modulo 05: legami, molecole e reazioni

05.3 - il legame covalente

 

Consideriamo ora un sistema costituito da due atomi che hanno tra loro bassa differenza di elettronegatività; se il sistema possiede energia minore quando i due atomi sono vicini piuttosto che quando si trovano a distanza infinita, significa che si è formato un legame covalente; esso è costituito da una coppia di elettroni condivisi fra i due atomi.

 

come può variare l'energia di interazione tra due atomi?

Fig.05.3-1 Valore dell'energia di un sistema di due atomi in funzione della loro distanza r.

La curva a corrisponde alla formazione di un legame.

La curva b corrisponde ad una situazione di repulsione tra i due atomi e non si ha formazione di legame; succede, per esempio, se tutti gli orbitali atomici sono pieni.

E0 = energia di legame

r0 = distanza di legame

Il valore 0 per E corrisponde all'energia dei due atomi a distanza infinita: perciò E0 è negativa e rappresenta una energia di stabilizzazione.

energia di due atomi a distanza diversa

 

Quando si forma un legame covalente, la densità di carica elettronica nella regione fra i due nuclei aumenta (poiché i due elettroni sono condivisi).

Questo legame si può pensare che consista nella sovrapposizione di due degli orbitali atomici dei due atomi, contenenti ognuno un elettrone, per dare un orbitale di legame o di valenza nel quale si collocano i due elettroni condivisi; anche per questo orbitale vale il principio di Pauli, perciò potrà contenere solo due elettroni a spin antiparallelo.

 

come rappresentare graficamente i legami covalenti

Vediamo come si può rappresentare una situazione di legame covalente (o di "non legame" nel caso di Ne, che è un gas nobile) in modo simbolico; consideriamo, per esempio, C, N, O, F e Ne. Possiamo indicare le varie situazioni con vari tipi di notazioni, già viste:

Fig.05.3-2 Notazione di Lewis ed altre notazioni per alcuni atomi del 2° gruppo e relativi composti con l'idrogeno.

Nella prima colonna la rappresentazione di Lewis degli atomi e dei loro elettroni disponibili per legami; nella seconda e nella terza, due tipi di configurazione elettronica degli atomi, nell'ultima, la rappresentazione delle molecole secondo la notazione di Lewis (1916).

Per C, che nello stato fondamentale avrebbe 2 elettroni nel 2s e due spaiati nei 2p, uno dei due elettroni 2s viene "promosso" al 2p libero: ciò comporta una spesa di energia, ma è possibile così ottenere 4 legami anziché 2, con un netto guadagno di energia. Questo avviene sempre quando è possibile, purché il bilancio energetico totale comporti una riduzione della energia totale del sistema. Un trattino che congiunge due atomi rappresenta un legame covalente, cioè un doppietto di elettroni condiviso; uno accostato all'atomo rappresenta un doppietto di elettroni non impegnato in legame (detto anche doppietto libero).

Ne non può fare legami poiché tutti gli orbitali sono occupati da un doppietto.

notazioni per alcuni atomi del 2° gruppo

La zona fra i due nuclei, occupata dai due elettroni condivisi, si può pensare definita dalla compenetrazione o sovrapposizione (overlapping) di due orbitali atomici ognuno con 1 elettrone per dare un orbitale di legame con i due elettroni condivisi. Il legame è tanto più stabile quanto maggiore è la sovrapposizione.

 

valenza (o covalenza)

Il numero di coppie di elettroni che un atomo ha in comune con altri atomi può essere definito come valenza covalente o covalenza di quell'atomo; le covalenze possono essere relative anche ad atomi dello stesso tipo.

Dagli esempi è possibile dedurre la covalenza dei vari atomi presenti (almeno per quella situazione specifica).

Fig.05.3-3 Esempi di molecole rappresentate con la notazione di Lewis.

Ogni trattino rosso corrisponde a una coppia di elettroni; se congiunge due atomi corrisponde a un legame covalente; in caso contrario, se compare cioè "appoggiato" su un atomo, si tratta di un doppietto libero.

Gli atomi presenti hanno sempre la stessa covalenza: 1 per H ed F; 2 per O; 3 per N; 4 per C.

Tutti i legami sono legami semplici, cioè con una sola coppia di elettroni in comune.

Alcune molecole hanno nomi convenzionali, come idrazina e propano.

Il perossido di idrogeno è più comunemente noto come acqua ossigenata e contiene un legame perossidico, relativamente instabile, quello tra i due O.

alcune molecole secondo la notazione di Lewis

 

legami multipli

Esistono però molecole che, oltre ai legami semplici, contengono anche legami doppi e tripli, che corrispondono alla messa in comune di 4 o 6 elettroni:

Fig.05.3-4 Esempi di molecole con doppi e tripli legami.

Il diossido di carbonio è comunemente noto come anidride carbonica; i tre atomi giacciono sulla stessa linea.

L'etino è noto come come acetilene; i quattro atomi giacciono sulla stessa linea.

Anche nell'acido cianidrico i tre atomi giacciono sulla stessa linea.

Il chetene ha due doppi legami adiacenti e i tre atomi di carbonio giacciono sulla stessa linea; non sono molte le molecole che hanno questa struttura.

Propionitrile ed etilisonitrile sono isomeri dato che la formula minima è la stessa (sono costituiti dagli stessi tipi e dallo stesso numero di atomi), pur avendo proprietà molto diverse.

Il penta(1,3)diene è detto anche (1,3)pentadiene, in cui i numeri rappresentano il primo C da cui parte ogni doppio legame, e diene significa che ci sono due doppi legami (di-ene).

molecole con legami multipli secondo la notazione di Lewis

 

la regola dell'ottetto

Come si può notare nelle formule precedenti, ogni atomo ha attorno 8 elettroni (salvo H che ne ha sempre 2).

Ciò ha portato Lewis a proporre la regola dell'ottetto, per la quale la struttura elettronica di una molecola deve essere tale che ogni atomo sia circondato da un ottetto di elettroni.

Così ogni atomo assume la configurazione del gas nobile che lo segue. In effetti questa regola non è vera in assoluto, anche se è stata molto utile per comprendere alcune formule elettroniche altrimenti di difficile descrizione, come per esempio quella del monossido di carbonio.

Fig.05.3-5 Situazione elettronica del monossido di carbonio CO in base alla teoria dell'ottetto. la molecola di monossido di carbonio

 

l'espansione dell'ottetto

In effetti, quando entrano in gioco elementi del 3° periodo (ricordando il capitolo 04.4 sull'aufbau e la tavola periodica) la regola può non essere valida, come succede, per esempio per PF5, ClF3, SF6,...

In questi casi sono infatti disponibili gli orbitali d e in questi orbitali 3d alcuni elettroni possono venire "promossi" (dato che l'energia dei 3d è un po' superiore di quella dei 3p), così da permettere la formazione di un maggior numero di legami covalenti (e questo comporta una maggiore stabilizzazione dal punto di vista energetico):

Fig.05.3-6 Esempi di espansione dell'ottetto.

 

 

 

A sinistra la configurazione senza espansione, a destra quelle con espansione, che comporta la promozione di uno o più elettroni 3s o 3p in orbitali 3d.

La promozione comporta una spesa di energia, abbondantemente compensata dalla possibilità di  formazione di più legami.

espansione dell'ottetto

 

una situazione anomala: il benzene

Tutto ciò non è però ancora sufficiente a spiegare tutti i tipi di legami covalenti.

Prendiamo per esempio il benzene C6H6. Per giustificare alcune sue caratteristiche chimiche (rapporto atomico C/H = 1/1; stabilità nonostante la presenza di 3 doppi legami; polarità quasi nulla...), sono state proposte formule di tipo molto diverso:

Fig.05.3-7 Strutture del benzene ipotizzate da Claus, Kekulé, Armstrong e Bayer, Dewar, Stadeler e Wichelhaus, Ladenburg.

 

Ognuna delle rappresentazioni cercava di giustificare, con strutture anche fantastiche (dal punto di vista chimico e strutturale), i dati sperimentali sul comportamento e sulle caratteristiche del benzene. Ogni tratto corrisponde a una coppia di elettroni, salvo che nella raffigurazione di Armstrong, nella quale le freccette corrispondono a 1 elettrone ognuna.

ipotesi di struttura del benzene

 

Fig.05.3-8 e Fig.05.3-9 Struttura proposta nel 1866 per il benzene da Kekulé ed un ritratto di Friederich August Kekulé

 

Già nel 1866 Friederich August Kekulé (1829-1896) aveva proposto una struttura che più si avvicinava a quella attualmente accettata. Il suo disegno (pare dovuto a un sogno) è quello in figura.

La conferma di questa ipotesi è venuta da una lunga serie di idrogenazioni (sul benzene C6H6) e alogenazioni (sul toluene C6H5CH3).

struttura del benzene secondo Kekulé Friederich August Kekulé

 

Attualmente si usano raffigurazioni diverse a seconda del settore chimico in cui si parla del benzene e derivati, e dell'utilità della rappresentazione nel suo uso contingente (per esempio la rappresentazione centrale in basso viene correntemente usata per spiegare reazioni di sostituzione in molecole aromatiche):

Fig.05.3-10 Alcune delle rappresentazioni attuali della struttura del benzene. varie rappresentazioni della molecola di benzene

In effetti i doppi legami non sono localizzati dove sono disegnati: nel benzene le distanze di legame C-C =1.39 Å sono tutte eguali; se fossero localizzati, ricordando che la lunghezza di un legame C-C singolo è 1.54 Å e quella di un C=C doppio è 1.34 Å, la molecola di benzene dovrebbe presentare una asimmetria (praticamente un esagono distorto); inoltre i doppi legami sarebbero molto più reattivi di quelli singoli, cosa che è sperimentalmente falsa.

La situazione reale è intermedia tra il legame singolo e il doppio: l'ordine di legame è 1.5 (numero di legami/numero di atomi) = (6 + 3)/6.

 

il fenomeno della risonanza

Si dice che gli elettroni dei doppi legami sono delocalizzati su tutto l'anello.

Questa situazione si può indicare graficamente, per convenzione, come illustrato nella figura seguente:

Fig.05.3-11 Rappresentazione convenzionale della molecola di benzene.

Essa indica che la situazione reale è intermedia tra le rappresentazioni I e II, che si chiamano formule limite o di risonanza.

Il simbolo con la doppia freccia non va confuso con quello di equilibrio, costituito da due frecce in direzioni opposte.

la risonanza nel benzene

Il fenomeno si chiama risonanza o mesomeria: il benzene non è né I né II, ma un ibrido di risonanza delle due (o più) formule limite; queste sono così dette poiché sono situazioni "limite", non reali.

Questo fenomeno avviene sempre quando, per una molecola (o in generale per una struttura poliatomica, come un anione, per esempio) è possibile scrivere più formule elettroniche; ognuna di esse contribuisce alla situazione reale in base alla sua probabilità di esistenza e perciò alla sua energia (quanto più è alta l'energia del sistema in quella forma, tanto meno probabile sarà l'esistenza di quella forma rispetto alle altre).

 

altri esempi di risonanza

Esistono molte altre molecole in cui il fenomeno della risonanza è importante; conoscendo il contributo delle varie formule limite è possibile anche conoscere la situazione geometrica della molecola. Occorre tenere presente che il fenomeno è tanto più rilevante quanto più è planare la parte della molecola in cui esso si manifesta.

Fig.05.3-12 Esempi di strutture risonanti rappresentate attraverso le formule limite più probabili.

L'ozono O3 ha forma angolare poiché l'ossigeno centrale ha un doppietto libero; inoltre ha una parziale carica positiva rispetto agli altri due.

Il diossido di zolfo SO2, chiamato comunemente anidride solforosa, ha anch'esso struttura angolare per la stessa ragione ed i due ossigeni sono perfettamente equivalenti; nella prima formula limite S è con espansione dell'ottetto.

Nel protossido di azoto N2O, lineare, l'azoto centrale è sempre tetracovalente, perciò ha sempre una carica positiva.

Nello ione carbonato CO32- le due cariche negative sono equamente distribuite tra i tre ossigeni e la struttura è planare trigonale.

Notare che ogni atomo (escluso S) raggiunge, in ogni formula limite, la configurazione del gas nobile (otto elettroni).

la risonanza in molecole e ioni

 

la sovrapposizione (o overlapping)

Ma qual'è il modello fisico che utilizziamo per rappresentare la formazione di un legame? Abbiamo già accennato alla sovrapposizione o overlapping di orbitali: 2 orbitali atomici, contenenti ognuno un elettrone, compenetrandosi individuano una regione di spazio fra i 2 nuclei, e formano così un orbitale di legame contenente i 2 elettroni a spin antiparallelo (per il principio di Pauli).

Questa regione è l'area di sovrapposizione. Può succedere anche che uno degli orbitali atomici contenga 2 elettroni, l'altro nessuno (è il caso di un legame "coordinativo").

Il legame è tanto più stabile quanto maggiore è la sovrapposizione fra gli orbitali atomici.

Il tipo o l'entità della sovrapposizione dipenderà, ovviamente, dalla forma degli orbitali atomici che possono interagire; è perciò importante ricordare la forma degli orbitali di tipo s, dei p, dei d, etc. e la loro simmetria (vedi capitolo 04.3).

 

orbitali s e p

Quando la sovrapposizione avviene lungo un asse, si ha simmetria cilindrica lungo l'asse, sia della sovrapposizione sia del legame che ne consegue: è un orbitale s.

Quando invece avviene lateralmente, si ha un orbitale p.

Fig.05.3-13 Sovrapposizione di orbitali atomici s e p, con formazione di orbitali di legame   s e p.

Con i s si ha simmetria assiale; con i p si ha un piano nodale (in questo caso xz); sul piano nodale si annullano sia le funzioni d'onda sia la funzione probabilità. In generale si ha sovrapposizione maggiore, perciò maggiore stabilità per i s; il primo legame che si forma è perciò il s, poi gli atomi ruotano finché possono creare il p; quando questo è formato, la rotazione è però bloccata.

orbitali atomici e orbitali di legame

Il massimo numero possibile di legami tra due atomi è 3, un s, due p

L'orbitale di legame s assume la forma di un ellissoide con l'asse di simmetria cilindrica coincidente con l'asse di legame. 

L'orbitale p ha la forma di due "salsicciotti" con un piano nodale; se ce ne sono due, la nuvola carica assume circa la forma di un cilindro cavo, coassiale col legame s.

La forma degli orbitali di legame non può essere dovuta alla semplice somma degli orbitali atomici: questi infatti sono modificati dalla vicinanza dell'altro atomo, anche quelli che non partecipano ai legami (questo avviene a causa anche della repulsione elettronica tra gli orbitali atomici).

 

il metano e la simmetria tetraedrica

Prendiamo ora il caso del metano CH4: 3 degli H potrebbero legarsi ai 3p, a 90° l'uno dall'altro; il quarto H dovrebbe, in questo caso, legarsi all'orbitale s: questo quarto legame sarebbe però di diversa lunghezza e circa a 125° (w), così da essere simmetrico ed equidistante dagli altri 3.

Fig.05.3-15 Direzione degli assi dei tre orbitali atomici p e del quarto asse che corrisponderebbe all'asse del quarto legame se i primi tre fossero formati con gli orbitali atomici p puri del carbonio per formare la molecola di metano.

 

A destra le misure degli angoli tra gli assi; in basso a destra viene evidenziato che un eventuale legame nella direzione ow sarebbe diverso dagli altri tre.

direzione degli orbitali p e...

Ma, dai dati sperimentali (spettroscopici, di reattività, di polarità...), i legami sono perfettamente equivalenti ed equidistanti tra loro, a 109°28', angolo corrispondente alla simmetria tetraedrica.

 

una soluzione modellistica: l'ibridazione

Perché ciò avvenga è necessario che i 4 orbitali atomici si mescolino per dar luogo a 4 orbitali di legame perfettamente equivalenti: questo processo si chiama ibridazione; può essere espresso come una combinazione matematica delle funzioni y degli orbitali atomici, per dare orbitali ibridi.

Questa operazione può avvenire fra orbitali diversi; gli ibridi prendono il nome dagli orbitali atomici usati; ogni combinazione ha una sua conformazione geometrica, generalmente con gli orbitali ibridi alla massima distanza angolare tra loro (per ridurre l'energia di repulsione).

ibridi

orbitali atomici

conformazione

esempi

sp

s + p

lineare

CO2, BeCl2

sp2

s + px+ py

trigonale

BF3, SO2,

CO3--, CH2CH2

sp3

s + px + py + pz

tetraedrica

CH4, NH3, H2O

dsp2

s + dx2-y2 + px + py

planare quadrata

PdCl4--, Ni(CN)4--

dsp3

s + dz2 + px + py + pz

s + dx2-y2 + px + py + pz

trigonale bipiramidale

quadrata piramidale

PCl5, CuCl53-

rara

d2sp3

s + dx2-y2 + dz2 + px + py + pz

ottaedrica

Ni(NH3)6++, IF5, SF6

Fig.05.3-16 Tipi principali di ibridazioni, orbitali atomici coinvolti nell'operazione, simmetria degli orbitali ibridi ottenuti, esempi di molecole, ioni o complessi in cui è presente il tipo relativo di ibridazione e perciò anche la simmetria spaziale.

E' interessante notare che gli orbitali ibridi assumono, nello spazio, una forma e un orientamento condizionati dagli orbitali di partenza (escluso l'orbitale s che, avendo simmetria sferica, non dà contributi spaziali): per esempio, sp2 (si legge: "esse pi due"), costruito con un px e un py giacerà sul piano xy; sp3 (si legge: "esse pi tre"), costruito con px, py e pz avrà contributi in tutto lo spazio; dsp2 (si legge: "di esse pi due"), costruito con px, py e dx2-y2 (tutti e tre sul piano xy) giacerà sul piano xy; ecc.

Il processo di ibridazione comporta una certa spesa di energia, largamente compensata però dalla stabilità dei legami che è possibile costruire con gli ibridi.

Nella immagine successiva sono rappresentati tre tipi di ibridazioni, con gli orbitali atomici di partenza e gli ibridi risultanti.

Fig.05.3-17 Ibridazione lineare, trigonale e tetraedrica.

Il disegno mostra gli orbitali atomici utilizzati nell'operazione e gli   ibridi risultanti.

Sono indicati anche gli angoli tra gli assi degli ibridi, nei casi delle ibridazioni trigonale e tetraedrica e perciò anche tra i legami che con tali ibridi si possono fare.

I lobi maggiori sono sempre di segno positivo e sono più adatti a formare legami rispetto agli orbitali atomici iniziali, soprattutto perché più direzionali.

Nel caso dell'ibridazione tetraedrica non sono disegnati i lobi negativi per non complicare l'illustrazione.

In ogni caso anche i lobi negativi si trovano sempre sullo stesso asse dei corrispondenti positivi e dalla parte opposta rispetto all'intersezione degli assi.

ibridazioni lineare, trigonale e teraedrica

Anche le strutture di NH3 e H2O sono interpretabili con una ibridazione sp3 anche se distorta, benché creino, poi, solo 3 o 2 legami: infatti anche i doppietti liberi assumono circa una disposizione tetraedrica rispetto ai legami molecolari.

 

la molecola di azoto

A volte questo non accade, in particolare quando alcuni orbitali atomici possono essere utilizzati meglio come tali (quando, cioè, producono legami abbastanza stabili anche senza l'ibridazione; infatti questa comporterebbe una spesa di energia che non verrebbe compensata): è il caso dei tripli legami, come avviene, per esempio, nella molecola di azoto N2.

L'azoto N ha la configurazione elettronica 2s2 2p3; potrebbe formare perciò 3 legami lungo le direzioni degli assi x, y, z. Ma gli orbitali p danno una sovrapposizione piuttosto scarsa; è più "conveniente" una ibridazione sp che permette un legame s molto più forte; i due doppietti liberi dei due N si collocano nei due ibridi sp esterni, non utilizzati per il legame.

Restano però ancora a disposizione due orbitali p perpendicolari alla direzione di legame; ruotando attorno all'asse di legame, essi cercheranno di interagire in modo che le funzioni d'onda possano dare un effetto non nullo: si affiancheranno cioè i due lobi positivi dei p paralleli e i due lobi negativi, in modo da formare due orbitali p.

Cerca ora di disegnare la situazione degli orbitali di legame della molecola di azoto, sulla base di quanto detto.

 

una osservazione importante sul metodo

Da quello che abbiamo detto, sembra che siamo noi a decidere se "fare" qualcosa con gli orbitali; in effetti noi usiamo un modello o un altro solo per cercare di giustificare i dati sperimentali, interpretando quello che c'è da un punto di vista energetico.

Usare un modello o un altro deve portare comunque il più vicino possibile alla situazione reale e sarà necessario perciò, dato un punto di partenza, introdurre via via correzioni (ovviamente razionali) per avvicinarsi alla situazione reale evidenziata dai dati sperimentali.

Per esempio: posso interpretare un legame covalente partendo dal modello degli orbitali atomici o da quello degli orbitali molecolari (che vedremo nel capitolo 05.4); sia dall'uno sia dall'altro dovrò però convergere verso quella che è la vera situazione di legame introducendo correzioni di vario tipo (tipo lo scambio di elettroni ecc.)

 

effetto del legame p: rotazione impedita

I legami p sono molto importanti per quanto riguarda la struttura spaziale delle molecole poiché impediscono la rotazione attorno al legame s, rotazione che, in loro assenza, è praticamente libera.

Un classico esempio di impossibilità di rotazione è quello dell'etene (noto anche come etilene) H2C=CH2.

Fig.05.3-18 Rappresentazione della molecola di etene (detto anche etilene).

I 4 idrogeni giacciono tutti sullo stesso piano, perpendicolare all'asse dei p liberi; i legami s sono dovuti a ibridazione sp2 trigonale.

Le posizioni 1, 2, 3, 4 individuano le posizioni dei singoli H. H1 e H3, se non viene rotto il legame p, restano sempre nella posizione cosiddetta cis; H1 e H4 sempre in trans.

Se sostituisco chimicamente H1 con A e H4 con B, A e B saranno sempre in posizione trans (sempre purché la reazione di sostituzione non comporti la rottura del legame p).

Composti cis e trans hanno reattività e caratteristiche chimico-fisiche diverse (temperature di fusione e di ebollizione, momento dipolare, ecc.).

la molecola di etilene

 

forza e distanza di legame

I legami p sono comunque meno forti dei s e molto più reattivi; sarà perciò relativamente facile romperli.

Poiché però i p esistono solo se già esiste un s, la loro presenza darà luogo a legami totali più forti, e perciò a distanze di legame più corte:

tipo di legame

distanza C-C

orbitali di legame

singolo

1,54 Å

1 s

doppio

1,34 Å

1 s + 1 p

triplo

1,20 Å

1 s + 2 p

Fig.05.3-19 Distanze di legame in funzione del tipo di legame e degli orbitali di legame coinvolti, nel caso di legami carbonio-carbonio.

 

legami covalenti polari ed elettronegatività

Abbiamo fatto, finora, una netta distinzione fra legame ionico e legame covalente; in effetti la distinzione non è così netta: se i due atomi sono eguali, il baricentro della densità elettronica cade esattamente a metà della distanza fra i due nuclei: abbiamo allora un legame covalente puro e omeopolare.

Se però gli atomi sono diversi non sarà così: la maggiore densità elettronica sarà spostata verso uno dei due: se lo è totalmente, avremo legame ionico, mentre le situazioni intermedie individuano un legame covalente polare cioè un legame covalente con una certa percentuale di "ionicità" che sarà tanto maggiore quanto maggiore è la differenza di elettronegatività tra i due atomi.

In questi casi il baricentro delle cariche positive e negative non coincide: esiste perciò un momento dipolare m:

Fig.05.3-20 Momento dipolare m.

Esso è un vettore il cui modulo è dato dal prodotto della carica q per la distanza r  tra i due baricentri delle cariche positive e negative.

il momento dipolare

m permette di calcolare il grado di ionicità di un legame, strettamente collegato alla elettronegatività relativa dei due atomi A e B.

Il legame sarà covalente puro solo se A = B (stessa elettronegatività, sia alta sia bassa), ionico se le elettronegatività sono molto diverse; altrimenti, nelle situazioni intermedie, covalente polare.

La densità elettronica è statisticamente spostata verso l'atomo più elettronegativo, visto che è quello che attrae maggiormente gli elettroni.

 

Per prevedere il grado di ionicità di un legame diventa così importante determinare una scala di elettronegatività.

 

scale di elettronegatività

Scale di elettronegatività EN sono state proposte da diversi ricercatori, basandosi su metodi diversi:

I A  (1)

II A  (2)

III B  (13)

IV B  (14)

V B  (15)

VI B  (16)

VII B  (17)

H

2.20----------

           
Li

0.97-0.94-0.98

Be

1.47-1.46-1.57

B

2.01-2.01-2.04

C

2.50-2.63-2.55

N

3.07-2.33-3.04

O

3.50-3.17-3.44

F

4.10-3.91-3.98

Na

1.01-0.93-0.93

Mg

1.23-1.32-1.31

Al

1.47-1.81-1.61

Si

1.74-2.44-1.90

P

2.06-1.81-2.19

S

2.44-2.41-2.58

Cl

2.83-3.00-3.16

K

0.91-0.80-0.82

Ca

1.04-------1.00

Ga

1.82-1.95-1.81

Ge

2.02-------2.01

As

2.20-1.75-2.18

Se

2.48-2.23-2.55

Br

2.74-2.76-2.96

Rb

0.89-------0.82

Sr

0.99-------0.95

In

1.49-1.80-1.78

Sn

1.72-------1.80

Sb

1.82-1.65-2.05

Te

2.01-2.10-2.1

I

2.21-2.56-2.66

Cs

0.86-------0.79

Ba

0.97-------0.89

Tl

1.44-------1.62

Pb

1.55-------1.87

Bi

1.67-------2.02

Po

1.76-------2.0

At

1.96-------2.2

Fig.05.3-21 Scale di elettronegatività EN. La prima secondo Allred-Rochow (in base alla forza esercitata dal nucleo su elettroni di valenza); la seconda secondo R.S.Mulliken (EN proporzionale al prodotto tra potenziale di ionizzazione e affinità elettronica diviso due) e vale per atomi isolati; la terza secondo L.Pauling (in base alla termochimica delle E di ionizzazione dei legami). I dati mancanti non sono stati calcolati dagli autori. La suddivisione per colonne è in base ai gruppi della tavola periodica, con simboli tradizionali e con quelli proposti dalla IUPAC (fra parentesi).

Anche se i valori riscontrati sono diversi, la sequenza è la stessa: l'elettronegatività cresce da sinistra a destra e dal basso verso l'alto. Anche l'elettronegatività è una proprietà periodica.

 

polarità delle molecole

Non sempre a legame polare corrisponde molecola con momento dipolare: esso infatti dipende dalla simmetria della molecola:

Fig.05.3-22 Polarità della molecola e momento polare dei legami.

Nel primo esempio l'anidride carbonica o diossido di carbonio, apolare.

Nel secondo esempio l'acqua, polare. La sua polarità è dimostrata da fatti sperimentali e ciò comporta che non possa avere struttura lineare.

polarità di molecole

 

come scrivere formule di struttura?

In base a quello che ora sappiamo, come scrivere le formule di struttura?

Prendiamo due esempi, SO3 (triossido di zolfo o anidride solforica) e SO32- (ione solfito) e proviamo a seguire gli stadi seguenti:

1) Legare tutti gli atomi (O) all'atomo centrale (S) con un legame semplice.

Avremo così due strutture eguali: un S centrale legato ai tre O con legame singolo.

2) Sommare gli elettroni esterni dei vari atomi, più le eventuali cariche negative, sottrarre eventuali cariche positive.

Nel caso di SO3 saranno 24; nel caso di SO32- saranno 26.

3) Disporre tutti i possibili elettroni sugli atomi periferici, in modo da soddisfare alla regola dell'ottetto; i rimanenti sull'atomo centrale.

Nel caso di SO3 ogni O avrà tre doppietti, oltre a quello di legame, mentre S avrà solo i tre doppietti di legame (perciò con soli 6 elettroni attorno); la struttura è trigonale planare. Nel caso di SO32- avremo, in più, un doppietto libero su S: ciò comporterà una repulsione rispetto ai doppietti di legame S-O, con la trasformazione della struttura da trigonale a tetraedrica distorta; ma in questo caso anche S avrà il suo ottetto completo.

4) Ridistribuire gli elettroni in modo da scrivere formule o formule limite accettabili.

 

Fig.05.3-23 Formule limite più probabili per SO3 e SO32-.

Ogni formula contribuisce tre volte, variando ogni volta gli O.

Le formule limite più probabili, in generale, sono quelle con minor numero di cariche totali.

In quasi tutte S ha espansione dell'ottetto.

Il contributo di ogni formula limite alla struttura reale è basato sulla probabilità di esistenza rispetto alle altre.

formule limite e struttura spaziale

 


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