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Il legame covalente è il “patto” con cui due atomi tengono unita una molecola condividendo una o più coppie di elettroni. Capire questa forma di condivisione di elettroni aiuta a spiegare forma, polarità e reattività di molte sostanze che incontriamo ogni giorno. Con esempi e analogie pratiche, scopriremo come atomi, orbitali ed elettronegatività interagiscono per formare molecole stabili.
Il legame covalente unisce atomi non metallici attraverso coppie di elettroni condivise. Distingui tra versioni polari e apolari, scopri tipi (singolo, doppio, triplo, coordinativo) e impara, con esempi reali, come la tavola periodica e l’elettronegatività guidano forma e proprietà molecolari.
Come si forma un legame covalente?
Un legame nasce quando la condivisione di elettroni fa scendere l’energia del sistema e gli atomi raggiungono uno stato più stabile. Spesso ciò avviene completando la shell di valenza con coppie di elettroni condivise, anziché trasferire cariche.
Nel modello di Lewis, i puntini rappresentano gli elettroni di valenza; due puntini o una linea tra simboli atomici indicano una coppia condivisa. Il modello non è perfetto, ma aiuta a contare elettroni e prevedere geometrie di base.
Legame formato dalla condivisione di una o più coppie di elettroni tra atomi.
Testo originale
A bond formed by the sharing of one or more pairs of electrons between two atoms.
Dal punto di vista quantistico, il legame nasce dalla sovrapposizione di orbitali: la sovrapposizione frontale genera un legame sigma (σ), mentre quella laterale genera un legame pi (π). Questa sovrapposizione stabilizza la coppia di elettroni tra i nuclei.
Qual è la differenza tra legame covalente e ionico?
Nel legame ionico un atomo cede o accetta elettroni, formando ioni con cariche opposte che si attraggono; nel covalente gli atomi condividono elettroni senza trasferimenti completi. È una differenza di meccanismo: trasferimento contro condivisione.
In pratica la frontiera è sfumata: la polarità di un legame covalente aumenta con la differenza di elettronegatività tra gli atomi; quando la differenza è molto alta si parla spesso di comportamento “ionico”.
Esempio rapido: H–Cl è covalente ma polare, quindi il cloro attira un po’ di più la densità elettronica; Na–Cl, invece, è tipicamente ionico e forma un reticolo di ioni.
Quali tipi di legame covalente esistono?
Non tutti i legami covalenti sono uguali. Possono essere singolo, doppio o triplo, e possono essere apolari o polari a seconda della distribuzione della carica.
La natura del legame influenza lunghezza, forza e libertà di rotazione.
- Legame singolo: una coppia condivisa, di solito un legame σ; spesso consente libera rotazione. È il più comune nelle molecole organiche.
- Legame doppio: due coppie condivise, in genere un σ e un π; è più corto e forte del singolo, ma limita la rotazione.
- Legame triplo: tre coppie condivise (un σ e due π); è ancora più corto e robusto, come in N≡N.
- Polare vs apolare: se l’elettronegatività è simile, il legame è apolare; se differisce, la densità di carica si sposta verso l’atomo più elettronegativo.
- Coordinativo (dativo): la coppia condivisa proviene tutta da un atomo donatore; si indica spesso con una freccia verso l’accettore.
- Sigma e pi: la sovrapposizione frontale genera σ (più forte e localizzata); quella laterale genera π (più diffusa), contribuendo alla rigidità dei doppi e tripli legami.
Quali esempi reali aiutano a capire?
Ecco una carrellata di molecole comuni, utile per collegare teoria e pratica. Osserva come la combinazione di atomi e la loro elettronegatività determinano polarità, forma e proprietà.
- H2 (idrogeno): due atomi di H condividono una coppia; il legame è apolare. È un caso base che aiuta a visualizzare la sovrapposizione di orbitali 1s.
- Cl2 (cloro): anche il cloro forma Cl2 con una coppia condivisa. Gli atomi sono uguali, quindi il legame è apolare e la molecola poco reattiva.
- HCl (cloruro di idrogeno): qui l'elettronegatività del cloro è maggiore; il legame è covalente polare e il dipolo orienta molte interazioni con l’acqua.
- H2O (acqua): due legami O–H polari e una geometria piegata rendono l'acqua fortemente polare. Ciò spiega la solubilità di molte sostanze e l’elevato punto di ebollizione.
- CH4 (metano): quattro legami C–H quasi apolari, organizzati in geometria tetraedrica. È una molecola non polare, coerente con la bassa solubilità in acqua.
- CO2 (anidride carbonica): due legami C=O polari ma opposti su una struttura lineare fanno sì che l’intera molecola sia globalmente apolare.
- NH3 (ammoniaca): tre legami N–H polari e una coppia solitaria danno forma piramidale; molecola polare, capace di legami a idrogeno in molte soluzioni.
- N2 e O2: N2 ha un triplo legame molto forte; O2 ha un doppio legame e proprietà elettroniche che spiegano il paramagnetismo. Entrambi sono essenziali nell’atmosfera.
Oltre ai legami covalenti interni, le proprietà macroscopiche dipendono anche da attrazioni deboli fra molecole, come le forze di Van der Waals e i legami a idrogeno. Queste interazioni non sono covalenti ma ne modulano gli effetti osservabili.
Punti chiave rapidi
- Gli atomi condividono coppie di elettroni.
- La polarità dipende dall'elettronegatività.
- I legami possono essere singoli, doppi o tripli.
- La forma molecolare influenza le proprietà.
- Il legame coordinativo usa una coppia già posseduta.
Come la tavola periodica aiuta a prevedere i legami?
Nella tavola periodica i non metalli tendono a legare tra loro con legami covalenti;
combinazioni metallo–non metallo mostrano spesso carattere più ionico, specie con grandi differenze di elettronegatività.
L’elettronegatività cresce in media da sinistra a destra e dall’alto verso il basso; differenze piccole suggeriscono legami apolari, differenze intermedie legami polari, differenze grandi comportamento vicino allo ionico.
Considerare gruppo e periodo aiuta a prevedere geometria e ibridazione: il carbonio, tipicamente tetravalente, forma reti tetraedriche; l’ossigeno tende a due legami; l’azoto, con tre legami, può anche donare una coppia in legami coordinativi.
Domande frequenti
Il legame covalente è sempre forte?
No. In media è forte rispetto a interazioni deboli, ma l’intensità varia: i legami tripli sono più forti dei doppi e dei singoli; inoltre contesto molecolare e ambiente possono indebolirli o rafforzarli.
Qual è la differenza tra legame sigma e pi?
Il legame sigma (σ) nasce da sovrapposizione frontale ed è più localizzato e generalmente più forte; il legame pi (π) deriva da sovrapposizione laterale ed è più diffuso, limitando la rotazione nei doppi e tripli legami.
Perché alcune molecole sono polari pur avendo legami covalenti?
Perché i legami possono essere polari e la geometria non sempre cancella i dipoli. In H2O i dipoli si sommano (molecola polare), in CO2 si annullano su struttura lineare (molecola apolare).
Che cos’è un legame coordinativo (dativo)?
È un legame covalente in cui la coppia condivisa proviene interamente da un atomo donatore che la “offre” a un accettore. Si rappresenta con una freccia dal donatore verso l’accettore.
Il cloro forma legami covalenti o ionici?
Entrambi, a seconda del partner. Con un altro cloro forma Cl2 (covalente apolare). Con elementi molto elettropositivi (come sodio) partecipa a composti con marcato carattere ionico.
In sintesi, cosa ricordare
- Il legame covalente nasce dalla condivisione di elettroni.
- La differenza di elettronegatività guida la polarità.
- Tipi e geometria determinano molte proprietà.
- Esempi reali chiariscono concetti astratti.
- La tavola periodica aiuta a prevedere i legami.
Comprendere il legame covalente significa collegare proprietà visibili—solubilità, punti di ebollizione, durezza—alle interazioni invisibili tra elettroni e nuclei. Con un occhio a elettronegatività, forma e tipologia di legame, puoi prevedere il comportamento di molte sostanze e decifrare pattern ricorrenti nella chimica.
Quando osservi una nuova molecola, chiediti: quali atomi ci sono, come si distribuiscono gli elettroni, quali legami prevalgono? Questo approccio, unito alla tavola periodica, offre una guida pratica per passare dalla formula alle proprietà, senza perdere di vista l’intuizione chimica.