Il legame chimico - sito del PROF Sidoli andrea
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<strong>Il</strong> <strong>legame</strong> <strong>chimico</strong><br />
Parlando <strong>del</strong>le distinzioni tra trasformazioni chimiche e trasformazioni fisiche, abbiamo appurato<br />
che la principale differenza tra questi fenomeni è rappresentata dal tipo di interazioni che risultano<br />
coinvolte.<br />
Mentre nelle trasformazioni fisiche sono coinvolte le interazioni tra particelle diverse<br />
(interparticellari), nelle trasformazioni chimiche sono coinvolte le interazioni interne alle particelle<br />
(intraparticellari).<br />
Ora sappiamo che conosciamo la struttura interna <strong>del</strong>la materia al termine generico di particella<br />
possiamo usare i termini più appropriati di atomi e molecole ed al posto <strong>del</strong> termine interazione<br />
utilizzeremo il termine di <strong>legame</strong>.<br />
Prima di iniziare a parlare specificatamente dei vari tipi di <strong>legame</strong> dobbiamo porci una importante<br />
domanda:<br />
Per quale motivo due atomi devono unirsi formando un <strong>legame</strong> e dando origine ad una molecola?<br />
La risposta a questa domanda è legata alla struttura elettronica.<br />
Abbiamo visto che tra gli elementi quelli che hanno la struttura elettronica più stabile sono i gas<br />
nobili.<br />
Questi elementi hanno nell'ultimo elettronico una struttura elettronica di tipo s 2 p 6 , fatta eccezione<br />
<strong>del</strong>l'elio che avendo un solo orbitale a disposizione presenta una struttura di tipo s 2 .<br />
Tutti i gas nobili, ad eccezione <strong>del</strong>l'elio, hanno per tanto otto elettroni nell'ultimo livello energetico<br />
(ottetto di elettroni), in queste condizioni l'atomo si trova in una situazione molto stabile.<br />
Possiamo considerare la situazione di un gas nobile analoga a quella di un albergo il cui numero di<br />
ospiti è tale da riempire completamente tutte le stanze di un piano.<br />
Un ospite in più porterebbe a dover aprire una stanza di un piano superiore, con spese energetiche<br />
non compensate dalla presenza di una sola persona, mentre un ospite in meno porterebbe solo meno<br />
guadagni in quanto le spese per la gestione <strong>del</strong> piano sono già imputate alle altre presenze di ospiti.<br />
Se la struttura dei gas nobili è la più stabile ovviamente ne consegue che la situazione energetica di<br />
tutti gli altri elementi è "migliorabile".<br />
Una pallina in equilibrio su di uno scaffale si trova in una situazione instabile e ci aspettiamo che da<br />
un momento all'altro possa cadere sul pavimento.<br />
Possiamo immaginare (anche se la situazione in realtà è più complicata) che un sistema posso<br />
evolvere da una situazione di maggiore instabilità, associabile ad un contenuto di energia maggiore<br />
(vedi pallina sullo scaffale), ad una situazione di maggiore stabilità, associabile ad un contenuto di<br />
energia minore (vedi pallina sul pavimento).<br />
Due atomi reagiranno formando una molecola quando dalla loro unione si raggiungerà una<br />
situazione elettronica di maggiore stabilità, ossia una struttura elettronica che sarà più similare a<br />
quella dei gas nobili.<br />
Poiché a maggiore stabilità è associata minore energia potremo pensare che dalla unione di due<br />
atomi per formare una molecola venga ceduta <strong>del</strong>la energia all'ambiente.<br />
Dati due generici atomi A e B avremo quindi:<br />
A + B -> A-B + energia di <strong>legame</strong><br />
Possiamo quindi intendere l'energia di <strong>legame</strong> sia come:<br />
a) energia associata alla formazione di una molecola per unione di due atomi<br />
b) energia necessaria per rompere la molecola A-B ed ottenere gli atomi A e B<br />
Ora che sappiamo i motivi che spingono due atomi ad unirsi possiamo parlare più specificatamente<br />
dei vari tipi di legami distinguendo tra queste due categorie principali:<br />
i legami intramolecolari (legati alle trasformazioni chimiche)<br />
i legami intermolecolari o interatomici (principalmente legati alle trasformazioni fisiche).<br />
1
I legami intramolecolari<br />
Sono:<br />
1. LEGAME IONICO<br />
2. LEGAME COOVALENTE (omopolare, polarizzato, dativo)<br />
3. LEGAME METALLICO<br />
(1) IL LEGAME IONICO<br />
Abbiamo visto che ogni elemento ha una certa tendenza a cedere o acquistare degli elettroni, questa<br />
tendenza è legata alle caratteristiche <strong>del</strong> nucleo positivo e <strong>del</strong>la sua struttura elettronica.<br />
Un elemento <strong>del</strong> settimo gruppo si trova ad avere sette elettroni nel suo ultimo livello energetico, a<br />
questo elemento manca quindi un elettrone per raggiungere il cosiddetto ottetto elettronico tipico di<br />
un gas nobile.<br />
Un elemento <strong>del</strong> primo gruppo si trova ad avere un solo elettrone nel suo ultimo livello energetico,<br />
se questo elemento perde l'elettrone in questione va ad assumere la struttura elettronica di un gas<br />
nobile in quanto i livelli inferiori sono completi.<br />
Possiamo quindi immaginare che gli elementi <strong>del</strong> settimo gruppo abbiano una certa tendenza ad<br />
acquistare elettroni, mentre gli elementi <strong>del</strong> primo gruppo non mostrino questa tendenza, semmai<br />
hanno la propensione a perdere degli elettroni.<br />
La tendenza di un atomo di acquistare degli elettroni prende il nome di elettronegatività.<br />
L'elettronegatività è una proprietà periodica che aumenta quindi lungo i periodi da destra verso<br />
sinistra, per cui è inferiore nei metalli e superiore nei non metalli.<br />
Se consideriamo due atomi <strong>del</strong>lo stesso gruppo, possiamo immaginare che il più elettronegativo sia<br />
quello in cui l'azione attrattiva <strong>del</strong> nucleo positivo sia maggiore.<br />
Più un atomo è grande più gli elettroni <strong>del</strong>l'ultimo livello sono lontani dal nucleo quindi<br />
l'elettronegatività cala scendendo lungo i gruppi.<br />
L'elemento più elettronegativo sarà quindi quello più a destra ed in alto nella tavola periodica ossia<br />
il fluoro (F); a questo elemento è stato assegnato arbitrariamente un valore di elettronegatività pari a<br />
quattro.<br />
Tutti gli altri elementi hanno valori di elettronegatività inferiore a quattro, in genere detti valori<br />
sono indicati su le tavole periodiche o sui libri di testo.<br />
Quando avviciniamo due elementi che hanno una forte differenza di elettronegatività, ad esempio il<br />
Floro con il Sodio, possiamo immaginare che l'elemento più elettronegativo cerchi di strappare<br />
l'elettrone, mentre quello meno elettronegativo abbia una notevole tendenza a cederlo.<br />
<strong>Il</strong> Floro quindi strapperà l'elettrone al sodio diventando uno ione negativo (anione) F - .<br />
<strong>Il</strong> sodio avendo perso l'elettrone diventerà uno ione positivo (catione) Na + .<br />
Tra cariche negative e cariche positive si instaurano <strong>del</strong>le interazioni di tipo attrattivo di natura<br />
elettrostatica, in altre parole gli ioni F - e gli ioni Na + risulteranno uniti da un <strong>legame</strong> che<br />
interessando degli ioni viene denominato IONICO.<br />
<strong>Il</strong> <strong>legame</strong> ionico è quindi un <strong>legame</strong> di tipo elettrostatico che interessa <strong>del</strong>le specie ioniche e che<br />
quindi si verifica dall'unione di elementi con spiccate differenze di elettronegatività.<br />
<strong>Il</strong> valore di differenza di elettronegatività soglia per l'instaurazione di un <strong>legame</strong> ionico è di difficile<br />
definizione, tuttavia possiamo dire che se la differenza di elettronegatività tra due elementi è minore<br />
di due un <strong>legame</strong> ionico non può formarsi.<br />
2
Ne consegue che un <strong>legame</strong> ionico può essere prodotto solo dalla unione di un metallo con un non<br />
metallo (e non in tutti i casi), infatti solo in questi casi si possono raggiungere differenze con valori<br />
maggiori di due.<br />
E' da notare che nel <strong>legame</strong> ionico una ione positivo non attrae un unico ione negativo, ad esempio<br />
nel caso <strong>del</strong> NaCl possiamo immaginare una situazione di questo tipo:<br />
Si ha quindi una struttura cubica che si ripete all'infinito.<br />
Si ottiene un particolare tipo di solido cristallino, denominato solido ionico, che per il gran numero<br />
di interazioni interatomiche presenta un elevatissimo punto di fusione (per fondere il sale da cucina<br />
occorrono temperature superiori ai 1000°C).<br />
Quando esprimiamo una formula di un composto ionico non indichiamo l'esatto numero di atomi<br />
che compongono la molecola bensì il rapporto in cui troviamo gli atomi nel solido ionico.<br />
Se ad esempio disgreghiamo un cristallo di NaCl troveremo lo stesso numero di ioni Na + e Cl - .<br />
(2) IL LEGAME COOVALENTE<br />
La domanda che ora ci poniamo è la seguente, come fanno due atomi con differenza di<br />
elettronegatività minore di due ad unirsi?.<br />
Prendiamo ad esempio un atomo di idrogeno, questo possiede un solo elettrone.<br />
In natura l'idrogeno è presente sottoforma di molecola di H2 , costituita da due atomi di idrogeno.<br />
Due atomi di idrogeno identici, quindi aventi la stessa elettronegatività, si sono quindi uniti con un<br />
tipo di <strong>legame</strong> che sicuramente non può essere di tipo ionico visto che nessuno degli atomi<br />
interessati ha una tendenza maggiore <strong>del</strong>l'altro a strappare degli elettroni.<br />
Per spiegare la formazione <strong>del</strong>l' idrogeno molecolare dobbiamo quindi immaginare che si sia<br />
formato un nuovo tipo di <strong>legame</strong>.<br />
Un atomo di idrogeno è costituito da un nucleo positivo circondato da un orbitale contenente un<br />
elettrone.<br />
L'orbitale contenente l'elettrone è paragonabile ad un guscio caricato negativamente.<br />
Se proviamo ad avvicinare due atomi di idrogeno avremo quindi per un certo periodo l'azione di<br />
forze repulsive, dovute alla vicinanza dei due gusci negativi (come se tentassimo di avvicinare due<br />
calamite di carica uguale).<br />
Se vinciamo questa repulsione iniziale l'elettrone di un atomo di idrogeno inizierà a risentire<br />
<strong>del</strong>l'attrazione <strong>del</strong> nucleo positivo <strong>del</strong>l'atomo <strong>del</strong>l'altro idrogeno e viceversa.<br />
3
In pratica gli orbitali dei due atomi si uniranno e gli elettroni saranno messi in comune.<br />
Ogni atomo di idrogeno sarà quindi circondato da due elettroni ed assumerà una struttura elettronica<br />
simile a quella <strong>del</strong> gas nobile elio.<br />
Un <strong>legame</strong> coovalente è quindi un particolare tipo di <strong>legame</strong> in cui due atomi mettono in comune<br />
degli elettroni di <strong>legame</strong>.<br />
Gli elettroni in comune sono contenuti in un orbitale di <strong>legame</strong> che appartiene ad entrambi gli<br />
atomi.<br />
Se i due atomi interessati, come nel caso <strong>del</strong>l'idrogeno, hanno la stessa elettronegatività gli elettroni<br />
di <strong>legame</strong> si troveranno con uguali probabilità nelle vicinanze dei due atomi.<br />
Viene definito <strong>legame</strong> coovalente puro o omopolare il particolare <strong>legame</strong> coovalente che coinvolge<br />
due atomi con uguale elettronegatività<br />
Supponiamo ora di avere a che fare con due atomi che presentino una differenza di elettronegatività<br />
non sufficiente per formare un <strong>legame</strong> ionico, ma comunque differente da zero, ad esempio<br />
idrogeno (elettronegatività= 2,1) e cloro (elettronegatività = 3).<br />
Anche in questo caso i due atomi formeranno un orbitale di <strong>legame</strong> mettendo in comune i due<br />
elettroni, ma essendo l'atomo di cloro più elettronegativo di quello di idrogeno sarà più probabile<br />
trovare gli elettroni vicino al cloro che non vicino all'idrogeno.<br />
La parte <strong>del</strong>la molecola più vicina al cloro avrà quindi una prevalente carica negativa ( ), mentre<br />
la parte <strong>del</strong>la molecola vicina all'idrogeno una prevalente carica positiva ( +).<br />
<strong>Il</strong> <strong>legame</strong> che si è formato tra idrogeno è cloro viene denominato <strong>legame</strong> coovalente polare.<br />
Viene definito <strong>legame</strong> coovalente polare il particolare <strong>legame</strong> coovalente che coinvolge due atomi<br />
con differente elettronegatività.<br />
4
E' da sottolineare il fatto che poichè il <strong>legame</strong> coovalente polare presenta contemporaneamente le<br />
caratteristiche di un <strong>legame</strong> coovalente puro (sovrapposizione degli orbitali), che in parte quelle di<br />
un <strong>legame</strong> ionico (essendo presenti interazioni tra una parte positiva ed una negativa) a parità di<br />
altre considerazioni il <strong>legame</strong> coovalente polare è mediamente più forte di un <strong>legame</strong> coovalente<br />
omopolare.<br />
Un particolare tipo di <strong>legame</strong> coovalente è rappresentato dal <strong>legame</strong> dativo.<br />
Una specie chimica che consente di comprendere bene questo tipo di <strong>legame</strong> è lo ione ammonio<br />
(NH4 + ).<br />
Questo ione deriva dall'unione di una molecola di ammoniaca (NH3) con uno ione H + secondo la<br />
seguente reazione:<br />
NH3 + H + -> NH4 +<br />
L'azoto è un elemento <strong>del</strong> quinto gruppo per cui si trova ad avere una struttura elettronica con<br />
cinque elettroni nell'ultimo livello energetico (cinque elettroni di valenza)<br />
1s 2 , 2s 2 p 3<br />
In pratica abbiamo due elettroni che completano l'orbitale "s" e tre elettroni in ognuno di tre orbitali<br />
"p".<br />
Una rappresentazione semplificata di questa situazione può essere fatta con questo sistema:<br />
L'azoto ha questo punto ultimato i suoi tre elettroni spaiati formando tre legami coovalenti, come<br />
può fare ad unire un altro atomo di idrogeno presente nella molecola di NH4 + ?<br />
Uno ione H + è un atomo di idrogeno che ha perso il suo unico elettrone e che si ritrova quindi con<br />
un orbitale "s" vuoto.<br />
L'azoto ha ancora un orbitale non interessato a nessun <strong>legame</strong> che contiene due elettroni.<br />
5
Se l'orbitale vuoto <strong>del</strong>lo ione H + e l'orbitale "pieno" <strong>del</strong>l'azoto si uniscono il risultato finale è<br />
analogo a quello di un <strong>legame</strong> coovalente (due elettroni condivisi da due atomi in un orbitale di<br />
<strong>legame</strong>), quello che è cambiato è solo la provenienza dei due elettroni che derivano da una sola<br />
specie chimica.<br />
Poichè è l'azoto a DARE i due elettroni questo tipo di <strong>legame</strong> si chiama dativo.<br />
Possiamo definire quindi il <strong>legame</strong> dativo come un particolare caso di <strong>legame</strong> coovalente in cui gli<br />
elettroni di <strong>legame</strong> provengono da una sola <strong>del</strong>le due specie chimiche interessate alla interazione.<br />
(3) IL LEGAME METALLICO<br />
Se prendiamo un pezzo di ferro notiamo che esso presenta <strong>del</strong>le caratteristiche ben definite, intanto<br />
è solido a temperatura ambiente, poi conduce bene il calore e la corrente elettrica, infine può essere<br />
"stirato" in sottili lamine o in fili sottilissimi (duttilità e malleabilità).<br />
Queste proprietà sono simili a molti metalli.<br />
Ma come fanno gli atomi di ferro a stare uniti ed ad avere tutte queste proprietà non interpretabili né<br />
con un <strong>legame</strong> coovalente, né con un <strong>legame</strong> ionico.<br />
La spiegazione di queste caratteristiche dei metalli viene spiegata con l'ipotesi di un nuovo tipo di<br />
<strong>legame</strong> denominato per l'appunto metallico.<br />
Si immagina che i diversi nuclei <strong>del</strong> metallo possano scambiarsi liberamente gli elettroni di valenza.<br />
In pratica è come se immaginassimo una sorta di nuvola di elettroni che accomuna tutti gli atomi di<br />
ferro.<br />
Gli elettroni potendosi muovere liberamente tra un atomo stabilizzano la struttura e spiegano come<br />
mai i metalli siano degli ottimi conduttori.<br />
Poichè possiamo immaginare la struttura derivante dal <strong>legame</strong> metallico come una sorta di strati di<br />
atomi sovrapposti, possiamo anche capire come questa struttura possa essere "stirata" o "filata" e<br />
quindi le caratteristiche di duttilità e malleabilità dei metalli stessi.<br />
6
I legami intermolecolari<br />
Sono:<br />
1. interazioni dipolo-dipolo ("tradizionale e legami ad idrogeno)<br />
2. interazioni di Van der Waals<br />
(1) Interazioni dipolo-dipolo<br />
Abbiamo visto come nella formazione di un <strong>legame</strong> coovalente polare all'interno <strong>del</strong>la molecola si<br />
sviluppi un centro positivo ed un centro negativo. Questa dislocazione di cariche interne ad una<br />
molecola prende il nome di dipolo.<br />
Maggiore è la differenza di elettronegatività tra gli atomi maggiore è l'intensità <strong>del</strong> dipolo.<br />
Tra il centro positivo di una molecola ed il centro negativo di una molecola adiacente si possono<br />
sviluppare <strong>del</strong>le interazioni (intermolecolari) denominate per l'appunto dipolo-dipolo.<br />
Queste interazioni sono connesse con le proprietà fisiche <strong>del</strong>la molecola, abbiamo infatti già visto<br />
come maggiori siano le interazioni intermolecolari maggiore sia il punto di ebollizione e di fusione<br />
di una sostanza.<br />
Un caso particolare di interazione dipolo-dipolo è tipico di molecole che contengono atomi di<br />
idrogeno legati ad elementi fortemente elettronegativi (O, F, N) in questo caso l'interazione<br />
intermolecolare risulta particolarmente forte e prende il nome di <strong>legame</strong> ad idrogeno.<br />
La possibile formazione di un <strong>legame</strong> ad idrogeno tra molecole di acqua (in cui l'idrogeno è legato<br />
all'ossigeno) spiega il motivo per il quale questa sostanza sia liquida a temperatura ambiente, infatti,<br />
la molecola di acido solfidrico (H2S) che è molto simile come struttura a quella <strong>del</strong>l'acqua non<br />
potendo dare legami ad idrogeno risulta aeriforme a temperatura ambientale.<br />
7
(2) Interazioni di Van der Waals<br />
Immaginiamo ora di avere a che fare con un molecola di idrogeno (H2).<br />
In questa molecola dato che i due atomi sono uniti da un <strong>legame</strong> coovalente puro, non si sviluppa<br />
per tanto nessun dipolo.<br />
Le varie molecole di idrogeno non dovrebbero dare nessun tipo di interazioni intermolecolari e<br />
quindi l'idrogeno dovrebbe rimanere gassoso anche a temperature bassissime al limite <strong>del</strong>lo zero<br />
assoluto.<br />
Nella realtà anche se effettivamente l'idrogeno tende a rimanere allo stato gassoso esso diventa<br />
liquido a temperature che pur essendo molto basse, sono in realtà lontane dallo zero assoluto.<br />
Tra le molecole di idrogeno, così come in tutte le molecole prive di dipoli (apolari) si devono<br />
manifestare <strong>del</strong>le interazioni diverse da quelle che abbiamo già visto.<br />
Questo tipo di interazioni sono denominate interazioni di Van der Waals.<br />
Abbiamo definito l'orbitale come la regione <strong>del</strong>lo spazio in cui è massima la probabilità di trovare<br />
gli elettroni.<br />
Quando si forma un orbitale di <strong>legame</strong> gli elettroni comuni ai due atomi si localizzeranno in questa<br />
area e passeranno la maggior parte <strong>del</strong> tempo nelle vicinanze <strong>del</strong> nucleo più elettronegativo.<br />
Se i due atomi interessati hanno la stessa elettronegatività gli elettroni non avranno una maggiore<br />
tendenza a stare vicino ad un nucleo rispetto all'altro, ma ciò non significa che saranno fermi<br />
fossilizzati in una posizione.<br />
Nel loro muoversi potrà succedere che in un certo momento i due elettroni coinvolti in un <strong>legame</strong><br />
coovalente omopolare si trovino casualmente nelle vicinanze di un nucleo, in quel momento si<br />
creerà un dipolo momentaneo.<br />
La parziale polarizzazione in un certo momento di una molecola potrà indurre la polarizzazione di<br />
una molecola adiacente e con un meccanismo a catena potranno svilupparsi moltissime interazioni<br />
di bassa intensità tra molte molecole.<br />
Queste interazioni spiegano come molecole polari possano trovarsi allo stato solido o liquido.<br />
8
La rappresentazione grafica <strong>del</strong>le molecole<br />
Quando scriviamo una molecola sulla base <strong>del</strong>la sua composizione atomica, ad esempio NH3,<br />
H2SO4, etc, non abbiamo nessuna informazione sul tipo di legami che in essa sono presenti.<br />
Un aiuto per comprendere la struttura di una molecola ci viene dalle formule o rappresentazioni di<br />
Lewis.<br />
Nelle formule di Lewis un atomo viene indicato con un numero di puntini pari agli elettroni di<br />
valenza (<strong>del</strong>l'ultimo livello energetico).<br />
La disposizione di questi "puntini" segue la seguente regola, fino a 4 elettroni si mette un puntino su<br />
ogni lato <strong>del</strong> simbolo <strong>chimico</strong> <strong>del</strong>l'elemento, gli eventuali elettroni successivi si appaiano ai puntini<br />
già collocati (vedi riquadro NH3 relativo al <strong>legame</strong> dativo).<br />
Esempio di rappresentazioni di Lewis di alcuni elementi:<br />
Per costruire la formula di Lewis di un molecola non complesse basta seguire <strong>del</strong>le semplici regole:<br />
1. esaurire sempre per primi i legami coovalenti<br />
2. quando abbiamo <strong>del</strong>le molecole costituite da due elementi di cui uno è l'ossigeno (ossidi) se<br />
l'elemento diverso <strong>del</strong>l'ossigeno e presente con più atomi questi sono intervallati con atomi<br />
di ossigeno.<br />
9
3. nel caso si abbia a che fare con degli ossiacidi (molecole tipo HNO3) o con degli idrossidi<br />
(molecole tipo Ca(OH)2) si devono collocare tanti -OH sull'atomo centrale (con dei legami<br />
coovalenti ) compatibilmente con il numero di idrogeni e ossigeni presenti.<br />
Facciamo degli esempi relativi al punto (1) (2) e (3).<br />
10
La disposizione spaziale <strong>del</strong>le molecole<br />
Sebbene le formule di Lewis ci diano una qualche informazione in merito alla struttura <strong>del</strong>le<br />
molecole in realtà risultano sempre essere <strong>del</strong>le semplificazioni.<br />
Consideriamo ad esempio la molecola <strong>del</strong> metano CH4, volendola rappresentare con la formula di<br />
Lewis avremo:<br />
Ci troviamo ad avere quindi 4 legami coovalenti tra gli idrogeni ed il carbonio.<br />
In ognuno di questi legami sono presenti due elettroni.<br />
Ogni <strong>legame</strong> quindi è caratterizzato da avere carica negativa.<br />
Poichè le cariche negative tendono a respingersi vicendevolmente i 4 legami (e quindi i 4 idrogeni)<br />
cercheranno di assumere una posizione tale da essere i più lontani possibile gli uni dagli altri.<br />
La formula di Lewis <strong>del</strong> metano in cui i legami sono a 90° gli uni dagli altri sembra rispondere bene<br />
al requi<strong>sito</strong> <strong>del</strong>la massima lontananza reciproca, ma cosa impedisce al metano di assumere una<br />
configurazione tridimensionale invece <strong>del</strong>la disposizione planare disegnata.<br />
In effetti se immaginiamo che i quattro legami si dispongano nello spazio possiamo individuare una<br />
struttura in cui i legami anziché 90° possano raggiungere un angolo maggiore (109,5 °). Questa<br />
struttura è quella tetraedrica<br />
11
Partendo dal presupposto che gli orbitali di <strong>legame</strong> cerchino di stare il più lontano possibile<br />
possiamo valutare anche la struttura di molecole quali BaH2 e BH3.<br />
Ritorniamo ora a considerare una molecola che abbiamo già preso in considerazione ossia quella<br />
<strong>del</strong>l'ammoniaca (NH3).<br />
Poichè attorno all'atomo di azoto abbiamo tre atomi di idrogeno potremmo pensare per questa<br />
molecola una situazione simile a quella <strong>del</strong> BH3 con angoli di 120°.<br />
Nella realtà gli angoli tra gli atomi di idrogeno nell'ammoniaca sono di poco meno di 109° come<br />
mai?.<br />
La risposta è piuttosto logica se consideriamo che intorno all'atomo di azoto c'è anche un orbitale<br />
non interessato al <strong>legame</strong> con gli atomi di idrogeno.<br />
Questo orbitale non interessato al <strong>legame</strong> contiene comunque degli elettroni e quindi suscita <strong>del</strong>le<br />
interazioni repulsive.<br />
La situazione <strong>del</strong>l'ammoniaca viene spiegata nel seguente riquadro.<br />
12
Al fine di stabilire la struttura tridimensionale di una molecola non dobbiamo limitarci a guardare il<br />
numero di legami che interessano l'atomo centrale, ma il numero di orbitali che lo circondano<br />
Un aspetto molto importante nella valutazione <strong>del</strong>la disposizione spaziale di una molecola è<br />
l'eventuale formazione di doppi legami.<br />
Di parla di doppi legami quando tra due atomi si formano due legami coovalenti<br />
In questo caso per la valutazione <strong>del</strong>la struttura tridimensionale dobbiamo considerare un doppio<br />
<strong>legame</strong> alla stregua di un <strong>legame</strong> semplice.<br />
<strong>Il</strong> tutto diventa più evidente con alcuni esempi:<br />
Relazioni tra struttura e polarità<br />
13
Una molecola è polare quando risente di un campo elettrico.<br />
Se facciamo scorrere un filo di acqua nelle vicinanze di una bacchetta elettrizzata noteremo che il<br />
flusso di liquido viene deviato.<br />
L'acqua infatti è una tipica sostanza polare.<br />
Se ripetiamo lo stesso esperimento con altri liquidi, ad esempio con la benzina, possiamo notiamo<br />
il flusso di liquido non risente <strong>del</strong>l'azione <strong>del</strong> campo elettrico.<br />
Per sostanze polari e apolari vale una regola generale che possiamo esprimere nei seguenti termini<br />
"simile scioglie simile".<br />
Una sostanza tipicamente polare non si scioglie in una sostanza apolare e viceversa.<br />
La polarità di una molecola è legata a due fattori fondamentali.<br />
1. nella molecola devono esserci dei dipoli (quindi legami ionici o coovalenti polari)<br />
2. i dipoli non si devono annullare reciprocamente.<br />
<strong>Il</strong> requi<strong>sito</strong> (1) è abbastanza evidente, abbiamo già sottolineato come molecole quali l'idrogeno (H2)<br />
in cui ci sono legami coovalenti puri al massimo si possono sviluppare le debolissime interazioni di<br />
Van der Waals che non consentono di certo alla molecola di assumere caratteristiche polari.<br />
<strong>Il</strong> requi<strong>sito</strong> (2) invece è meno ovvio, ma ci consente di capire come mai ad esempio il metano sia<br />
apolare, mentre l'ammoniaca sia polare.<br />
Consideriamo la formula di Lewis <strong>del</strong> metano e <strong>del</strong>la ammoniaca.<br />
In entrambe le molecole l'atomo centrale (carbonio nel metano e azoto nell'ammoniaca) sono più<br />
elettronegativi degli idrogeni.<br />
Ci troviamo ad avere quindi 4 dipoli nel metano e 3 dipoli nell'idrogeno.<br />
Possiamo immaginare i dipoli come dei vettori disposti lungo l'asse di <strong>legame</strong>.<br />
E' facile dimostrare che a seguito <strong>del</strong>le strutture spaziali, mentre nel metano i 4 vettori si annullano<br />
nell'ammoniaca questo non succede.<br />
Per rendere quindi una molecola polare non è sufficiente la presenza di dipoli, ma anche che questi<br />
non si annullino reciprocamente.<br />
14
La conoscenza <strong>del</strong>la struttura tridimensionale di una molecola è quindi di notevole importanza per<br />
comprendere e prevedere se essa risulta polare o meno.<br />
A tale riguardo un esempio fondamentale ci viene dall'acqua che come abbiamo visto è una tipica<br />
molecola polare.<br />
La formula chimica <strong>del</strong>l'acqua è H2O con l'ossigeno molto più elettronegativo <strong>del</strong>l'idrogeno.<br />
Nell'acqua ci sono quindi due dipoli (legati ai due legami tra idrogeno ed ossigeno), che se<br />
risultassero perfettamente opposti determinerebbero la apolarità <strong>del</strong>la molecola.<br />
Per comprendere il motivo per cui l'acqua sia polare dobbiamo ritornare a valutare il numero di<br />
orbitali che circondano l'ossigeno<br />
E' da notare che i solidi ionici (ad esempio NaCl) che pur hanno elevati punti di fusione si<br />
disgregano in genere facilmente in solventi polari come l'acqua.<br />
Questo perché i centri dipolari si orientano sui cationi (anioni e cationi)di carica opposta, riducendo<br />
l'entità <strong>del</strong>le interazioni ioniche e determinando il collasso e quindi la dissoluzione <strong>del</strong> solido<br />
ionico.<br />
Non tutte le molecole sono in assoluto polari o apolari, alcune di esse come ad esempio l'alcool<br />
possono avere al loro interno sia zone polari che zone apolari.<br />
15
Questo spiega ad esempio come mai l'alcool sia solubile sia in solventi polari (come l'acqua) che in<br />
solventi apolari (come la benzina).<br />
16