Il legame chimico

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Il legame chimico
Il legame chimico
Obiettivo
Capire come gli atomi sono legati tra loro. In particolare vedremo che gli atomi hanno diverse
modalità con le quali si attaccano e formano i composti.
L'elettronegatività
Forze di attrazione tra atomi
Finora abbiamo visto che gli atomi hanno
un nucleo che porta tute le cariche
positive e che gli elettroni, essendo
carichi negativamente, si sentono attratti
dal nucleo e gli orbitano attorno. Quello
che dobbiamo ora affrontare è il legame
chimico tra più atomi. Quali saranno le
forze che fanno si che due atomi si
attraggano?
Come mostrato schematicamente, l'unica
forza di attrazione è quella che “sentono”
gli elettroni di un atomo nei confronti di
un altro atomo.
Atomi “generosi” e atomi “golosi”
Non tutti gli atomi della tavola periodica riescono ad attirare verso di sé gli elettroni degli altri
atomi con uguale forza: ci sono atomi “golosi di elettroni (e che tendono a rubare elettroni) e atomi
generosi (che non li attirano e quindi li donano facilmente).
Il parametro che ci permette di distinguere questa caratteristica è l'elettronegatività.
L'elettronegatività è un parametro fisico che indica quanto un atomo è goloso degli elettroni degli
altri atomi. Più alto è il valore di elettronegatività e maggiore sarà questa attrazione.
Osservando i valori di elettronegatività si scopre subito “l'acqua calda” e cioè che i non metalli sono
elementi che attirano molto gli elettroni degli altri atomi, mentre i metalli non li attirano. Ciò ci
ricorda quanto già detto sui metalli e sui non metalli.
La differenza di elettronegatività
Il legame chimico più semplice è quello tra due atomi. Iniziamo a ragionare con questo sistema. Ci
sono sostanzialmente due situazioni limite: quella in cui il legame è tra due atomi che hanno valori
di elettronegatività molto diversi e quello in cui l'elettronegatività è simile. Per valutare la
differenza di elettronegatività Den si sottrae il valore dell'elettronegatività di un atomo con quella
dell'altro e si analizza il valore assoluto ottenuto, dimenticando quindi il segno.
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Matematicamente si ottiene la seguente espressione:
Questi due casi sono corredati da due legami chimici ben distinti. Ne primo caso si parlerà di
legame ionico, mentre nel secondo caso avremo a che fare con il legame covalente.
Il confine tra le due situazioni è attorno al valore 1.7, cioè se la differenza (delta) di elettronegatività
è maggiore di 1.7 si ha a che fare con un legame ionico (ricordati come funzionavano i composti
binari). Al di sotto di questo livello si ha a che fare invece con un legame covalente.
Il legame ionico- Gli ioni
Come detto se la differenza di elettronegatività è alta
(oltre 1.7) abbiamo a che fare con un legame ionico.
La situazione è facilmente compresa con un esempio.
Guardiamo il composto binario tra Cesio (Cs) e fluoro
(F). La loro differenza di elettronegatività è pari a 3.3.
Il fluoro è talmente più goloso di elettroni rispetto al
cesio, che glielo ruba. Si ha quindi la formazione di
ioni, analogamente a quanto visto l'anno scorso con i
composti binari. Come ben capite gli ioni negativi si
formano quando un elemento acquista elettroni
rubandoli da un altro elemento; gli ioni positivi si
formano quando un elemento cede elettroni ad un
altro.
Esercizio
Provate a fare un ragionamento analogo per le seguenti coppie di elementi:
Na / Se
Ca / I
Mg / S
Ti / O
Sc / O
Caratteristiche dei composti ionici
I composti ionici sono costituiti da atomi
carichi elettricamente che sono anche
chiamati ioni. Tra gli ioni valgono le regole
di attrazione-repulsione che siamo soliti
osservare: gli ioni tendono ad attirare verso
di sé gli ioni di carica opposta. Si ottiene un
reticolo tridimensionale.
Per questo motivo i composti ionici (come
per esempio i sali) sono tutti solidi. Inoltre
con questo modello possiamo anche capire
come mai i sali sono fragili. Se un urto causa
lo slittamento di una fila di ioni all'interno del reticolo cristallino, improvvisamente si crea tutta una
serie di forze di repulsione; il solido si rompe!
Quando un sale si scioglie in acqua si ha la separazione dei singoli ioni che iniziano a “nuotare”
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indipendentemente. In questo caso si ha la formazione di un equilibrio chimico.
Equilibrio chimico
Finora nelle reazioni chimiche che avete visto, partendo da quantità precise di reagenti si
ottenevano quantità precise di prodotti. Le cose funzionano così (almeno apparentemente) per la
maggior parte delle reazioni; tuttavia in molti altri casi la reazione che si analizza è incompleta
aA + bB --------> dD + eE
vs.
aA + bB <--------> dD + eE
Cioè partendo da A e B non si ottengono quantità stechiometriche di D e E ma un miscuglio che
contiene A,B,D e E.
La solubilità dei sali è un esempio di equilibrio chimico
Dalla vita comune sappiamo che i sali non si sciolgono in modo
infinito; una data quantità di acqua scioglie al massimo una certa
quantità di sale caratteristica per il sale in questione e per la
temperatura. Vediamo per esempio cosa succede tra l'acqua e il
comune sale da cucina.
Se si aggiungono più di 36 g per100 g di acqua il sale in eccesso non
si scioglierà più, formando un corpo di fondo. La soluzione si
chiama soluzione satura.
Osserviamo il processo di soluzione: all'inizio il sale è solamente
allo stato solido e quindi inizia a sciogliersi. A mano a mano che il
sale si scioglie parte del sale sciolto inizierà a ridepositarsi come
solido. L'equilibrio sarà raggiunto quando la quantità di sale che si scioglie ad un dato momento,
sarà uguale alla quantità di sale che ricristallizza. L'equilibrio non è quindi una situazione statica,
bensì dinamica, nella quale una azione è contrapposta in ugual misura da una reazione contraria. Per
questo fenomeno possiamo anche scrivere una reazione chimica.
Principio di Le Châtelier
Quando un sistema, che si trova in equilibrio, viene perturbato, esso tende a contrastare e a ridurre
gli effetti della perturbazione creando nuove condizioni di equilibrio.
Domanda
Cosa succede se ad una soluzione satura si inizia a far evaporare l'acqua? Spiegalo con il principio
di Le-Châtelier.
Il prodotto di solubilità
Per avere una soluzione satura di NaCl occorre sciogliere parecchi grammi di sale in 100 g di
acqua. In effetti il sale da cucina è un sale che si scioglie bene in acqua, si dice che la sua solubilità
è alta.
Nei sali a solubilità alta, si indica la solubilità in grammi si sale sciolto per 100 g di acqua.
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Naturalmente è importante
annotare anche la temperatura
alla quale è osservato il
sistema. Si osservino a questo
proposito le tavole di solubilità
disponibili.
Ci sono invece sali che si
sciolgono male in acqua anche
con piccole quantità. Un
esempio è il carbonato di
calcio (componente principale
del calcare).
CaCO3 (s) + H2O <--------> Ca2+ (aq.) + CO32- (aq.)
Se mettiamo in rapporto la quantità (concentrazione) di Ca2+ (aq.) e CO32- (aq.) con la quantità di
CaCO3 (s) (l'acqua resta praticamente sempre costante e quindi non ci interessa) ci rendiamo conto
che il residuo solido è in quantità nettamente superiore agli ioni in soluzione. Di conseguenza la
concentrazione di sale solido sul fondo del bicchiere non cambia con la reazione.
Possiamo introdurre una costante che ci indica il prodotto delle concentrazioni degli ioni in
soluzione acquosa chiamata prodotto di solubilità e indicato Kps. Quando questa costante è molto
piccola il sale si scioglie molto male e in generale più il suo valore è basso più il sale si scioglie
male. Nelle tabelle trovate i sali che si sciolgono male con i loro prodotti di solubilità.
Conoscendo la solubilità o il prodotto di solubilità siete in grado di dire se un sale si scioglie bene o
male e nel caso in cui si scioglie bene, di poter determinare se una data quantità di sale si scioglie
nella quantità di acqua che avete a disposizione.
Proponete altri esempi di equilibrio presi dalla vita di tutti i giorni
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l legame covalente
Obiettivo
Applicare il concetto di elettronegatività al legame covalente introducendo il concetto di legame
covalente apolare e di legame covalente polare.
Introduzione
Finora abbiamo visto le caratteristiche dei legami chimici che
hanno per caratteristica quella di avere una differenza di
elettronegatività maggiore di 1.7.
Quando la differenza di elettronegatività è minore di 1.7 la
situazione del legame tra due atomi è radicalmente diversa da
quella osservata nel legame ionico.
In questo caso entrambi gli atomi attirano gli elettroni dell'altro
atomo con forza simile e non c'è ragione di pensare che uno dei
due atomi rubi uno o più elettroni all'altro.
Tuttavia gli atomi aspirano ad avere l'orbitale più esterno
completo. Ciò fa si che invece di rubarsi gli elettroni, li mettano
in comune a coppie, formando legami covalenti e riempiendo gli
spazi vuoti degli orbitali. Questa messa in comune ha una
modalità ben precisa; ogni atomo deve offrire all'altro un
elettrone così come ogni atomo ne deve ricevere uno. Vediamo
qualche esempio.
La cosa è un pochino strana, ma ciascun atomo considera
come propri gli elettroni che sono stati messi in comune
con l'altro atomo. Anche quelli non in comune vengono
indicati a coppie con trattini che però non si connettono
ad altri atomi.
Spesso succede che per avere tutti gli spazi vuoti
riempiti, due atomi mettano più di un elettrone ciascuno
in comune; in tal caso si formano legami doppi o anche
tripli. Vediamo alcuni esempi.
Il legame covalente
è estremamente importante. Alcuni
esempi sono l'alcol, l'acqua
ossigenata. Il metano, la benzina il
glucosio, ce, ecc. Inoltre anche a
livello
biologico
il
legame
covalente è essenziale. Sono
composti covalenti gli zuccheri, le
proteine, i grassi, il DNA, insomma, quasi tutto..
Questo per esempio è lo zucchero comune chiamato anche saccarosio. Ci sono 46 atomi tutti legati
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tra loro in modo covalente.
Esercizi sul legame covalente
Ricostruite la formula di struttura dei composti indicati
in basso, utilizzando anche le indicazioni fornite. In
alcuni casi è possibile trovare più di una struttura!
Anidride carbonica (CO2)
Acqua ossigenata (H2O2)
Metanolo (CH3OH)
Alcol (C2H5OH)
Due C concatenati; uno dei due lega l'ossigeno
Acetilene (gas per saldare) (C2H2)
Etilene (gas per il polietilene) (C2H4)
Propano (C3H8)
Tre C concatenati
Acetone (C3H6O)
Tre C concatenati; il C al centro lega l'ossigeno
Butano (gas campeggio) (C4H10)
La situazione si complica: il legame covalente polare
La situazione del legame covalente è ulteriormente complicata dal fatto che non tutti i legami
covalenti sono uguali tra loro. All'interno di questa classe vi è un'ulteriore suddivisione: i legami
covalenti apolari e i legami covalenti polari.
Innanzitutto osserviamo che il confine tra legami covalenti apolari e legami covalenti polari
corrisponde a 0.4. Quando la differenza di elettronegatività è inferiore a questo valore si ha a che
fare con un legame covalente apolare (chiamato anche legame covalente puro) mentre quando la
differenza di elettronegatività è maggiore di 0.4 (e minore di 1.7) si ha a che fare con un legame
covalente polare (o polarizzato).
Per capire la differenza che intercorre tra i
due casi possiamo prendere in esame due
situazioni simili: il legame covalente tra
due atomi di cloro e il legame covalente che
si osserva nell'acido cloridrico.
Nel primo caso troviamo che gli elettroni
sono messi in comune in modo “normale”; i
due elettroni si trovano a metà strada tra i
due atomi.
Nel caso invece del legame covalente tra
idrogeno e cloro troviamo un legame
covalente nel quale gli elettroni si trovano
mediamente più vicini all'atomo di cloro
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che non all'atomo di idrogeno. Il cloro, avendo un'elettronegatività maggiore dell'idrogeno attira più
fortemente verso di sé gli elettroni del legame covalente. Si ha quindi una distribuzione asimmetrica
degli elettroni di legame.
Questa distribuzione asimmetrica ha una conseguenza molto importante: all'interno della molecola
covalente polare si formano due zone distinte nelle quali si trovano delle cariche elettriche parziali.
Nel nostro caso il cloro dell'acido cloridrico avrà una parziale carica negativa mentre l'idrogeno
avrà una parziale carica positiva. Si forma un cosiddetto dipolo elettrico che solitamente è indicato
con un vettore (come le forze a fisica).
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