Cosa tiene uniti gli atomi?
Un legame chimico è ciò che abbassa l'energia di un insieme di atomi quando restano uniti. Gli atomi sistemano i loro elettroni in tre modi generali: trasferirli (ionico), condividerli tra due nuclei (covalente) o metterli in comune su un intero reticolo (metallico). Le sostanze reali sono un continuo — la condivisione in un legame C–H è molto più equilibrata che in un legame O–H — ma ogni struttura di questa pagina nasce da una sola domanda: dati gli elettroni di valenza, dove devono finire gli atomi?
La regola da ricordare: la repulsione segue l'ordine coppia solitaria–coppia solitaria > coppia solitaria–legame > legame–legame. Le coppie solitarie sono trattenute da un solo nucleo, quindi occupano più spazio delle coppie di legame, stringendo i legami — ed è per questo che in CH4 l'angolo è 109,5° ma in H2O è 104,5°.
Tre famiglie di legami
| Aspect | Ionico | Covalente | Metallico |
|---|
| Cosa succede | Gli elettroni passano dal metallo al non metallo; cariche opposte si attraggono | Coppie di elettroni condivise tra due nuclei | Elettroni delocalizzati su tutti i cationi metallici |
| Esempio | NaCl, MgO | H2O, CO2, diamond | Cu, Fe |
| Comportamento tipico | Alto punto di fusione, fragile, conduce solo allo stato fuso o disciolto | Forme molecolari definite, bassi punti di ebollizione (solidi molecolari) | Conduce allo stato solido, malleabile, lucido |
La differenza di elettronegatività ΔEN ordina il continuo: vicino a 0 la condivisione è equa (covalente apolare), intorno a 0,4–1,7 è sbilanciata (covalente polare), e oltre circa 1,7 di solito prevale una descrizione di trasferimento completo. L'elettronegatività cresce verso destra e verso l'alto nella tavola periodica, ed è per questo che il F attira con più forza di tutti.
Polarità del legame e polarità molecolare
Un legame polare ha un dipolo di legame — un piccolo vettore che punta dall'estremità positiva verso l'atomo negativo (avido di elettroni). Se la molecola sia polare è una questione di geometria: si sommano i vettori. CO2 e H2O contengono entrambe legami fortemente polari, ma CO2 è lineare (AX2, 180°) quindi i suoi due dipoli puntano in direzioni opposte e si annullano, mentre H2O è angolata (AX2E2, 104,5°) quindi si rafforzano a vicenda in un dipolo netto di 1,85 D. Il pannello Polarità qui sopra applica esattamente questo ragionamento per ogni geometria.
VSEPR: la forma dai domini contati
La teoria VSEPR (repulsione delle coppie di elettroni di valenza) prevede la forma contando i domini elettronici attorno all'atomo centrale — ogni legame singolo, doppio o triplo conta come un dominio, così come ogni coppia solitaria. Due domini si dispongono linearmente, tre trigonali planari, quattro tetraedricamente, cinque bipiramidale trigonale, sei ottaedricamente. La notazione AXE registra la risposta: un atomo centrale A, Xn atomi legati, Em coppie solitarie. Osservi come gli angoli si comprimono quando le coppie solitarie sostituiscono i legami nella serie isoelettronica CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): gli stessi quattro domini, sempre più solitari. La geometria molecolare differisce dalla geometria dei domini elettronici ogni volta che esistono coppie solitarie — i domini dell'acqua sono tetraedrici anche se gli atomi formano una forma angolata. Ecco perché le due coppie solitarie dell'acqua la piegano a 104,5°, mentre i due doppi legami della CO2 la lasciano rigidamente lineare.
Ibridazione e carica formale
La teoria del legame di valenza spiega i legami orientati di queste geometrie mescolando gli orbitali s e p dell'atomo in ibridi che puntano dove puntano i domini: 2 domini → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Consideri l'etichetta come una contabilità di «tante direzioni equivalenti» piuttosto che come una ricetta letterale. La carica formale è la contabilità complementare per quale struttura di Lewis disegnare: CF = elettroni di valenza − elettroni delle coppie solitarie − metà degli elettroni di legame. Il carbonio in CH4 ottiene 4 − 0 − 4 = 0; la struttura migliore è quella che minimizza le cariche formali e le allontana dagli atomi interni. La risonanza è l'ammissione onesta che un solo disegno non basta — entrambi i legami S–O in SO2 sono equivalenti con ordine di legame 1,5, non alternano singolo e doppio.
Flessibilità dell'ottetto
Gli atomi del secondo periodo (C, N, O, F) sono rigidamente limitati a otto elettroni. Oltre questo limite le cose si allentano: BF3 sopravvive con soli sei elettroni attorno al boro (rendendolo un accettore di coppie di elettroni vorace), mentre gli atomi del terzo periodo e successivi si espandono senza protestare — PCl5 e SF6 ne contengono 10 e 12, e XeF4 sistema quattro legami più due coppie solitarie in una disposizione ottaedrica, appiattendosi a planare quadrata.
Idee sbagliate comuni
- I legami polari fanno una molecola polare. Solo se la geometria non li annulla — CO2, BF3, CH4, SF6 e XeF4 contengono tutti legami polari o identici disposti in modo abbastanza simmetrico da essere apolari.
- Un doppio legame sono due domini. Si respinge come un unico dominio voluminoso; i due doppi legami C=O della CO2 danno comunque numero sterico 2 e una forma lineare.
- Geometria molecolare = geometria elettronica. Vero solo con zero coppie solitarie; i domini di NH3 sono tetraedrici, i suoi atomi piramidali trigonali.
- La struttura di Lewis è la molecola. È uno schizzo di contabilità; risonanza (SO2), delocalizzazione (benzene) e misure (entrambi i legami S–O uguali) superano abitualmente qualsiasi singolo disegno.
Strumenti correlati: Configurazione elettronica (contare gli elettroni di valenza che formano i legami), Chimica organica (forme dei gruppi funzionali) e Editor di strutture (disegnare le molecole).
