1.

Introduzione

Molecola La più piccola porzione di una sostanza che della sostanza stessa conserva tutte le proprietà. Le molecole sono costituite da atomi, dello stesso elemento o di elementi diversi, legati tra loro mediante legami chimici di diverso tipo, mediati da forze di natura elettrica; vengono definite biatomiche quando sono costituite da due soli atomi, poliatomiche quando sono costituite da più di due atomi. La molecola più piccola è quella dell’idrogeno (H₂), costituita da due atomi di idrogeno: ha diametro di circa 10^-10 m e massa pari a circa 3 × 10^-27 kg. Molecole più complesse possono assumere forma di catena, di anello o di elica e avere dimensioni sensibilmente maggiori.

2.

Teoria molecolare

Il concetto di molecola come combinazione di due o più atomi si deve allo scienziato italiano Amedeo Avogadro. Nel 1811 questi formulò una legge, oggi nota col suo nome, nella quale si afferma che, nelle medesime condizioni di temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole. La legge di Avogadro fornì un criterio per confrontare i pesi relativi delle molecole, permise di definire i pesi relativi degli atomi, e tuttora rappresenta uno dei fondamenti della chimica moderna.

3.

Peso molecolare

Il peso di una molecola può essere facilmente determinato per via teorica, quando se ne conosca la struttura atomica. Ad esempio, una molecola d'acqua (H₂O), composta da due atomi di idrogeno (peso atomico dell'idrogeno = 1) e uno di ossigeno (peso atomico dell'ossigeno = 16), ha peso molecolare pari a 18. Nella determinazione sperimentale, il peso molecolare di una sostanza si ottiene misurando il peso in grammi di una mole.

4.

Struttura molecolare

Ogni molecola ha una configurazione spaziale ben precisa, determinata dalla sua composizione chimica, dalla forza (e quindi dalla lunghezza) dei legami tra gli atomi, e dalla loro angolazione reciproca. Per determinarla sperimentalmente, si ricorre in genere a tecniche spettroscopiche o di diffrazione a raggi X.

5.

Legami chimici e proprietà dei composti

Esistono sostanzialmente due tipi di legami che agiscono nella formazione delle molecole: quello ionico e quello covalente. I composti che ne derivano hanno caratteristiche molto diverse.

1.

Composti ionici

In realtà, quando si considera un composto ionico nel suo insieme, non è quasi possibile distinguere le singole molecole che lo costituiscono. Ogni ione del composto è attratto con pari forza da più ioni di carica opposta e il risultato non è la combinazione di singole molecole ben distinguibili, ma un’unica macromolecola caratterizzata da una disposizione alternata di ioni di carica opposta. Un esempio di composto ionico è il cloruro di sodio, il comune sale da cucina: i cristalli di cui è costituito sono, appunto, delle macromolecole, caratterizzate da una disposizione regolare alternata di ioni Na⁺ e Cl^-.

Il fatto che nei composti ionici i singoli ioni siano tutti legati con pari forza gli uni agli altri e che questa forza sia relativamente intensa spiega alcune delle proprietà chimico-fisiche di tali composti: ad esempio, il fatto che siano caratterizzati da punti di fusione e di ebollizione relativamente alti (è necessaria una notevole quantità di energia per rompere i legami), e a temperatura ambiente si presentino allo stato solido. Se disciolti in acqua, si dissociano in ioni di carica opposta, dando luogo a soluzioni elettrolitiche capaci di condurre elettricità. Sono buoni conduttori di elettricità anche allo stato fuso, perché in tali condizioni gli ioni sono liberi di muoversi nel cristallo. In genere hanno densità relativamente basse, a causa delle intense forze repulsive che tendono a mantenere distanziate le cariche dello stesso segno.

2.

Composti covalenti

I composti covalenti, contrariamente a quelli ionici, nella maggior parte dei casi sono costituiti da molecole singole ben distinguibili; le forze intermolecolari che le tengono unite e che ne determinano lo stato di aggregazione, infatti, sono mediamente più deboli dei legami tra gli atomi. Il numero di atomi può variare da due, come nel caso dell'idrogeno (H₂), a qualche migliaio, come nel caso delle molecole proteiche o dei polimeri sintetici. I composti formati da un piccolo numero di atomi hanno in genere punti di fusione e di ebollizione relativamente bassi, poiché le molecole possono essere separate molto facilmente. Sono composti covalenti tutte le sostanze che a temperatura ambiente si presentano in forma liquida o gassosa.

Soltanto in alcuni casi, i legami covalenti possono dare origine a strutture estese con singole molecole indistinguibili: i cosiddetti composti solidi a struttura aperta. L'esempio più comune di questo tipo di struttura è il diamante, nel quale ogni atomo di carbonio è legato ad altri quattro atomi, formando un reticolo rigido tridimensionale che potrebbe estendersi all'infinito. Composti di questo tipo sono molto rigidi e duri, e presentano punti di fusione e di ebollizione molto elevati.

3.

Polarità e apolarità

Le proprietà delle molecole covalenti dipendono strettamente dai dettagli della distribuzione elettronica. A meno che gli atomi che le compongono non siano perfettamente identici (nel qual caso, il legame si dice omopolare), la condivisione di una coppia di elettroni di legame non è mai perfettamente omogenea. Nella maggior parte dei casi, quindi, le molecole costituite da atomi di elementi chimici diversi sono polari, caratterizzate cioè da una distribuzione disomogenea della carica elettrica intorno al centro di simmetria. Ad esempio, nella molecola dell’acqua (H₂O), ogni idrogeno presenta una polarità positiva, mentre l’ossigeno presenta una polarità opposta, negativa. Ciò accade perché l'ossigeno attira a sé con più forza gli elettroni di legame – è più elettronegativo – dell'idrogeno. Al contrario, carbonio e idrogeno hanno elettronegatività molto simile, e dunque nel legame C-H la coppia di elettroni è condivisa pressoché egualmente dai due atomi.

La presenza di legami polari in una molecola ha implicazioni notevoli sulle proprietà del composto: nell’acqua, ad esempio, determina la caratteristica di essere un buon solvente per molti composti ionici, effetto che invece non si verifica negli idrocarburi liquidi.