Proprietà dei solidi ionici e legame covalente

Questa sezione descrive le caratteristiche dei solidi ionici e introduce il legame covalente.

Highlight: I solidi ionici presentano le seguenti proprietà:

• Sono duri ma fragili a causa della loro struttura cristallina
• Hanno alte temperature di fusione per la forza dei legami
• Conducono elettricità solo allo stato fuso

Il capitolo prosegue introducendo il legame covalente, spiegato attraverso due teorie principali:

1. Teoria del legame di valenza $VB$: considera solo gli elettroni di valenza
2. Teoria dell'orbitale molecolare: considera tutti gli elettroni, anche quelli interni

Definizione: Secondo la teoria VB, il legame covalente si forma quando gli orbitali di due atomi si sovrappongono, con gli elettroni che si collocano nella zona di sovrapposizione.

Highlight: La forza del legame covalente dipende dall'entità della sovrapposizione degli orbitali, influenzata dalla loro forma e orientazione.

Esempio: Nella molecola di idrogeno $H₂$, si ha un legame covalente puro tra due atomi identici.

Esempio: Nell'acido cloridrico $HCl$, si forma un legame covalente polare poiché il cloro è più elettronegativo e attira maggiormente la coppia di elettroni condivisa.

Legami covalenti multipli e polari

Questa sezione approfondisce i diversi tipi di legami covalenti, inclusi quelli multipli e polari.

Definizione: Il legame sigma $σ$ è un legame semplice che si forma dalla sovrapposizione di orbitali s-s, s-p o p-p.

Vocabolario: I legami multipli si formano quando due atomi condividono più di una coppia di elettroni:

• Legame doppio: due coppie condivise
• Legame triplo: tre coppie condivise

Highlight: Nei legami multipli, oltre al legame sigma, si formano uno o più legami pi greco $π$, con sovrapposizione degli orbitali sopra e sotto l'asse di legame.

Esempio: La molecola di ossigeno $O₂$ presenta un legame doppio, con un legame sigma e un legame pi greco.

Il capitolo spiega che la forza dei legami aumenta con il numero di coppie condivise: un legame triplo è più forte di uno doppio, che a sua volta è più forte di uno semplice.

Definizione: I legami covalenti polari si formano quando la differenza di elettronegatività tra gli atomi causa uno spostamento della nuvola elettronica verso l'elemento più elettronegativo.

Highlight: La distinzione tra legame ionico e covalente polare dipende dalla differenza di elettronegatività:

• Se superiore a 1,7: legame ionico
• Se inferiore a 1,7: legame covalente polare

Questa classificazione è particolarmente evidente per i composti formati da elementi del primo e dell'ultimo gruppo della tavola periodica.

Strutture di Lewis e regola dell'ottetto

Questa sezione si concentra sulle strutture di Lewis e la regola dell'ottetto, fondamentali per comprendere la formazione dei legami chimici.

Definizione: Le strutture di Lewis sono rappresentazioni grafiche che mostrano come gli elettroni di valenza sono distribuiti attorno agli atomi in una molecola.

Vocabolario:

• Coppie di elettroni di legame: elettroni condivisi tra due atomi
• Coppie solitarie $lone pairs$: elettroni non condivisi

Esempio: Nella molecola di ammoniaca $NH₃$, l'azoto forma tre legami covalenti con gli atomi di idrogeno e mantiene una coppia solitaria.

Highlight: La regola dell'ottetto stabilisce che gli atomi tendono a formare legami in modo da avere otto elettroni nel loro guscio di valenza, simile alla configurazione elettronica dei gas nobili.

Esempio: Nella molecola d'acqua $H₂O$, l'ossigeno forma due legami covalenti con gli atomi di idrogeno e mantiene due coppie solitarie, raggiungendo l'ottetto.

Il capitolo sottolinea l'importanza delle strutture di Lewis per prevedere la geometria molecolare e le proprietà chimiche dei composti.

Highlight: Esistono eccezioni alla regola dell'ottetto, come nel caso di molecole con un numero dispari di elettroni o atomi con più di otto elettroni di valenza.

Vocabolario: I simboli di Lewis rappresentano gli elettroni di valenza di un atomo utilizzando punti intorno al simbolo dell'elemento.

Esempio: Il simbolo di Lewis per l'ossigeno mostra sei punti intorno al simbolo O, rappresentando i suoi sei elettroni di valenza.

La sezione conclude evidenziando come la comprensione delle strutture di Lewis e della regola dell'ottetto sia fondamentale per prevedere la reattività chimica e le proprietà dei composti.

Teoria VSEPR e geometria molecolare

Questa sezione introduce la teoria VSEPR $Valence Shell Electron Pair Repulsion$ e il suo ruolo nella determinazione della geometria molecolare.

Definizione: La teoria VSEPR si basa sul principio che le coppie di elettroni intorno a un atomo centrale si dispongono in modo da minimizzare le repulsioni reciproche.

Highlight: La geometria molecolare dipende dal numero di coppie di elettroni $di legame e solitarie$ intorno all'atomo centrale.

Esempio: La molecola di metano $CH₄$ ha una geometria tetraedrica, con l'atomo di carbonio al centro e i quattro atomi di idrogeno ai vertici del tetraedro.

Il capitolo descrive le principali geometrie molecolari:

1. Lineare $2 coppie di elettroni$
2. Trigonale planare $3 coppie$
3. Tetraedrica $4 coppie$
4. Trigonale bipiramidale $5 coppie$
5. Ottaedrica $6 coppie$

Vocabolario: L'angolo di legame è l'angolo formato tra due legami adiacenti in una molecola.

Esempio: Nella molecola d'acqua $H₂O$, l'angolo H-O-H è di circa 104,5°, leggermente inferiore all'angolo tetraedrico ideale di 109,5° a causa della presenza delle coppie solitarie sull'ossigeno.

La sezione sottolinea l'importanza della teoria VSEPR per prevedere e spiegare le proprietà fisiche e chimiche delle molecole, come la polarità e la reattività.

Highlight: La presenza di coppie solitarie può distorcere la geometria ideale, influenzando la forma e le proprietà della molecola.

Il capitolo conclude evidenziando come la comprensione della geometria molecolare sia fondamentale per spiegare fenomeni come la solubilità, il punto di ebollizione e la capacità di formare legami intermolecolari.

Pagina 5: Polarità dei Legami Covalenti

Il capitolo analizza la polarità dei legami in base alla differenza di elettronegatività.

Definition: La differenza tra legame ionico e covalente polare dipende dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi.

Highlight: Un legame è ionico quando la differenza di elettronegatività supera 1,7, covalente polare tra 0,4 e 1,7, e covalente apolare sotto 0,4.

Vocabulary: Il momento di dipolo rappresenta la separazione delle cariche in una molecola polare.

Legami chimici: ionico, covalente e metallico

Il capitolo introduce i principali tipi di legame chimico, fondamentali per comprendere come gli atomi si uniscono per formare molecole e composti. Vengono descritti il legame ionico, covalente e metallico, oltre ai legami deboli.

Definizione: Il legame ionico prevede il trasferimento di uno o più elettroni da un metallo a un non metallo, formando ioni di carica opposta.

Definizione: Il legame covalente comporta la condivisione di uno o più elettroni, generalmente tra due specie non metalliche.

Definizione: Il legame metallico coinvolge una moltitudine di elettroni condivisi tra numerosi atomi metallici.

Vengono inoltre menzionati i legami deboli, come il legame a idrogeno e le forze di Van der Waals.

Vocabolario: La simbologia di Lewis rappresenta gli elettroni di valenza degli atomi utilizzando punti intorno al simbolo dell'elemento.

Esempio: I gas nobili hanno l'ottetto completo, ovvero 8 elettroni di valenza rappresentati come 4 coppie di punti.

Il capitolo prosegue approfondendo il legame ionico, che si forma tra un elemento molto elettropositivo $metallo$ e uno molto elettronegativo $non metallo$.

Esempio: Il cloruro di sodio $NaCl$ è un classico esempio di composto ionico, dove il sodio cede un elettrone al cloro.