mappa concettuale legame chimico

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Il legame chimico è l'insieme delle forze che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei solidi. Questa mappa organizza i tre tipi principali di legame intramolecolare, ionico, covalente e metallico, insieme alle forze intermolecolari, alla geometria molecolare secondo il modello VSEPR e alle regole di nomenclatura. Comprendere questi concetti permette di spiegare proprietà come punto di fusione, solubilità e conducibilità elettrica delle sostanze, collegando la struttura microscopica al comportamento macroscopico della materia.

Differenze tra legame ionico e covalente
Il legame ionico nasce dal trasferimento completo di uno o più elettroni da un atomo metallico a uno non metallico, generando ioni di carica opposta che si attraggono elettrostaticamente in un reticolo ordinato. Il legame covalente, invece, si forma quando due non metalli condividono coppie di elettroni per raggiungere una configurazione stabile. La distinzione non è sempre netta: quando la differenza di elettronegatività è intermedia, il legame è covalente polare, come nell'acqua, con densità elettronica spostata verso l'atomo più elettronegativo. I composti ionici conducono elettricità solo fusi o disciolti, mentre le sostanze molecolari in genere non conducono in nessuno stato.

Il modello VSEPR e la forma delle molecole
La teoria VSEPR, acronimo di repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza, prevede la geometria delle molecole partendo dal numero di domini elettronici attorno all'atomo centrale. Quattro domini danno una disposizione tetraidrica, come nel metano; se uno di essi è una coppia non condivisa, la forma visibile diventa piramidale, come nell'ammoniaca, o piegata, come nell'acqua. Le coppie non condivise respingono più fortemente delle coppie di legame, riducendo gli angoli rispetto ai valori ideali. La geometria determina se i dipoli di legame si annullano: il biossido di carbonio è lineare e apolare, mentre l'acqua è piegata e polare.

Forze intermolecolari e proprietà fisiche
Le forze intermolecolari si distinguono dai veri legami chimici perché agiscono tra molecole già formate e sono più deboli. Le forze di dispersione di London esistono in tutte le molecole e crescono con le dimensioni e la superficie di contatto, spiegando perché lo iodio è solido e il cloro gassoso a temperatura ambiente. Le interazioni dipolo-dipolo riguardano molecole polari, mentre il legame idrogeno, presente quando l'idrogeno è legato a azoto, ossigeno o fluoro, è la più intensa di queste interazioni. L'acqua ha punti di ebollizione anomali proprio grazie al legame idrogeno, che crea una rete estesa tra le molecole.

Eccezioni alla regola dell'ottetto
La regola dell'ottetto è un utile punto di partenza, ma presenta eccezioni importanti. L'idrogeno si stabilizza con soli due elettroni, mentre il berillio nel difluoruro di berillio e il boro nel trifluoruro di boro restano con sei elettroni di valenza, risultando deficenti di elettroni e reattivi. Al contrario, elementi del terzo periodo e successivi possono ospitare più di otto elettroni, come lo zolfo nell'anidride solforosa o il fosforo nel pentacloruro di fosforo, grazie alle orbitali d disponibili. Le cariche formali aiutano a valutare quale struttura di Lewis rappresenti meglio la distribuzione reale degli elettroni.