I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi formando molecole e cristalli; comprenderli significa capire perché l'acqua bagna, il sale si scioglie e il diamante è durissimo.
Introduzione: perché gli atomi si legano?
Guardandoci intorno notiamo che la materia raramente si presenta sotto forma di atomi isolati: respiriamo ossigeno molecolare, beviamo acqua, mangiamo sale da cucina. Questo accade perché gli atomi, salvo rare eccezioni come i gas nobili, sono entità chimicamente instabili e tendono spontaneamente a unirsi tra loro per raggiungere configurazioni elettroniche più favorevoli dal punto di vista energetico. La regola guida che useremo, pur con i suoi limiti, è la celebre regola dell'ottetto formulata da Gilbert Lewis nel 1916, secondo cui gli atomi tendono a circondarsi di otto elettroni nel guscio più esterno. Pensiamo al sodio metallico, che reagisce violentemente con l'acqua: lo fa perché possiede un solo elettrone di valenza che desidera ardentemente cedere per assomigliare al neon. All'opposto, il cloro gassoso è avido di elettroni perché gliene manca uno solo per completare il suo ottetto e diventare stabile come l'argon. Quando questi due elementi si incontrano nasce il cloruro di sodio, il comune sale da cucina, attraverso un legame che studieremo a breve.
Il legame ionico: una questione di trasferimento
Il legame ionico si forma quando la differenza di elettronegatività tra due atomi è molto elevata, convenzionalmente superiore a 1,9 sulla scala di Pauling, e provoca il completo trasferimento di uno o più elettroni da un atomo all'altro. L'atomo che cede elettroni, tipicamente un metallo dei gruppi 1 o 2, si trasforma in un catione carico positivamente, mentre quello che li acquista, generalmente un non metallo dei gruppi 16 o 17, diventa un anione negativo. A questo punto entra in gioco la forza elettrostatica descritta dalla legge di Coulomb, che attrae cariche di segno opposto e organizza gli ioni in un reticolo cristallino tridimensionale ordinatissimo. Un esempio quotidiano è proprio il sale che usiamo in cucina: il cloruro di sodio NaCl forma cubetti regolari visibili a occhio nudo perché ogni ione sodio è circondato da sei ioni cloruro e viceversa. Un secondo esempio è il fluoruro di calcio CaF₂, presente nel dentifricio per rinforzare lo smalto dentale, dove ogni atomo di calcio cede due elettroni a due distinti atomi di fluoro. I composti ionici sono solidi ad alto punto di fusione, fragili sotto i colpi e capaci di condurre corrente elettrica solo quando vengono sciolti in acqua o portati allo stato fuso.
Il legame covalente: condividere per stare insieme
Quando due atomi hanno elettronegatività simili o uguali nessuno dei due è abbastanza forte da strappare elettroni all'altro, e la soluzione più conveniente diventa la condivisione di una o più coppie di elettroni di valenza. Si parla di legame covalente puro quando la differenza di elettronegatività è praticamente nulla, come accade nelle molecole biatomiche degli elementi gassosi: la coppia elettronica condivisa appartiene equamente a entrambi gli atomi coinvolti. Quando invece la differenza esiste ma resta inferiore a 1,9, il legame è detto covalente polare perché gli elettroni passano più tempo vicino all'atomo più elettronegativo, generando piccole cariche parziali indicate con δ+ e δ-. Pensiamo all'idrogeno molecolare H₂, presente nelle stelle e usato come carburante nei veicoli a celle a combustibile: i due atomi condividono una coppia in modo perfettamente simmetrico. La molecola d'acqua H₂O, invece, mostra una marcata polarità perché l'ossigeno attira gli elettroni più degli idrogeni, e proprio a questa asimmetria dobbiamo la straordinaria capacità dell'acqua di sciogliere zucchero, sale e tantissime altre sostanze fondamentali per la vita.
Legami covalenti multipli e legame dativo
A volte una sola coppia condivisa non basta a soddisfare la regola dell'ottetto, e allora gli atomi mettono in comune due o addirittura tre coppie di elettroni dando origine ai legami multipli. Nel diossido di carbonio CO₂, gas che espiriamo continuamente e responsabile dell'effetto serra, il carbonio forma due doppi legami con altrettanti atomi di ossigeno, garantendo a tutti gli atomi l'ottetto completo. Nell'azoto molecolare N₂, che costituisce il 78% dell'aria che respiriamo, troviamo invece un robustissimo triplo legame che rende questa molecola così inerte da venire usata come gas protettivo nelle confezioni di patatine. Un caso particolare è il legame covalente dativo o di coordinazione, in cui la coppia di elettroni condivisa proviene interamente da uno solo dei due atomi, detto donatore, mentre l'altro funge da semplice accettore. Lo ione ammonio NH₄⁺, presente nei fertilizzanti agricoli e nei detergenti per vetri, nasce proprio così: l'azoto dell'ammoniaca NH₃ dona la sua coppia solitaria a uno ione H⁺ privo di elettroni. Un altro esempio è il monossido di carbonio CO, il pericoloso gas inodore che si forma da combustioni incomplete e si lega al ferro dell'emoglobina attraverso un legame dativo, impedendole di trasportare ossigeno.
Il legame metallico: un mare di elettroni
Nei metalli puri come rame, ferro o alluminio gli atomi sono tutti uguali e tendono entrambi a perdere elettroni, perciò non possono né scambiarli né condividerli in maniera localizzata come abbiamo visto finora. La soluzione adottata dalla natura è elegantissima: gli atomi liberano i loro elettroni di valenza che si delocalizzano formando una nube comune che circola liberamente in tutto il reticolo cristallino. Il modello, proposto da Drude e perfezionato da Lorentz, viene spesso descritto come un mare di elettroni in cui galleggiano ioni positivi disposti ordinatamente. Questa struttura spiega elegantemente perché un filo di rame conduce la corrente elettrica nelle case: gli elettroni mobili si muovono in massa appena si applica una differenza di potenziale. Lo stesso modello giustifica la malleabilità e la duttilità di metalli come l'oro, che può essere battuto in foglie sottilissime usate per decorare pasticcini e icone sacre, perché gli strati di ioni scivolano gli uni sugli altri senza rompere il legame. Vi rientrano anche la lucentezza caratteristica e l'elevata conducibilità termica, motivi per cui pentole e padelle vengono realizzate proprio in alluminio o acciaio.
Forze intermolecolari: legami deboli ma decisivi
Oltre ai legami forti che tengono uniti gli atomi dentro le molecole esistono interazioni più deboli che agiscono tra molecole diverse e determinano molte proprietà fisiche della materia, come temperature di fusione, ebollizione e tensione superficiale. Le forze di Van der Waals comprendono le interazioni tra dipoli permanenti, tra dipoli indotti e le cosiddette forze di London, dovute a fluttuazioni momentanee della nuvola elettronica che generano dipoli istantanei. Un caso speciale e particolarmente intenso è il legame a idrogeno, che si forma quando un atomo di idrogeno legato a fluoro, ossigeno o azoto interagisce con una coppia solitaria di un altro atomo molto elettronegativo vicino. È grazie ai legami a idrogeno che l'acqua bolle a 100 °C anziché a temperature bassissime come ci aspetteremmo dalla sua piccola massa molecolare, e che il ghiaccio galleggia sull'acqua liquida salvando la vita ai pesci nei laghi ghiacciati. Sempre i legami a idrogeno tengono unite le due eliche del DNA nelle nostre cellule, permettendo però alla doppia elica di aprirsi quando occorre duplicare il patrimonio genetico durante la mitosi. Le forze di London invece spiegano perché i gechi riescono ad arrampicarsi sui vetri lisci grazie alle setole microscopiche delle loro zampe, capaci di sviluppare miliardi di interazioni deboli ma cooperative.
La geometria molecolare e la teoria VSEPR
Conoscere il tipo di legame non basta: dobbiamo anche capire come gli atomi si dispongono nello spazio, perché la forma di una molecola ne determina in larga misura la reattività e le proprietà biologiche. La teoria VSEPR, acronimo inglese di Valence Shell Electron Pair Repulsion, parte dal principio semplicissimo che le coppie elettroniche attorno a un atomo centrale si respingono e quindi si dispongono il più lontano possibile le une dalle altre. Una molecola come il metano CH₄, principale componente del gas naturale che usiamo per cucinare, assume così una forma tetraedrica con angoli di legame di 109,5° tra i quattro idrogeni. L'acqua, pur avendo solo due idrogeni, presenta una geometria angolare di circa 104,5° perché le due coppie solitarie dell'ossigeno occupano spazio e comprimono leggermente l'angolo H-O-H. La forma angolare combinata con la polarità dei legami O-H rende la molecola d'acqua un dipolo, e da qui derivano le sue straordinarie proprietà come solvente universale. Anche i farmaci sfruttano la geometria molecolare: molti principi attivi funzionano come chiavi che entrano solo in serrature recettoriali con la forma giusta, e basta invertire la disposizione spaziale di un gruppo per renderli inattivi o addirittura tossici.
Ricorda
- Gli atomi si legano per raggiungere configurazioni elettroniche stabili, di solito l'ottetto, abbassando così la propria energia.
- Il legame ionico nasce dal trasferimento di elettroni tra atomi con grande differenza di elettronegatività e produce solidi cristallini come il sale da cucina.
- Il legame covalente si basa sulla condivisione di coppie elettroniche e può essere puro, polare, semplice, doppio, triplo o dativo.
- Il legame metallico è descritto dal modello del mare di elettroni delocalizzati e spiega conducibilità, malleabilità e lucentezza dei metalli.
- Le forze intermolecolari (Van der Waals, London, legame a idrogeno) sono più deboli ma determinano proprietà fondamentali come ebollizione e solubilità.
- La teoria VSEPR permette di prevedere la geometria delle molecole partendo dalla repulsione tra coppie elettroniche di valenza.
Piccolo esercizio di verifica
- Classifica i seguenti composti indicando il tipo di legame prevalente: KBr, Cl₂, CH₃OH, Fe, HF.
- Spiega perché il diamante (carbonio puro con legami covalenti) è durissimo mentre la grafite, fatta dello stesso elemento, si sfalda facilmente sotto la punta di una matita.
- Disegna la struttura di Lewis dell'acqua e prevedi, applicando la teoria VSEPR, l'angolo di legame H-O-H giustificando la risposta in 3-4 righe.
- Vero o falso: i legami a idrogeno sono veri legami chimici forti come quelli covalenti. Motiva la risposta con almeno un esempio concreto.