L’articolo raccolto espone come l’energia di dissociazione di legame (EDL) sia l’entalpia necessaria per rompere un determinato legame in una entità molecolare mediante omolisi e come questa energia sia una chiave per valutare la forza relativa dei legami chimici. L’EDL è specifica per un singolo legame e dipende dalla natura degli atomi legati o dalla geometria molecolare. Per una molecola A-B, l’EDL cambia segno rispetto all’energia di legame, così che maggiore è l’energia richiesta per dissociare AB, maggiore è l’energia di legame che tiene uniti i due atomi.
La definizione ufficiale della I.U.P.A.C. assegna all’EN e all’EDL una relazione fondamentale: l’energia di dissociazione è l’entalpia (per mole) richiesta per rompere un dato legame. Sebbene i due processi appaiano identici (rottura di legame O-H o di altri legami), le energie di dissociazione possono differire a seconda del tipo di legame coinvolto. Si può definire un’energia di legame media tra due elementi A e B come il rapporto tra l’energia di dissociazione della molecola ABn e il numero n. Le energie di dissociazione costituiscono una modalità per stimare la variazione di entalpia di una reazione, sebbene vi siano limitazioni: le energie di legame riportate sono medie e si applicano tipicamente alle variazioni di entalpia in reazioni in cui reagenti e prodotti sono in fase gassosa.
Il legame chimico è un orbitale di legame che si forma dall’overlap e fusione degli orbitali di due atomi; occorre che questo orbitale sia popolato da elettroni. L’orbitale di legame σ (sigma) è il più semplice e presenta la massima densità elettronica lungo la linea che collega i nuclei, risultando il tipo dominante quando due atomi si combinano. Se i due atomi sono uguali, l’orbitale σ risulta perfettamente simmetrico ed è definito covalente omopolare; se gli atomi hanno diversa elettronegatività, l’orbitale si deforma e diventa asimmetrico (di tipo π o con connotazione polare).
L’orbitale di anti-legame σ* possiede energia maggiore e, se popolato, tende a rompere il legame. Normalmente σ* non è popolato, ma può esserlo in condizioni particolare (ad es. irraggiamento UV o X). La formazione di legami è associata all’emissione di energia: lo stato legato è più stabile dello stato non legato.
Quando i due atomi formano legami, la differenza di elettronegatività determina se il legame è covalente omopolare o eteropolare (polare). Nei legami covalenti polari, l’orbitale di legame si deforma verso l’atomo più elettronegativo, creando una molecola polare con dipolo; se la differenza è molto grande, si verifica un legame ionico.
Leggi anche: Alimentazione dispositivi elettronici
La quantità di elettroni condivisi, la presenza di legami doppi o tripli e la presenza di orbitali π (bilobati) influenzano la geometria molecolare, l’ibridazione degli orbitali atomici e la distanza di legame. Due orbitali p possono sovrapporsi per formare legami π che, insieme al legame σ, costituiscono legami doppi o tripli. L’impossibilità di ruotare attorno a un legame C=C è spiegata dall’esistenza del legame π.
La rappresentazione di Lewis descrive come gli elettroni spaiati vengano condivisi o donati. L’ottetto (otto elettroni nell’ultimo livello) guida la formazione dei legami, con la valenza che indica quante coppie di elettroni un atomo può condividere o acquisire. L’esempio principale è l’ossigeno: occorrono due elettroni per completare l’ottetto, di solito formando due legami e quindi essendo bivalente. Le molecole poliatomiche hanno forme complesse determinate dagli angoli di legame e dall’ibridazione degli orbitali.
Nei composti organici, la carbonio-idrogeno (C-H) e carbonio-carbonio (C-C) sono legami comuni. L’etilene (C2H4) è descritto mediante ibridazione sp2: ogni carbonio forma due legami C-H tramite sovrapposizione di un orbitale sp2 con l’orbitale 1s dell’idrogeno, mentre la sovrapposizione laterale dei due orbitali 2pz produce il legame π. Il doppio legame C=C è quindi costituito da un legame σ forte e da un legame π più debole, spiegando la mancanza di rotazione attorno al legame doppio e l’eventuale isomeria cis-trans in presenza di substituenti adeguati.
Si riportano alcuni valori tipici dell’EDL per molecole comuni: H-H 436 kJ/mol, H-C 414 kJ/mol, H-N 389 kJ/mol, H-O 464 kJ/mol, C-C 347 kJ/mol, C=C 611 kJ/mol, C=O 743 kJ/mol, N-N 163 kJ/mol, O-O 142 kJ/mol, O=O 498 kJ/mol. Se il legame è doppio, l’EDL è maggiore rispetto a una singolo, e maggiormente se è triplo. Per una molecola come l’etilene, l’EDL è data da una somma di contributi legati al numero di legami semplici e doppi presenti: ad esempio (4 × 99) + 141 = 537 kcal/mol, con valori sperimentali vicini a 539 kcal/mol. Allo stesso modo, la dissociazione di un metanolo CH3OH comporta una media delle EDL dei vari legami presenti, evidenziando che l’energia di legame è una media contestualizzata alla molecola considerata.
La EDL è utile per stimare variazioni di entalpia delle reazioni, ma va interpretata con cautela: è una media e dipende dal contesto molecolare. L’energia di dissociazione è utile per valutare la stabilità relativa di legami all’interno di molecole e per confrontare la robustezza di legami C-C e C-H rispetto ad altri tipi di legami. In termini di reattività, legami più forti contribuiscono a rendere le molecole meno suscettibili a rotture spontanee e a modulare processi come reazioni di formazione di ossigeno o sostituzioni, compresi i comportamenti di gruppi funzionali come alcoli, carbonili e ammine all’interno di biomolecole e macrostrutture biologiche.
Leggi anche: funzionamento dei dispositivi per il monitoraggio elettrico
La distanza di legame dipende dal tipo di legame: legami più forti tendono ad avere distanze minori (es. C-C 154 pm, C=C 134 pm). Tuttavia, l’EDL di un dato legame può dipendere dal contesto molecolare, ad esempio quando un legame C-O si trova in metanolo o in etere metilico, producendo valori di dissociazione differenti. La presenza di doppi legami permette una delocalizzazione degli orbitali π in molecole come il benzene, influenzando la reale localizzazione dei legami e la resistenza a perturbazioni esterne.
Figura 3: Energia degli orbitali 1s dell’idrogeno atomico e σ dell’idrogeno molecolare (H2). La grande stabilità degli stati legati degli atomi rispetto agli stati non legati implica che gli atomi isolati siano rari, e si trovano spesso combinati in molecole.
Ad esempio, la descrizione del metano CH4 presenta un atomo di carbonio centrale legato a quattro atomi di idrogeno, con ibridazione sp3 che determina una geometria tetraedrica. Il legame σ è fortemente presente in questa configurazione, mentre la presenza di eventuali legami π è limitata o assente in tali sistemi saturi.
Nel complesso, l’energia di dissociazione serve come strumento per confrontare la forza relativa dei legami e per prevedere la stabilità di molecole, ma va usata in contesto, riconoscendo che i valori sono mediati dalla specifica molecola e dall’ambiente in cui i legami si formano o si rompono.
Leggi anche: tecnologie per l'accumulo di energia in casa
tags: #energia #di #dissociazione #di #legame #carbonio-carbonio
