.

Il passaggio dell’

ossigeno ad una

configurazione me-

no stabile richiede ovviamente ener-

gia, ma questa

viene più che com-pensata dall’ au-

mento di stabilità che si ottiene con la formazione di un ulteriore legame.

Il cloro ha ancora due coppie di elettroni non impegnati in alcun legame pertanto può

legarsi per ben due volte con altri due atomi di ossigeno con legame dativo. Le modalità di formazione dei legami sono analoghe a quelle appena descritte.

Avremo pertanto le

seguenti molecole:



4 .2 Legame ionico

Si instaura tra due elementi che hanno differenze di elettronegatività superiori a 1,9.

E’ chiamato anche legame salino perché è il legame tipico dei sali, ma è presente

anche negli ossidi acidi, cioè in composti formati da metallo più ossigeno (si parla comunque sempre di

metallo e non metallo).

I metalli difatti hanno la caratteristica di cedere

facilmente elettroni e i

non metalli quella di acquistarli.

Quando questi elementi interagiscono formano quindi ioni ed il legame non è altro che

l’attrazione elettrostatica tra il catione e l’anione neoformati. Tali

ioni si dispongono alternandosi regolarmente in strutture cristalline ordinate, molto stabili. La geometria del cristallo dipende dal tipo di

ioni che lo compongono.

E' opportuno specificare che con il legame ionico non si formano molecole: una molecola infatti è un aggregato di atomi e non di

ioni. La formula di un composto ionico, ad esempio NaCl, non sta

quindi ad indicare una molecola, ma semplicemente il rapporto di combinazioni tra ioni positivi e negativi nella struttura cristallina affinchè questa

risulti neutra.

Il legame ionico è in genere un legame forte, ed è tanto più forte quanto maggiore è la carica elettrica posseduta dagli ioni coinvolti, e quanto minore è la distanza fra essi.

La distanza fra gli ioni è determinata a sua volta dalle loro dimensioni. Facciamo un

esempio per chiarire quanto appena detto. NaCl fonde a 801 °C, mentre CaO (ossido di calcio), che è pure un solido ionico, fonde alla temperatura di 1580 °C. La notevole

differenza dei punti di fusione dei due composti dipende dalla forza dei legami e trova

giustificazione nel fatto che gli ioni Ca++ e O-- che caratterizzano la struttura dell'ossido di calcio, non solo posseggono carica doppia di quella degli ioni Na+ e Cl-, ma sono

anche molto più piccoli.

Il cristallo ionico è:

• duro (non si lascia penetrare) • rigido (non si piega) • fragile (si frattura senza deformarsi)

• un solido cristallino con temperatura di fusione alta

Queste

proprietà sono dovute alle in-

tense forze at-

trattive che

mantengono gli ioni in posizioni

specifiche in

tutto il cristallo.



Caratteristiche dei composti ionici:

- I composti ionici sono tutti solidi a temperatura ambiente - Non conducono la corrente allo stato solido ma sono tutti buoni conduttori di

corrente elettrica allo stato fuso o in soluzione.

Nonostante siano presenti ioni,

questi rimangono fissi in posi-

zioni determinate all’interno del cristallo, al massimo possono

vibrare, ma allo stato fuso, l’e-

nergia cinetica maggiore con-sente lo spostamento degli ioni

e quindi la conducibilità elettri-

ca. In acqua gli ioni vengono i-

dratati (circondati da molecole d’acqua) in base alla polarità

opposta, cioè l’ossigeno della

molecola acqua attrae con il

suo lo ione Na+ circondando-

lo, viceversa gli idrogeni dell’ac-qua circondano il Cl-.

4 .3 Legame metallico

I metalli sono elementi chimici i cui atomi si presentano con pochi elettroni all’ultimo

livello energetico; questi elementi, avendo bassa affinità elettronica e basso potenziale

di ionizzazione hanno elettroni esterni particolarmente mobili, pertanto facilmente si trasformano in ioni positivi.

Tali ioni poi si dispongono in

modo ordinato all'interno di una struttura tridimensionale

nella quale una nube di e-

lettroni delocalizzata circola avvolgendo gli ioni positivi e

mantenendoli compatti.

Il legame che tiene uniti ioni

positivi ed elettroni è detto legame metallico. Tanto più

numerosi sono gli elettroni mobili, tanto più forte sarà il legame metallico.

Questo modello spiega in modo coerente tutte le proprietà dei metalli, come per

esempio la malleabilità (capacità di essere trasformato in lamine sottili), la duttilità

(capacità di essere trasformato in fili sottili) e in genere la facile lavorabilità di queste sostanze. L'alto grado di deformabilità dei metalli è determinato infatti dalla

distribuzione uniforme degli elettroni mobili che da un lato permette lo scivolamento

degli ioni positivi lungo i piani reticolari e dall'altro garantisce la loro coesione.



Inoltre, l'elevata conducibilità elettrica e termica si giustifica immediatamente

con la notevole mobilità di cui sono dotati gli elettroni: l'azione di un campo elettrico

provoca infatti l'immediato trasferimento degli stessi lungo il metallo e analogamente l'aumento di temperatura in una zona del metallo determina l'aumento della loro

energia cinetica e la conseguente trasmissione del movimento a quelli presenti nella

parte più fredda.

Infine la tipica lucentezza metallica si spiega immaginando che la luce costringa gli elettroni a saltare sui numerosi livelli energetici vuoti e molto vicini gli uni agli altri

degli ioni che costituiscono il metallo, per poi ricadere ai livelli inferiori, restituendo

l'energia sotto forma di fotoni di vario tipo, cioè di luce di tutti i colori. Le caratteristiche metalliche degli elementi si vanno attenuando procedendo lungo il

Sistema Periodico, da sinistra a destra. Ciò si giustifica considerando che gli elettroni

di valenza aumentano progressivamente in quella direzione riempiendo gli orbitali più esterni.

5 . Legami deboli Sono legami di natura elettrostatica, che si instaurano tra molecole della stessa

specie o di specie diverse già formate. Per questo motivo sono detti anche legami in-termolecolari. Nonostante hanno meno di un ventesimo di energia in meno rispetto ai

legami forti e quindi si possono rompere con molta facilità, sono molto importanti per-

ché contribuiscono a determinare le proprietà fisiche dei composti. In macromolecole come il DNA o le proteine investono un ruolo essenziale nella loro struttura, perché

nonostante siano deboli, quando agiscono simultaneamente conferiscono stabilità alla

molecola e allo stesso tempo flessibilità, importantissima nei processi biologici.

5 .1 Legame idrogeno

Il legame idrogeno è un particolare legame che

si instaura tra due molecole che abbiano un di-polo, definito anche come legame dipolo-dipolo.

Diversamente da un generico legame dipolo-

dipolo, per verificarsi necessita di determinate

condizioni:

- L'atomo di idrogeno deve essere legato,

mediante legame covalente, ad un

elemento molto elettronegativo, pertanto il legame risulta fortemente

polarizzato e l'idrogeno acquista un +

- L’elemento cui è legato l'idrogeno deve

essere molto elettronegativo (es: O, N,

F) e presentare almeno una coppia di elettroni non impegnata in legame

Così l'idrogeno verrà attratto con la formazione di un legame più intenso rispetto ad

una semplice interazione dipolo-dipolo e tale legame viene evidenziato graficamente

con tre puntini.

Il caso sicuramente più rappresentativo è quello offerto dalla molecola d’acqua.

Nonostante il legame idrogeno che si instaura nell'acqua abbia una forza di circa

quindici volte minore rispetto ad un normale legame covalente e una distanza di legame media notevolmente maggiore ha un’influenza fondamentale sul suo stato di



aggregazione. Sono proprio i legami idrogeno

presenti nell’acqua a determinare le proprietà

dell’acqua come la coesione, l’adesione,la temperatura di ebollizione etc.

Nell'acqua liquida i

legami idrogeno si formano e si

distruggono continuamente ed ogni molecola di acqua

può formare due+due legami idrogeno. Nel ghiaccio, per la minore agitazione termica, la struttura

tridimensionale tende ad essere tetraedrica e ciascuna

molecola di acqua forma quattro legami idrogeno stabili. Tale fattore determina distanze fisse e costanti tra

molecole, con spazi intermolecolari maggiori nel

ghiaccio, piuttosto che nel liquido. Questo è il motivo

per cui nel passaggio da liquido a solido, l’acqua aumenta di volume,

diversamente dagli altri liquidi. In NH3 (ammoniaca) il legame idrogeno è più debole perchè

l'elettronegatività dell'azoto è minore rispetto a quella

dell'ossigeno. Molto forte risulta invece in HF (acido fluoridrico),

anche se bolle a una temperatura inferiore a

quella dell'acqua per la

presenza tra molecola e molecola di un solo legame idrogeno.

Importanza del legame idrogeno

Se non ci fosse il legame idrogeno l'acqua bollirebbe a circa - 100°C, ben 200 gradi di

differenza rispetto alla realtà.

Interviene anche in moltissime sostanze di

natura organica (es. proteine e DNA).

La struttura delle proteine è stabilizzata

dalla formazione di legami a idrogeno tra

l'idrogeno ammidico (-NH) di un legame peptidico e l'ossigeno carbossilico (-C=O)

che lo sovrasta. La struttura terziaria di

alcune proteine ed enzimi viene mantenuta

anche con il contributo di questo tipo di legame.

L'accoppiamento delle basi, nel DNA, è

ottenuto e in parte mantenuto, da un certo numero di opportuni legami idrogeno che si

instaurano tra le coppie Adenina-Timina (2

legami idrogeno) e Guanina-Citosina (tre legami idrogeno).



5 .2 Legame ione dipolo

E’ anche questo un legame debole dovute a forze elettrostatiche che si esercitano fra

uno ione e più molecole polari. Un catione sarà circondato dalla parziale carica negati-

va di una molecola dipolare, così l’anione dalla parziale carica positiva di una molecola dipolare.

Il legame dipolo dipende:

- Dalla distanza tra ione dipolo - Dalla carica dello ione

- Dalle dimensioni della molecola

dipolare E’ chiaro che la forza di attrazione sarà

maggiore se la distanza tra ione e dipolo

è minima, se la carica dello ione è alta,

se le dimensioni del dipolo sono ridotte. Nel momento in cui si forma il legame,

le specie chimiche liberano energia sta-

bilizzando il complesso.

E’ questo il legame che si instaura du-

rante i processi di dissociazione per effetto di un solvente polare, cioè quando una molecola si scinde in ioni sotto l’influenza di un dipolo e la solubilizzazione di sali. Un

esempio classico di tale processo è l’idratazione degli ioni del sale da cucina NaCl

sciolto in acqua: in soluzione, gli ioni sono circondati da molecole d’acqua che rivolgo-

no la loro estremità polarizzata di segno opposto alla carica dello ione.

5 .3 Legami di Van der Waals

Sono legami deboli di natura elettrostatica che si instaurano tra molecole in cui sono

presenti legami covalenti. La natura di queste interazioni tra le molecole fu individuata dallo scienziato olandese J.D. van der Waals, al quale per questa scoperta fu attribuito

il premio Nobel nel 1910. Il suo lavoro fu proseguito dallo scienziato tedesco F.

London che giunse a formulare una legge che descrive queste forze, per tale motivo vengono anche chiamate forze di dispersione di London.

Tali legami si formano solo a condizione che le specie chimiche siano a distanza

ravvicinata, è per questo che sono detti anche legami a corto raggio.

Nonostante tali forze intermolecolari siano dotate di scarsa energia, la loro

esistenza è fondamentale nel determinare gli stati di aggregazione delle sostanze e sono anche responsabili di altre notevoli proprietà dei composti molecolari, come ad

esempio la loro struttura cristallina, il punto di fusione, il punto di ebollizione, i calori

di fusione e di vaporizzazione, la tensione superficiale e la densità. Le forze intermolecolari, in aggiunta a quanto detto, giocano un ruolo importante

nello stabilizzare le forme tridimensionali delle macromolecole biologiche (enzimi e

proteine).

Le forze intermolecolari possono essere permanenti o transitorie.

Le prime sono dovute all’interazione di specie chimiche contenenti un dipolo che si mantiene stabilmente nella molecola: in questa categoria rientra il legame idrogeno.

Le seconde si presentano grazie ai moti termici in grado di provocare rapide

oscillazioni delle nuvole elettroniche che determinano la formazione di dipoli momentanei.



Legame dipolo-dipolo

Si instaura tra molecole dipolari permanenti

che si orientano in modo che i dipoli opposti

dell’una e dell’altra si attraggano tra di loro.

Si verifica

nei liquidi e nei solidi; nei gas invece l’energia cinetica

delle molecole non consente che si formi un complesso stabile.

Legame dipolo-dipolo indotto

Si instaura tra una molecola in cui è presente un dipolo permanente ed un’altra

apolare facilmente polarizzabile per

induzione (dipolo momentaneo).

Legame dipolo indotto-dipolo indotto

Sono legami che si instaurano tra molecole inizialmente apolari che possono diventare

dipoli temporanei. Sono i legami più deboli tra quelli elettrostatici, comunemente distinti dagli altri come forze di London o di dispersione.

Sappiamo che gli elettroni, anche se statisticamente distribuiti in modo uniforme, sono

in continuo movimento. Quando, in un dato istante, gli elettroni si trovano casualmente più addensati in un lato della molecola, la distribuzione delle cariche non

risulta più uniforme. La molecola si trova ad avere due poli elettrici istantanei (dipolo

indotto): un polo negativo dalla parte in cui si sono addensati gli elettroni ed un altro positivo

dove le cariche del nucleo non sono

perfettamente neutralizzate dalle cariche degli

elettroni.

La molecola risulta polarizzata diviene un dipolo elettrico, influenza le molecole vicine, che diventano temporaneamente anch'esse dei dipoli elettrici. Questi dipoli elettrici

istantanei si attirano vicendevolmente, ma le loro attrazioni diventano significative solo quando le molecole sono molto vicine, cioè quando le sostanze si trovano allo

stato liquido o

allo stato solido.

L'origine di queste forze è legata alla, possibilità degli elettroni di muoversi per creare

i dipoli elettrici. E’ ragionevole quindi pensare che quanto più le molecole sono grosse tanto più gli elettroni sono numerosi e distanti dai nuclei: essi possono muoversi

quindi più liberamente e favorire la polarizzazione delle molecole. Perciò la formazione

di dipoli istantanei è più facile nelle molecole formate da atomi con numero atomico elevato. E’ ragionevole quindi affermare che l'intensità delle forze di London aumenta

con l'aumentare delle dimensioni delle molecole apolari. La conseguenza macroscopica

più evidente è rappresentata dai valori delle temperature di fusione e di ebollizione: se

aumenta l'intensità delle forze di attrazione tra le molecole, aumentano anche la temperatura di fusione e quella di ebollizione.



Formule chimiche

Una molecola viene rappresentata sinteticamente attraverso due tipi diversi di formu-

la:

- formula grezza o bruta - formula di struttura

La formula grezza ci dà indica-zioni qualitative e quantitative

sulla molecola, cioè utilizzando

i simboli degli elementi esprime quali e quanti elementi sono presenti.

La formula di struttura oltre a fornirci queste indicazioni, ci indica il tipo di legame e

la disposizione spaziale degli elementi che compongono la molecola.

Per determinare la formula di struttura si possono utilizzare le strutture di Lewis

con le relative regole. In tal modo possiamo avere una visione bidimensionale della molecola e indicazioni su come si legano gli elementi e in quale successione, senza

però avere informazioni dirette sulla geometria e la forma molecolare (ovvero distanze

di legame, angoli di legame, torsioni, conformazioni, etc.)

STRUTTURA DI LEWIS: REGOLE

1 Si scrive lo scheletro della molecola tenendo presente che:

- l'atomo di H è sempre terminale (legato ad un solo atomo);

- l'atomo centrale è quello a più bassa elettronegatività.

2 Si contano gli elettroni di valenza degli atomi nella molecola. (sulla base de-

gli atomi che la costituiscono ed eventualmente tenendo conto di cariche positive

o negative)

3 Si sistemano per primi (a coppie) gli elettroni di legame.

4 Si completano gli ottetti degli atomi legati a quello centrale.

5 Se avanzano elettroni si collocano sull'atomo centrale.

6 Se l'atomo centrale non ha 8 elettroni attorno a sé si formano doppi o tri-

pli legami

ESEMPI

Formula di struttura della formaldeide: CH2O

1. Lo scheletro della molecola prevede gli idrogeni terminali, il carbonio al centro perché è il meno e-

lettronegativo

2. Si contano gli elettroni di valenza (elettroni

dell’ultimo livello). In questo caso sono 12



3. Ogni legame singolo coinvolge due elettroni. In questo

caso i legami sono tre e gli elettroni coinvolti in tutto nei legami sono

quindi 6 ne rimangono da sistemare altri 6.

4. Si completano gli ottetti degli elementi le-

gati a quello centrale. Fa eccezione l’idrogeno che avendo un solo elettrone nel livello 1s, lo completa

con due soli elettroni che sono

quelli di legame.

5. In questo caso non sono avanzati elettroni

6. L’atomo centrale ha solo sei elettroni (quelli di legame) deve averne 8. Si spostano

dall’ossigeno e si forma un doppio legame.

Formula di struttura dell’ammoniaca: NH3

1. Lo scheletro della molecola prevede gli idrogeni terminali,

l’azoto al centro

2. Si contano gli elettroni di valenza (e-

lettroni dell’ultimo livello). In questo caso sono 8

3. Ogni legame singolo coinvolge due elettroni. In questo

caso i legami sono tre e gli elettroni coinvolti in tutto nei legami sono quindi 6 ne rimangono da sistemare altri 2.

4. Gli idrogeni hanno i livelli energetici completi

con i due elettroni di legame.

5. In questo caso avanzano 2 elettroni che vengono sistemati

sull’elemento centrale

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1 . Generalità - IanuaAPPUNTI DI CHIMICA Legami Prof.ssa Patrizia Moscatelli Liceo Scientifico Statale Vito Volterra Pagina 5 di 16 4 .1 Legame covalente Nel legame covalente due