Legame chimico

In un atomo, gli elettroni degli orbitali più interni sono attratti così intensamente dal proprio nucleo da non potere interagire con i nuclei degli atomi circostanti: solo gli elettroni che si trovano nelle zone più esterne dell’atomo, detti elettroni di valenza, riescono a partecipare nella formazione di legami chimici. Riferendosi alla notazione dei numeri romani per identificare i gruppi della tavola periodica, il numero di elettroni di valenza è fornito dal gruppo cui l’atomo appartiene.

Così, gli elementi dei gruppi IA (o 1) e IB (o 11) hanno un solo elettrone di valenza; ne hanno due gli elementi dei gruppi IIA (o 2) e IIB (o 12) e quattro gli elementi dei gruppi IVB (o 4) e IVA (o 14). Tranne l’elio, tutti gli elementi dell’ottavo gruppo del sistema periodico (neon, argo, cripto, xeno e radon) hanno otto elettroni di valenza e sono gas poco reattivi, che esistono solo in forma monoatomica; in seguito alla scarsa reattività vengono chiamati gas nobili. La configurazione “completa” del guscio elettronico più esterno conferisce loro bassa energia, e quindi elevata stabilità. Con la formazione di legami chimici, tutti gli elementi tendono ad assumere la configurazione elettronica completa e stabile del gas nobile più prossimo nella tavola periodica. Tale comportamento è stato riassunto nella cosiddetta “regola dell’ottetto”, enunciata dal chimico statunitense Gilbert Newton Lewis nel 1916.

I metalli nei gruppi IA (o 1) e IB (o 11) della tavola periodica tendono a perdere un elettrone per formare ioni con una carica positiva, quelli dei gruppi IIA (o 2) e IIB (o 12) tendono a perdere due elettroni e a formare ioni con due cariche positive; analogamente si verifica per gli altri gruppi. Gli alogeni (gruppo VIIA o 17) tendono ad acquistare un elettrone per formare ioni con carica negativa, mentre gli elementi del gruppo VIA (o 16) tendono ad acquistarne due, formando ioni con due cariche negative.

Un esempio di legame covalente è la molecola di cloro (Cl₂): ciascun atomo ha 35 elettroni, uno in meno rispetto all’atomo di argo, il gas nobile più vicino nella tavola periodica, cosicché quando due atomi di cloro formano un legame covalente omeopolare condividendo due elettroni, entrambi raggiungono una configurazione elettronica con 36 elettroni. Generalmente si rappresenta la coppia di elettroni condivisi con la formula Cl8Cl.

Un altro esempio è la molecola di ossigeno: l’atomo di ossigeno ha in totale otto elettroni, due in meno rispetto al gas nobile più vicino, il neon; quando due atomi di ossigeno si legano per formare la molecola O₂, mettono in compartecipazione quattro elettroni, due per ogni atomo. In questo caso si forma tra i due atomi un doppio legame, O9O. Allo stesso modo gli atomi di azoto nella molecola corrispondente condividono tre elettroni formando un legame triplo, N:N. Nel diossido di carbonio, sia il carbonio (con sei elettroni propri) sia l’ossigeno (con otto) riescono a raggiungere il numero di elettroni del neon formando due doppi legami: O9C9O. In tutte queste formule di legame sono rappresentati solo gli elettroni coinvolti nei legami stessi.

Circa l’80% di tutti i composti covalenti può essere descritto ragionevolmente dalle strutture elettroniche di Lewis; i restanti composti, specialmente quelli che contengono elementi dei gruppi centrali della tavola periodica, spesso non riescono a trovare giustificazione sulla base del tentativo di raggiungere la configurazione elettronica esterna dei gas nobili.

Esistono alcuni casi particolari nei quali la struttura del composto non è rappresentabile con una sola formula di Lewis: ciò accade ogni volta che un legame non è strettamente localizzato fra due atomi della molecola. Questi casi, in cui il numero di elettroni di valenza è insufficiente a formare legami localizzati, ma richiede una condivisione non localizzata degli elettroni fra gli atomi, sono chiamati “risonanza“.

Si consideri ad esempio lo ione NO₃^-: l’azoto occupa la posizione centrale ed è circondato da tre atomi di ossigeno, sui quali è localizzata la carica negativa. Poiché non è possibile distinguere i tre atomi di ossigeno, si rappresentano tre formule di Lewis, in ciascuna delle quali ogni atomo raggiunge la configurazione elettronica esterna dell’ottetto. Tale situazione è rappresentabile nel seguente modo:

Il legame fra N e O è delocalizzato fra le tre posizioni possibili, così come la carica negativa non è localizzata su due atomi di ossigeno, ma ugualmente distribuita fra tutti e tre: la struttura del legame è quello di una molecola di forma definita, più un insieme di elettroni condivisi sull’intera molecola. Questo giustifica tutte le proprietà di simmetria e le osservazioni sperimentali secondo le quali tutti i legami sono identici sotto ogni aspetto, con proprietà intermedie fra quelle osservate per i singoli e i doppi.