Differenze tra legame ionico e covalente

Questi due tipi di legame possono sembrare diversi tra loro, in realtà essi sono molto simili: cambia soltanto il grado di condivisione degli elettroni.

Nel legame ionico puro gli elettroni dell'atomo meno elettronegativo sono letteralmente strappati dall'atomo più elettronegativo che li attira tutti a se, determinando una differenza di potenziale ai due lati della molecola ossia un dipolo. La forza che tiene uniti gli atomi nel legame ionico è dunque di natura elettrostatica. Questo tipo di legame può avvenire solo se tra gli atomi interessati c'è una netta differenza di elettronegatività.

Nel legame covalente puro gli atomi che hanno valori di elettronegatività simili tendono a condividere equamente gli elettroni. Il legame covalente puro è più forte di un legame ionico e non dà luogo a nessuna differenza di potenziale attorno alla molecola.


E' importate precisare che sono rari i casi estremi: i legami reali tendono più o meno al covalente puro o allo ionico puro.





















Possiamo classificare con precisione ogni legame in base alla differenza di elettronegatività degli atomi:

• L'elettronegatività è la forza con cui un atomo attrae a se gli elettroni di un altro atomo: i valori per ogni atomo sono consultabili dal grafico sottostante

Valori di elettronegatività di Pauling.

Legame covalente non polare:


Si ha se la differenza di elettronegatività tra gli atomi Δ è < 0.5


Esempio: idrogeno molecolare H₂
Calcoliamo la differenza di potenziale H= 2.1 - H=2.1 =0. Δ è dunque < 0.5 il legame è covalente non polare infatti le cariche sulla molecola di idrogeno sono disposte equamente su tutta la superfice.

Legame covalente polare:


Si ha se la differenza di elettronegatività  0.5<Δ<2.0


Esempio: acqua H₂O
Calcoliamo Δ: elettronegatività ossigeno-elettroneg. idrogeno= 3.5-2.1= 1.4
tale valore di Δ è compreso tra 0.5 e 2.0
il legame dell'acqua è dunque covalente polare.

Legame ionico:


Si ha se Δ è > di 2.0


Esempio: cloruro di sodio NaCl
Δ= 3.0-0.9= 2.1
2.1 > 2.0  il legame è ionico.

Modello vsepr

Il modello vsepr ci permette di definire la forma tridimensionale di una molecola a partire dalla sua struttura di Lewis.

per disegnare il modello vsepr di una molecola qualsiasi a partire dalla sua struttura di Lewis bisogna introdurre il concetto di numero sterico.

Il numero sterico di un atomo si calcola sommando il numero dei legami che esso stabilisce con il numero delle coppie di elettroni spaiati.

• Importante: i legami sigoli doppi o tripli valgono sempre 1, ogni coppia di elettroni vale 1

Esempi:

Numero sterico acqua H₂O=
 2legami+2 coppie di elettroni spaiati
=4

Numero sterico anidride carbonica CO₂ = 2

Numero sterico ione carbonato  CO₃^2-
3

Stabilito il numero sterico della molecola possiamo dunque strutturare il modello tridimensionale tenendo presente alcune regole:

1. Le coppie di elettroni solitarie si respingono tra di loro. Tendono a raggiungere una configurazione stabile allontanandosi il più possibile, minimizzando la repulsione.
2. Le coppie di elettroni solitarie respingono gli elettroni di legame. La forza di questa repulsione è minore.
3. Le coppie di elettroni di legame si respingono a vicenda. La forza di questa repulsione è ancora più piccola della precedente.

 Iniziamo:
(le molecole diatomiche si dispongono linearmente)

                                                         

                                                        Molecole a numero sterico 2

CO₂ : 

Le coppie di elettroni di legame si respingono disponendosi ai lati opposti della molecola .

1.                                             

1. 
   

1.                                              Molecole a numero sterico 3 

• Ozono  O₃ Forma angolare

La coppia di elettroni spaiata sull  ossigeno centrale
respinge le coppie di elettroni di legame degli altri ossigeni
facendo si che la molecola assuma forma angolare.

L'angolo di molecole a numero sterico 3 è < di 120°

• Triossido di zolfo o anidride solforica SO₃ Forma Trigonale planare 

Non ci sono coppie di elettroni spaiate attorno all atomo centrale,
gli elettroni di legame si dispongono in modo che ci sia la minima repulsione .

    Molecole a numero sterico superiore:

Le geometrie VSEPR delle molecole con numero sterico superiore a quelle sopra trattate seguono comunque le regole riportate all inizio del post. La tabella sottostante riassume tutte le possibili configurazioni VSEPR possibili.

Ad esempio l' acqua H₂O ha numero sterico 4 poichè ha due coppie di elettroni di legame (quelli che legano gli idrogeni all' ossigeno) + due coppie di elettroni spaiate diversamente dall Ozono che ne ha soltanto una.

 Entrambe le molecole hanno dunque forma angolata (vedi tabella) ma siccome nell'acqua le coppie di elettroni spaiate sono 2 la forza repulsiva che eserciteranno sarà maggiore, dunque l'angolo sarà minore: < 109°

Strutture di risonanza

Le strutture di risonanza completano lo studio delle strutture di Lewis precedentemente trattate.

Supponiamo di dover disegnare la struttura di Lewis dello ione carbonato CO₃^2-

• Gli elettroni di valenza sono 4+18+2=24

• Abbozziamo dunque una prima struttura

• Clacoliamo le cariche formali 

• Le cariche formali devono tendere a 0 quindi ridisegnamo la struttura tenendo conto di ciò.

• Siccome dobbiamo rispettare la regola dell ottetto sul carbonio possiamo legare soltanto uno dei 3 ossigeni. Tuttavia gli ossigeni sono uguali tra loro ed ognuno dei tre potrebbe essere legato al carbonio.

 ciascuna configurazione della molecola con il carbonio legato di volta in volta ad uno dei tre ossigeni è detta struttura di risonanza

struttura di risonanza 1

2

3

• L'Ibrido di risonanza è la scrittura che racchiude tutte le strutture di risonanza, si rappresenta tratteggiando il legame che si ripete.

Strutture di Lewis

Nel disegnare le strutture di Lewis molti studenti incontrano difficoltà. E' per loro che scrivo questa breve guida pratica con esempi.

• Partiamo col determinare il numero totale degli elettroni di valenza della molecola da disegnare. Gli elettroni di valenza sono gli elettroni presenti nell orbitale più esterno di ogni atomo. 

Ad esempio vogliamo disegnare la struttura del biossido di carbonio o anidride carbonica CO₂

Il carbonio ha 4 elettroni di valenza, l'ossigeno ne ha 6: gli elettroni di valenza totali sono 4+12=16

Gli elettroni da disporre attorno agli atomi della molecola in questione saranno dunque 16

Se la molecola da disegnare è uno ione, agli elettroni di valenza totali si aggiungono/sottraggono quelli della carica dell anione/catione in questione. 
Esempio:  ione carbonato CO₃^2- 
Il Carbonio ha 4 elettroni di valenza, l'Ossigeno 6x3= 18, 18+4=22. Lo ione ha carica 2- quindi aggiungo 2 elettroni 18+4+2= 24. Gli elettroni di valenza totali dello ione carbonato (e quindi gli elettroni da posizionare) sono 24

• Disponiamo gli atomi tendendo a formale strutture compatte e simmetriche senza disegnare ancora legami o elettroni in eccesso. Non facciamo troppo affidamento su questo primo abbozzo di struttura, la struttura potrà dirsi sicuramente corretta solo quando avremo assegnato le cariche formali a ciascun atomo (vedi prossimi punti). 

Importante: 

gli atomi di idrogeno sono sempre all' estremità della molecola.

L'atomo centrale e generalmente quello meno elettronegativo ( ad esempio non troveremo mai il fosforo al centro)

    CO₂

1

   

Come da regola ho disposto l'atomo meno elettronegativo al centro

• Disegnamo i legami che collegano gli atomi. Per adesso solo legami singoli.

2

• Disponiamo gli elettroni rimanenti a coppie attorno agli atomi. Cominciamo da quelli più elettronegativi. rispettiamo la regola dell ottetto o del duetto per l'Idrogeno. Gli elettroni rimanenti si dispongono attorno all' atomo centrale. Dobbiamo disporre tanti elettroni quanti sono quelli calcolati al punto 1

Nel nostro esempio (  CO₂ ) gli elettroni di valenza totali sono 16

Ricordiamo che ogni legame singolo (la stanghetta che collega gli atomi) rappresenta 2 elettroni

3

• Assegnamo le cariche formali a ciascun atomo (è l'unico strumento che ci permette di controllare la correttezza della strutura appena disegnata)

Carica formale = elettroni di valenza - numero di legami - numero di elettroni di non legame

Nell'immagine 3 ognuno degli ossigeni ha carica formale: 6 - 1 - 6 = -1

                                                                           il Carbonio: 4 - 2 - 0 = 2

4

Le cariche formali per regola devono tendere a 0, ogni molecola deve avere il più piccolo numero di cariche formali diverse da 0. quindi il nostro esempio è errato.

• Ridisegnamo i legami e gli elettroni rimanenti avendo cura che la carica formale per ogni atomo sia il più possibile vicina allo 0.

5

Nell immagine sopra riportata le cariche formali per ciascun atomo sono uguali a 0 quindi la struttura di lewis è corretta.