Legame chimico e geometria molecolare: ionico, covalente, metallico e VSEPR
Regola dell'ottetto e strutture di Lewis, i tre tipi di legame, la forma delle molecole con il modello VSEPR, orbitali ibridi e il passaggio dagli orbitali molecolari alle bande.
Gli atomi si legano perché, insieme, hanno un’energia più bassa che da soli. Il modo in cui lo fanno dipende soprattutto dalla differenza di elettronegatività: se un atomo strappa l’elettrone all’altro si forma un legame ionico, se lo condividono un legame covalente, se gli elettroni diventano di tutti un legame metallico. Da qui discendono la forma delle molecole e molte proprietà dei materiali, compresa la conducibilità elettrica.
La regola dell’ottetto e le strutture di Lewis
Molti atomi tendono a raggiungere otto elettroni nel guscio esterno, la configurazione dei gas nobili. Le strutture di Lewis lo rappresentano con punti e trattini: ogni trattino è una coppia di elettroni condivisa. Per disegnarle:
- conta gli elettroni di valenza di tutti gli atomi (aggiungi la carica per gli anioni, sottraila per i cationi);
- metti al centro l’atomo meno elettronegativo (mai l’idrogeno) e collegalo agli altri con legami singoli;
- completa gli ottetti degli atomi esterni, poi metti gli elettroni rimasti sull’atomo centrale;
- se l’atomo centrale non ha l’ottetto, trasforma doppietti di non legame in legami doppi o tripli.
Esempio: CO2 ha 4 + 2·6 = 16 elettroni di valenza. Con due legami doppi O=C=O ogni atomo ha l’ottetto. Ci sono eccezioni note: il boro in BF3 si ferma a sei elettroni, lo zolfo in SF6 ne ha dodici.
Legame ionico, covalente e metallico
| Legame | Differenza di elettronegatività | Esempio | Proprietà tipiche |
|---|---|---|---|
| Covalente puro | circa 0 | H2, Cl2, cristallo di Si | molecole o solidi covalenti |
| Covalente polare | da 0,4 a 1,7 circa | H2O, HCl | molecole con un dipolo |
| Ionico | oltre 1,7 circa | NaCl, MgO | cristalli duri, fondono ad alta temperatura, conducono solo fusi o in soluzione |
| Metallico | atomi dello stesso metallo | Cu, Al, Fe | “mare” di elettroni liberi: ottimi conduttori, duttili |
Le soglie sono indicative: tra covalente polare e ionico c’è una gradualità. Il legame metallico spiega perché i metalli conducono: gli elettroni di valenza non appartengono a un singolo atomo ma sono condivisi da tutto il cristallo, e un campo elettrico li mette in moto.
La forma delle molecole: il modello VSEPR
Le coppie di elettroni attorno all’atomo centrale, di legame o no, si respingono e si dispongono il più lontano possibile. Contando i “domini elettronici” si prevede la geometria. I doppietti di non legame occupano più spazio e chiudono gli angoli tra i legami.
Acqua e anidride carbonica mostrano perché la forma conta: in CO2, lineare, i due legami polari si annullano e la molecola è apolare; in H2O, angolata a circa 104,5°, non si annullano, la molecola è polare e questo spiega quasi tutte le proprietà speciali dell’acqua.
Orbitali ibridi e legami σ e π
Per spiegare i quattro legami identici del metano il carbonio “mescola” l’orbitale 2s con i tre 2p e forma quattro orbitali ibridi sp³, diretti ai vertici di un tetraedro. Con sp² si ottengono tre orbitali a 120° (etilene, grafite), con sp due orbitali a 180° (acetilene). I legami lungo l’asse tra i due nuclei si chiamano σ; quelli formati dalla sovrapposizione laterale di orbitali p sono π. Un legame doppio è σ + π, un triplo σ + 2π.
Anche il silicio del cristallo è ibridato sp³: ogni atomo è legato a quattro vicini in una struttura tetraedrica, la stessa del diamante. Quando i legami sono tutti integri non ci sono elettroni liberi, ed è per questo che il silicio puro conduce poco.
Dagli orbitali molecolari alle bande
Quando due atomi si legano, i loro orbitali si combinano in un orbitale di legame, a energia più bassa, e uno di antilegame, a energia più alta. In un cristallo con miliardi di atomi questi livelli diventano così fitti da formare bande continue: la banda di valenza e quella di conduzione. La distanza tra le due decide se un materiale è conduttore, semiconduttore o isolante, ed è il tema della lezione sugli stati della materia.
