Questa pagina approfondisce i diversi tipi di legami intramolecolari, concentrandosi sui legami covalenti multipli e polari.

Il legame covalente doppio si forma quando due atomi condividono due elettroni ciascuno per raggiungere la regola dell'ottetto. Un esempio è la molecola di ossigeno $O₂$.

Esempio: La rappresentazione del legame covalente doppio nell'ossigeno è :O=O:

Il legame covalente triplo richiede che due atomi condividano tre elettroni ciascuno. Un esempio classico è la molecola di azoto $N₂$.

Esempio: La rappresentazione del legame covalente triplo nell'azoto è :N≡N:

Il legame covalente polare si verifica tra atomi con diversa elettronegatività. In questo caso, gli elettroni non sono attratti in modo simmetrico, ma sono spostati verso l'atomo più elettronegativo.

Definizione: Una molecola polare si dice che è un dipolo, con una distribuzione asimmetrica di carica.

Nel caso dell'acido cloridrico $HCl$, l'atomo di cloro, essendo più elettronegativo, acquista una carica parzialmente negativa $δ-$, mentre l'idrogeno acquista una carica parzialmente positiva $δ+$.

Questa pagina introduce il legame covalente dativo e discute le proprietà generali dei composti covalenti.

Definizione: Il legame covalente dativo si forma quando la coppia di elettroni condivisa è fornita da uno solo dei due atomi, chiamato donatore, mentre l'altro atomo, l'accettatore, mette a disposizione l'orbitale libero.

L'atomo accettore deve essere più elettronegativo dell'atomo donatore. Un esempio di questo tipo di legame si trova nello ione ammonio $NH₄⁺$.

Esempio: Nella formazione dello ione ammonio, l'ammoniaca $NH₃$ agisce come donatore di elettroni, mentre lo ione idrogeno $H⁺$ è l'accettore.

I composti covalenti presentano caratteristiche fisiche distintive:

• Possono essere gas, liquidi o solidi con bassa temperatura di fusione.
• Quando sciolti in acqua, non conducono corrente elettrica.
• In soluzione, le molecole rimangono intatte senza formare particelle cariche.

Queste proprietà sono dovute alla natura dei legami intramolecolari che caratterizzano i composti covalenti.

Questa pagina si concentra sul concetto di elettronegatività e sulle sue implicazioni per i legami chimici.

Definizione: L'elettronegatività è la capacità di un atomo in una molecola di attrarre verso sé gli elettroni condivisi in un legame covalente.

Nella scala di elettronegatività, l'idrogeno è preso come riferimento con un valore di 2,1. L'elettronegatività aumenta da sinistra a destra e dall'alto verso il basso nella tavola periodica.

Highlight: Il fluoro è l'elemento più elettronegativo con un valore di 4,0.

La pagina introduce anche due concetti importanti relativi ai legami:

1. Lunghezza di legame: È la distanza tra i nuclei di due atomi tenuti insieme da un legame chimico. Viene calcolata utilizzando i valori dei raggi atomici.
2. Energia di legame: È l'energia necessaria per rompere un legame chimico tra due atomi di una molecola allo stato gassoso. Si considera l'energia necessaria per dividere una mole di legami ed è espressa in kJ/mol.

Questi concetti sono fondamentali per comprendere la forza e la stabilità dei legami intramolecolari.

Questa pagina tratta il legame ionico e le proprietà dei composti ionici, evidenziando le differenze con i composti covalenti.

Definizione: Il legame ionico si forma quando la differenza di elettronegatività tra due elementi è maggiore di 1,9, tipicamente tra un metallo e un non metallo.

Nel processo di formazione del legame ionico:

• L'atomo di metallo cede elettroni, diventando uno ione positivo $catione$
• L'atomo di non metallo acquista elettroni, diventando uno ione negativo $anione$

Highlight: L'energia del legame ionico è generalmente maggiore di quella del legame covalente.

Caratteristiche dei composti ionici:

• Sono sostanze cristalline con altissime temperature di fusione
• Hanno la capacità di condurre elettricità sia allo stato fuso che in soluzione acquosa

Definizione: Gli elettroliti sono sostanze che allo stato fuso o sciolte in acqua conducono corrente elettrica.

Al contrario, i non elettroliti sono sostanze che non formano ioni e quindi non conducono corrente elettrica né allo stato fuso né in soluzione acquosa.

Questa pagina introduce il concetto di forze intermolecolari, che sono fondamentali per comprendere le interazioni tra le molecole.

Definizione: Le forze intermolecolari sono deboli attrazioni tra le molecole, di natura elettrostatica.

Un tipo importante di forze intermolecolari sono le forze dipolo-dipolo:

Esempio: Nelle forze dipolo-dipolo, la parte negativa di una molecola è orientata verso la parte positiva della molecola adiacente.

Le forze di van der Waals sono un altro tipo di forze intermolecolari, che includono le interazioni dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto e le forze di dispersione di London.

Highlight: La comprensione delle forze intermolecolari è cruciale per spiegare molte proprietà fisiche delle sostanze, come i punti di ebollizione e di fusione.

Le forze intermolecolari sono generalmente più deboli dei legami intramolecolari, ma giocano un ruolo fondamentale nel determinare lo stato fisico e le proprietà macroscopiche delle sostanze.

This section covers the various types of intermolecular forces, including dipole-dipole interactions and hydrogen bonding.

Definition: Intermolecular forces are weak attractions between molecules based on electrostatic interactions.

Example: Hydrogen bonding in water molecules demonstrates strong intermolecular attraction.

Highlight: The strength of these forces depends on molecular polarity.

I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi nelle molecole. Solo i gas nobili si trovano allo stato di atomi liberi, mentre tutti gli altri elementi formano legami. Gli elettroni di valenza, ovvero quelli più esterni, sono coinvolti nella formazione dei legami.

Definizione: I simboli di Lewis sono un modo di rappresentare gli elettroni di valenza con punti che circondano in modo simmetrico il simbolo dell'elemento.

La Tavola Periodica organizza gli elementi in gruppi con lo stesso numero di elettroni di valenza, ad eccezione del gruppo 0 che ha 2 elettroni di valenza.

Il legame covalente singolo si forma quando due atomi mettono in comune un elettrone ciascuno. Un esempio è la molecola di idrogeno $H₂$ o il metano $CH₄$.

Highlight: La regola dell'ottetto stabilisce la tendenza degli atomi a condividere, acquistare o perdere elettroni di valenza fino a raggiungere una configurazione elettronica con 8 elettroni di valenza.

Il legame covalente caratterizza le molecole formate da atomi non metallici ed è il risultato di forze di attrazione e repulsione tra gli atomi.