1. Si ha un legame chimico quando una forza di natura elettrostatica tiene uniti più atomi in una
molecola o in un composto chimico (legami forti, o intramolecolari) o più molecole in una
sostanza allo stato condensato (legami deboli, o intermolecolari ).
 LEGAMI INTRAMOLECOLARI
•Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica più stabile,
generalmente la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, quindi l’ottetto. I gas
nobili, che già hanno raggiunto l’ottetto, non formano legami chimici.
•Quando due atomi si legano la molecola risultante è un sistema ad
energia minore e quindi più stabile rispetto ai due atomi isolati, questo
è il motivo per cui in natura si trovano pochissimi atomi isolati.
•Nei legami chimici vengono interessati solo elettroni di valenza, cioè
quelli degli orbitali più esterni.
•L’energia di legame è la quantità di energia che bisogna fornire per
rompere un legame e che è uguale a quella che si libera quando lo
stesso legame viene costituito.
•Identifichiamo tre tipi di legame che si ottengono combinando i due
tipi di atomo:
metallo con non metallo;
non metallo con non metallo;
metallo con metallo.

2. LEGAME IONICO
Metallo con Non metallo.
Il legame ionico è un legame tra ioni di segno opposto.
Tali ioni derivano da atomi aventi differenza di elettronegatività superiore al
limite convenzionale di 1,9: in queste condizioni, quando i due atomi si
avvicinano, gli elettroni del livello più esterno dell’atomo meno elettronegativo
passano all’atomo più elettronegativo. Quest’ultimo diviene quindi uno ione
negativo, mentre l’altro atomo diviene uno ione positivo. Questo legame è di
natura prettamente elettrostatica
Solido ionico
Un solido ionico è formato da cationi e anioni, che generalmente sono disposti
in maniera ordinata e regolare: si parla in questo caso di solido cristallino.
Il legame ionico non è direzionale, e ogni anione non è specificamente legato
ad un certo catione, ma a tutti i cationi che lo circondano. Questa struttura
ordinata è difficile da distruggere, e questo spiega l’elevato punto di fusione dei
solidi ionici.
Anche se spesso molto duri, i solidi ionici sono anche molto fragili, e si sfaldano
facilmente (cioè si rompono producendo superfici perfettamente lisce). Questo
può essere spiegato dal fatto che un colpo localizzato può far scorrere
leggermente due piani di ioni, e allora le interazioni diventano repulsive ed il
cristallo si spezza .

4. LEGAME COVALENTE
Non metallo con Non metallo
Il legame è realizzato attraverso la condivisione di coppie di elettroni (al massimo tre).
Se viene condivisa una sola coppia di elettroni il legame sarà definito semplice, se le coppie
sono due si dirà doppio, se tre triplo.
Legame covalente puro
Un legame covalente è detto “puro” quando si forma fra atomi con lo stesso valore di
elettronegatività, oppure valori compresi tra 0 e 0,3. In questo caso, gli elettroni che vengono
messi in comune fra i due atomi vengono attratti con la stessa forza da entrambi i nuclei e,
perciò, vengono ad essere condivisi in maniera uguale fra i due atomi (c’è una distribuzione
simmetrica della nube elettronica).

5. Legame singolo
Altri esempi utilizzando la simbologia di Lewis:
Legame doppio
Legame triplo

6. Legame covalente polare
Un legame covalente polare si forma tra atomi che hanno elettronegatività diversa, ma non
tanto diversa da rendere possibile la formazione di un legame ionico (la differenza dei valori di
elettronegatività è sempre minore di 1,9).
In questo caso, i due atomi mettono in comune i loro elettroni spaiati che però saranno
maggiormente attratti dall’atomo più elettronegativo. Il legame risulterà quindi polarizzato
elettricamente, cioè ognuno degli atomi coinvolti nel legame presenterà una carica elettrica
parziale, o negativa o positiva.
Poiché si ha un parziale trasferimento di elettroni da un atomo ad un altro, questo tipo di
legame è intermedio tra il legame covalente e il legame ionico.
Per esempio in HCl il cloro attrae la coppia di elettroni più fortemente, e questa quindi si trova
più vicina al cloro che all’idrogeno. Si ha quindi una piccola carica negativa sul cloro, e una
piccola carica positiva sull’idrogeno (indicate con i simboli δ+ e δ–). Nel suo complesso, la
molecola è un dipolo elettrico.

8. Legame di coordinazione (o dativo)
È un tipo particolare di legame covalente detto, in passato, dativo in quanto i due elettroni
coinvolti nel legame provengono da uno solo dei due atomi detto datore (o agente
nucleofilo), mentre l'altro viene detto accettore (o agente elettrofilo) e deve avere un
orbitale vuoto nel quale poter “alloggiare” questa coppia.
Il caso più comune è quello in cui l'ammoniaca, che possiede un doppietto elettronico non
condiviso, lega un protone H+ dando così luogo allo ione ammonio.
Solidi covalenti
Nel reticolo cristallino * sono posti atomi legati tra loro da legami covalenti quindi da forze intense e di tipo
direzionale. L’esempio tipico è quello del diamante, in cui ogni atomo di carbonio ha una in comune una
coppia di elettroni con altri atomi di carbonio. Altro esempio è il quarzo (SiO2). Tali solidi hanno punti di
fusione e durezza elevati, sono in genere cattivi conduttori di elettricità e insolubili.
* Reticolo cristallino: schema che riproduce la disposizione spaziale delle particelle (atomi/molecole/ioni) in un solido cristallino.

9. Legame metallico
Metallo con metallo
Nel più semplice modello del legame metallico, tutti gli atomi mettono in comune i loro
elettroni di valenza in un “mare” di elettroni uniformemente distribuito.
Secondo questo modello un metallo può essere rappresentato come un reticolo
cristallino di ioni positivi tenuti uniti da una nube di elettroni condivisi estesa a tutto il
reticolo.
A differenza del legame covalente, gli elettroni sono “delocalizzati”, cioè non sono legati
a nessun atomo particolare e quindi risultano essere estremamente .
Tale mobilità è responsabile delle proprietà dei metalli come l’elevata conducibilità
elettrica.
Solidi metallici
Il legame metallico, che tiene insieme il reticolo dei solidi metallici, è determinato dall’attrazione tra ioni
positivi e gli elettroni delocalizzati. Esso non è direzionale e i reticoli cristallini sono caratterizzati da un
impacchettamento compatto di ioni. La non direzionalità dei legami spiega alcune proprietà dei metalli, quali
la tenacità, la plasticità, la duttilità (si riducono facilmente in fili sottili) e la malleabilità (si riducono facilmente
in fogli sottili) .

10. DUE TEORIE DEL LEGAME COVALENTE
Si basano sulla meccanica quantistica:
• TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB) che spiega le interazioni degli orbitali
atomici nella formazione di un legame covalente.
• TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO) che ipotizza l’esistenza di
orbitali che si estendono sull’intera molecola.
Le due teorie si integrano l’una con l’altra e sono indispensabili per la
comprensione del legame covalente.

11. TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA (VB)
1. Un legame chimico si forma spontaneamente tra due atomi che presentino
orbitali semivuoti al fine di conseguirne la saturazione. Di conseguenza non è
necessario che venga realizzato l’ottetto elettronico
2. un legame chimico è dato dalla sovrapposizione degli orbitali degli atomi che
partecipano al legame.
3. La sovrapposizione può avvenire in due modi diversi e generare due tipi di
legami covalente: σ e π
4. gli elettroni di legame sono, con molta probabilità, localizzati nella regione di
legame.
5. Gli orbitali atomici che danno luogo alla formazione del legame possono essere
di tipi differenti.
6. Gli orbitali atomici che danno luogo alla formazione del legame, possono anche
non essere orbitali atomici “puri” (cioè derivanti direttamente dalla soluzione
dell’equazione di Schroedinger), ma di carattere diverso. Viene introdotto il
concetto di ibridazione.

12. ORBITALI DI SOVRAPPOSIZIONE
I legami σ sono quelli che derivano dalla I legami π si formano invece quando due orbitali
sovrapposizione di due orbitali atomici, non si sovrappongono lungo l’asse di legame
contenenti ognuno un elettrone spaiato, lungo (sovrapposizione laterale).
la direzione dell’asse (sovrapposizione
frontale)
I segni + e - indicano il segno della funzione d'onda e non cariche elettriche.

13. ORBITALI IBRIDI
Un atomo, all'atto di formazione di un composto, ibridizza i propri orbitali atomici al fine di
formare legami covalenti con gli altri atomi, in numero eventualmente maggiore e sicuramente
con una distribuzione delle densità di carica elettronica più simmetrica possibile => più la
densità elettronica è distribuita simmetricamente all'interno del composto, più questo è stabile!
Ibridazione sp
Be
↑ ↑
↑↓ orbitali sp 180°
stato fondamentale promozione e ridistribuzione energetica stato eccitato
Ibridazione sp2
B ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ orbitali sp2
stato fondamentale promozione e ridistribuzione energetica stato eccitato
Ibridazione sp3
C ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓ orbitali sp3
stato fondamentale promozione e ridistribuzione energetica stato eccitato

14. TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI (MO)
• Una molecola è visualizzata come un insieme di nuclei aventi orbitali elettronici delocalizzati
sull’intera molecola.
• Come un atomo ha orbitali atomici che hanno una data energia, una forma definita e sono
occupati da elettroni, così una molecola ha orbitali molecolari che hanno una data energia ed
una forma definita e sono occupati dagli elettroni della molecola.
• Funzioni d’onda di orbitali atomici di energia simile possono essere addizionati o sottratti per
ottenere, rispettivamente, orbitali molecolari leganti ed orbitali molecolari antileganti.
•L'orbitale legante è a minor energia rispetto a quella degli orbitali atomici e per questo motivo si
forma prima. Ha la maggior densità elettronica tra i nuclei.
• L'orbitale antilegante ha una maggiore energia e per questo motivo, in sequenza, è il secondo
a formarsi. La maggior densità elettronica non si trova tra i nuclei ed è quindi ad energia
maggiore.
• Il numero di orbitali molecolari è uguale al numero di orbitali atomici che sono stati
combinati.
• L’ordine di legame è un numero ottenuto dalla seguente formula:
ordine di legame = (n° elettroni leganti – n° elettroni antileganti) / 2
Visto che il numero di elettroni antileganti (a maggior energia) è, secondo la teoria, minore o
uguale al numero di elettroni leganti il valore può essere soltanto positivo o pari a zero. In
quest'ultimo caso però la molecola non esiste (vedi il caso dei gas nobili).

15. Teoria degli orbitali molecolari : molecola di idrogeno
↑ ↑
↑↓
I due singoletti, rispettivamente uno di ogni atomo, tendono a occupare il livello energetico più
basso ovvero l'orbitale legante in σ1s riempiendolo. Visto che non ci sono altri elettroni l'orbitale
molecolare antilegante non viene riempito.
Poiché non vi sono singoletti nella molecola, questa viene definita diamagnetica (non risente di
un campo magnetico)
La molecola dell'idrogeno (H2), secondo il calcolo dell'ordine di legame, esiste perché è pari a 1.

16. Secondo la teoria degli orbitali molecolari l'ossigeno ha, nel proprio orbitale molecolare, uno
sbilancio di elettroni. La configurazione degli elettroni lungo gli orbitali, infatti, lascia due singoletti
con spin uguale nell'orbitale molecolare π*2p.
I due elettroni singoletti producono un campo magnetico e, per questo motivo, la molecola
dell'ossigeno (O2) può essere influenzata da campi magnetici rendendosi paramagnetica. Il
paramagnetismo è la peculiarità che non tutte le molecole possiedono di essere attratte da campi
magnetici

17.  LEGAMI INTERMOLECOLARI
• Forze di van der Waals
Gli atomi di una molecola - ad es. quelli di una molecola di metano (CH4) - sono
tenuti insieme da forti legami covalenti.
Quando il metano si trova allo stato liquido o solido, i legami che tengono vicine le
molecole sono le forze di van der Waals.
Ci sono diversi tipi di forze di van der Waals:
1. dipolo spontaneo - dipolo indotto
2. dipolo - dipolo

18. 1. Attrazioni dipolo spontaneo - dipolo indotto (Forze di London)
Le attrazioni dipolo spontaneo - dipolo indotto sono sorprendentemente forti a distanza
brevissima.
Lo iodio (I2) nonostante sia una molecola apolare si trova allo stato solido. Questo significa che
anche fra le sue molecole c'è una forza di attrazione piuttosto elevata, nota come "forza di
London".
Questa attrazione è dovuta allo spostamento casuale - e per tempi brevissimi - degli elettroni
di una molecola verso una zona della molecola stessa.
Poiché gli elettroni hanno carica negativa, questa zona diventa negativa; l'altra parte della
molecola - più povera di elettroni - diventa positiva perché la carica dei protoni (positiva) non è
neutralizzata del tutto dagli elettroni.
Ciò dà luogo alla formazione di un dipolo istantaneo.
Questa molecola che si è polarizzata induce la polarizzazione di una molecola vicina (la parte
positiva della prima molecola attrae gli elettroni della molecola vicina).
La molecola che si è appena polarizzata induce la polarizzazione di un'altra molecola vicina. E
così via.
La "catena" di molecole che si è formata ha una vita brevissima, perché rapidamente le
molecole tornano allo stato normale di non-polarizzazione. Ma ci sarà qualche altra molecola
che si polarizzerà casualmente, e provocherà la polarizzazione di una molecola vicina, ...
L’intensità di tali forze cresce all'aumentare della superficie della molecola. Si spiega così
l'aumento della temperatura di ebollizione degli alogeni F2 < Cl2 < Br2 < I2.

19. 2. Attrazioni dipolo - dipolo
Le molecole possono avere un'interazione attrattiva dipolo-dipolo se sono molecole
polari:
Legame a idrogeno
Un legame a idrogeno si forma quando un atomo di
idrogeno legato con legame covalente ad un elemento
molto elettronegativo (fluoro, ossigeno, cloro, azoto) si
lega anche - con un "legame a idrogeno" - ad un
elemento ugualmente molto elettronegativo.
Il legame a idrogeno è il legame responsabile degli alti
punti di ebollizione di alcuni composti, tra cui l'acqua.
Solidi molecolari
Le molecole, disposte secondo un determinato ordine geometrico (reticolo cristallino) sono tenute insieme da
deboli legami quali le forze di van der Waals. Un esempio sono il ghiaccio, lo iodio, la naftalina.
Questi solidi hanno un basso punto di fusione e talvolta tendono a sublimare.
La loro solubilità dipende dalla capacità di stabilire legami con le molecole con il solvente.