Teoria del Legame di Valenza
La teoria del Legame di Valenza e la formazione di legami chimici
La Teoria del Legame di Valenza (o VB, da Valence Bond) interpreta la formazione del legame covalente mediante il concetto quantomeccanico di orbitale.
Secondo questa teoria il legame covalente si forma quando gli orbitali semipieni di due atomi si sovrappongono dando origine a un nuovo orbitale molecolare che permette a entrambi gli elettroni di appartenere a ciascun atomo.
Questo nuovo orbitale è chiamato orbitale molecolare.
Il nuovo orbitale molecolare appartiene ad entrambi gli atomi legati ed accoglie i due elettroni con spin antiparallelo.
Teoria del legame di valenza: legami sigma e legami pi-greco
Secondo la teoria del legame di valenza la formazione del legame covalente nella molecola di idrogeno H2, avviene per avvicinamento e sovrapposizione di due orbitali sferici semipieni (contenenti cioè un solo elettrone) con formazione di un nuovo orbitale molecolare.
La sovrapposizione dei due orbitali 1s porta alla formazione di un legame covalente detto sigma (σ).
Consideriamo adesso la molecola di fluoro F2.
L'elettrone spaiato coinvolto nella formazione del legame covalente, si trova su un orbitale di tipo p.
La formazione dell'orbitale molecolare si spiega ammettendo la sovrapposizione degli orbitali atomici incompleti 2p di ciascuno degli atomi.
La sovrapposizione avviene utilizzando i lobi aventi il medesimo segno.
Si tratta di una sovrapposizione frontale poiché i due orbitali p si sovrappongono nella direzione dell'asse congiungente i due nuclei.
Si ha la formazione di un legame sigma (σ) che corrisponde a un legame forte.
Nel caso di legami covalenti doppi, si vengono a formare due sovrapposizioni ma solo una delle due può essere frontale (legame σ).
Il secondo legame, più debole del primo, consiste in una sovrapposizione laterale di due orbitali p paralleli e prende il nome di legame pi-greco (π).
Quindi, per esempio, nella molecola di ossigeno O2 (O=O) si vengono a formare due sovrapposizioni: la prima frontale (legame σ), la seconda laterale (legame π).
Il legame π è più debole di un legame σ e non permette la libera rotazione dei due atomi legati attorno all'asse di legame.
Nel caso di legami covalenti tripli, si vengono a formare tre sovrapposizioni di cui una frontale (legame σ) e due laterali (legami π).
Quindi, per esempio, nella molecola di azoto N2, si ha la formazione di un legame σ in seguito alla sovrapposizione di due orbitali atomici di tipo p lungo la congiungente i due nuclei, i restanti orbitali p danno luogo a sovrapposizioni laterali formando due legami π.
Il triplo legame è più forte di un doppio legame e non consente la libera rotazione dei due atomi legati attorno all'asse di legame.
Infine nella molecola del cloruro di idrogeno HCl, la sovapposizione degli orbitali semipieni è tra un orbitale s dell'idrogeno e un orbitale p del cloro
con formazione di un legame σ
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