I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei cristalli, e ne determinano le proprietà fisiche e chimiche osservabili.
Gli atomi, salvo i gas nobili, tendono a unirsi tra loro perché la configurazione elettronica isolata è spesso energeticamente sfavorevole. La regola dell'ottetto, formulata da Lewis nei primi del Novecento, afferma che gli atomi tendono ad acquisire otto elettroni nel livello di valenza, raggiungendo così la stabilità del gas nobile più vicino. Per ottenere questa configurazione gli atomi possono cedere, acquistare o condividere elettroni, e proprio da queste tre modalità nascono i tre legami chimici fondamentali. La capacità di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni di legame si chiama elettronegatività ed è la grandezza chiave per prevedere quale tipo di legame si formerà. Confrontando la differenza di elettronegatività (Δχ) tra due atomi, secondo la scala di Pauling, possiamo classificare il legame in modo abbastanza affidabile.
I legami forti: ionico, covalente e metallico
Il legame ionico si forma quando la differenza di elettronegatività tra i due atomi è elevata, convenzionalmente superiore a 1,9 sulla scala di Pauling. In questo caso un atomo cede uno o più elettroni e diventa catione, mentre l'altro li acquista trasformandosi in anione, e tra le due cariche opposte si stabilisce una forte attrazione elettrostatica. Un esempio classico è il cloruro di sodio NaCl, in cui il sodio cede un elettrone al cloro formando un reticolo cristallino di ioni Na⁺ e Cl⁻; questa struttura spiega l'alto punto di fusione del sale e la sua conducibilità elettrica quando è fuso o disciolto in acqua. Il legame covalente nasce invece dalla condivisione di una o più coppie di elettroni tra due atomi con elettronegatività simile, ed è tipico dei non metalli. Quando Δχ è inferiore a 0,4 il legame si dice covalente puro, come nella molecola H₂ o nel Cl₂, mentre per valori compresi tra 0,4 e 1,9 il legame è covalente polare, perché gli elettroni sono spostati verso l'atomo più elettronegativo, creando un dipolo come nell'acqua H₂O. Il legame metallico, infine, è caratteristico dei metalli e si descrive con il modello del mare di elettroni: i cationi metallici occupano posizioni fisse in un reticolo, mentre gli elettroni di valenza sono delocalizzati e si muovono liberamente, conferendo al materiale conducibilità elettrica e termica, lucentezza e malleabilità.
I legami deboli tra molecole
Oltre ai legami forti che tengono insieme gli atomi all'interno di una molecola, esistono interazioni più deboli che agiscono tra molecole diverse e che chiamiamo legami intermolecolari. Le forze di London, presenti in tutte le sostanze, derivano da dipoli istantanei generati dal movimento casuale degli elettroni, e crescono di intensità all'aumentare delle dimensioni della molecola. Le interazioni dipolo-dipolo si manifestano invece tra molecole polari permanenti, come accade in HCl liquido, dove l'estremità positiva di una molecola attrae l'estremità negativa di un'altra. Il legame a idrogeno è un caso particolarmente intenso di interazione dipolo-dipolo che si instaura quando un atomo di idrogeno è legato a un atomo molto elettronegativo e piccolo, cioè fluoro, ossigeno o azoto. Questo legame, pur essendo circa dieci volte più debole di un covalente, spiega proprietà straordinarie come l'elevato punto di ebollizione dell'acqua, la struttura a doppia elica del DNA e la tensione superficiale che permette ad alcuni insetti di camminare sulla superficie di stagni e laghi. Comprendere queste forze è essenziale per spiegare gli stati di aggregazione e la solubilità delle sostanze nei diversi solventi.
Ricorda
- Il tipo di legame dipende principalmente dalla differenza di elettronegatività: Δχ > 1,9 ionico, 0,4 < Δχ < 1,9 covalente polare, Δχ < 0,4 covalente puro.
- I legami intramolecolari (ionico, covalente, metallico) sono molto più forti delle interazioni intermolecolari (London, dipolo-dipolo, legame a idrogeno) ma queste ultime determinano stato fisico, punto di ebollizione e solubilità.
- Esercizio attivo sul quaderno: disegna le strutture di Lewis di NH₃, CO₂ e MgCl₂; per ciascuna indica il tipo di legame, calcola Δχ usando i valori χ(H)=2,1, χ(N)=3,0, χ(C)=2,5, χ(O)=3,5, χ(Mg)=1,2, χ(Cl)=3,0 e spiega quali interazioni intermolecolari ti aspetti tra molecole della stessa sostanza.