Questa pagina approfondisce i diversi tipi di legami chimici, con particolare attenzione al legame covalente e al legame ionico.

Definizione: Il legame covalente si forma quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è minore di 1,9 $o 1,7, a seconda del testo di riferimento$.

Il legame covalente può essere:

• Puro: quando non c'è differenza di elettronegatività tra gli atomi
• Polare: quando c'è una piccola differenza di elettronegatività

Definizione: Il legame ionico si forma quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi è maggiore di 1,9 $o 1,7$.

Il legame metallico si forma nei metalli, dove i nuclei degli atomi sono vicini e gli elettroni sono delocalizzati intorno ad essi.

Esempio: Il legame a idrogeno è un tipo di legame intermolecolare che si forma tra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo $come ossigeno, azoto o zolfo$ e un altro atomo elettronegativo di un'altra molecola.

Questa pagina spiega come rappresentare i legami chimici utilizzando le strutture di Lewis.

Definizione: Le strutture di Lewis rappresentano gli elettroni di valenza degli atomi, cioè quelli che occupano il livello energetico più esterno.

Highlight: La regola dell'ottetto stabilisce che gli atomi tendono ad avere 8 elettroni nel loro guscio più esterno per essere stabili.

La pagina include una tabella che mostra le configurazioni elettroniche e le strutture di Lewis per diversi elementi, dal litio al neon.

Esempio: Il neon, essendo un gas nobile, ha già 8 elettroni di valenza e quindi è stabile e non reattivo.

Vengono anche menzionate le eccezioni alla regola dell'ottetto, come le specie con elettroni di valenza dispari o quelle con ottetto espanso.

Questa pagina fornisce esempi pratici di come disegnare le strutture di Lewis per diverse molecole e ioni.

Esempio: Per HF, HNO2 e H3PO4 vengono mostrate le strutture di Lewis complete.

La pagina spiega come posizionare gli elettroni intorno agli atomi e come rappresentare i legami:

• Gli elettroni si posizionano due per ogni lato dell'atomo
• Quando ci sono due elettroni su un lato, possono essere rappresentati con una linea
• Il legame tra atomi si rappresenta con una linea

Highlight: Gli atomi tendono a utilizzare gli elettroni spaiati per formare legami, ma possono anche "disappaiare" una coppia di elettroni se necessario.

Per gli ioni, la pagina spiega come assegnare le cariche:

• La carica negativa va all'atomo più elettronegativo $di solito l'ossigeno$
• La carica positiva va all'atomo meno elettronegativo

La pagina introduce anche la teoria VSEPR $Valence Shell Electron Pair Repulsion$, utilizzata per determinare la geometria delle molecole.

Definizione: La teoria VSEPR considera l'atomo centrale, il numero di coppie di elettroni di non legame e il numero di atomi legati all'atomo centrale per prevedere la forma delle molecole.

Questa pagina approfondisce la teoria VSEPR e mostra come determinare la geometria delle molecole in base al numero sterico $ns$.

Definizione: Il numero sterico $ns$ è la somma del numero di atomi legati $n$ e il numero di coppie di elettroni di non legame $m$ intorno all'atomo centrale.

La pagina presenta diverse geometrie molecolari per diversi valori di ns:

1. Per ns = 2: geometria lineare
2. Per ns = 3: geometria triangolare planare o piramidale
3. Per ns = 4: geometria tetraedrica, piramidale o angolata

Esempio: La molecola d'acqua $H2O$ ha una geometria angolata con un angolo di circa 104,5°.

Highlight: Le coppie di elettroni di non legame occupano più spazio rispetto ai legami, influenzando così la geometria complessiva della molecola.

Questa pagina continua l'esplorazione delle geometrie molecolari per numeri sterici più elevati.

Per ns = 5, le possibili geometrie includono:

• Bipiramide trigonale
• Altalena
• A T

Per ns = 6, le geometrie possibili sono:

• Ottaedrica
• Piramide a base quadrata
• Quadrata planare
• Lineare

Esempio: Il pentacloruro di fosforo $PCl5$ ha una geometria bipiramide trigonale.

La pagina fornisce anche esempi di molecole comuni con diverse geometrie:

Esempio:

• Metano $CH4$: geometria tetraedrica
• Ammoniaca $NH3$: geometria piramidale
• Anidride carbonica $CO2$: geometria lineare
• Formaldeide $CH2O$: geometria triangolare planare

Questi esempi aiutano a comprendere come la teoria VSEPR si applica a molecole reali e come la disposizione degli atomi influenza le proprietà chimiche e fisiche dei composti.

Questa pagina conclude il capitolo sui legami chimici e le geometrie molecolari, sottolineando l'importanza di questi concetti nella comprensione delle proprietà chimiche e fisiche delle sostanze.

Highlight: La comprensione dei legami chimici e delle geometrie molecolari è fondamentale per prevedere e spiegare le reazioni chimiche, la solubilità, i punti di ebollizione e fusione, e molte altre proprietà dei composti.

La pagina potrebbe includere un breve riepilogo dei concetti chiave trattati:

• Tipi di legami chimici $legame ionico, legame covalente, legame metallico$
• Strutture di Lewis e loro importanza nella rappresentazione dei legami
• Teoria VSEPR e sua applicazione nella determinazione delle geometrie molecolari

Esempio: La geometria molecolare dell'acqua spiega molte delle sue proprietà uniche, come il suo alto punto di ebollizione e la sua capacità di formare legami a idrogeno.

Infine, la pagina potrebbe suggerire applicazioni pratiche di questi concetti in campi come la chimica organica, la biochimica, la scienza dei materiali e l'ingegneria chimica.

Questa pagina introduce i concetti fondamentali dei legami chimici, spiegando come gli atomi si uniscono per formare molecole.

Definizione: Un legame chimico è formato da 2 elettroni, solitamente donati uno ciascuno dai due atomi che formano il legame.

I legami chimici si dividono in due categorie principali:

1. Legami intramolecolari: uniscono gli atomi per formare le molecole
2. Legami intermolecolari: uniscono le molecole per formare composti

Tra i legami intramolecolari troviamo:

• Legame ionico
• Legame covalente
• Legame dativo
• Legame metallico

Highlight: La differenza di elettronegatività tra gli atomi determina il tipo di legame che si forma.