Gli idruri sono composti binari contenenti idrogeno che quando si lega a elementi meno elettronegativi ha numero di ossidazione -1.
Ad esempio l'idrogeno ha un solo elettrone e può formare con il fluoro il composto H-F, con l'ossigeno il composto H2O e con l'azoto il composto NH3.
In tali molecole sugli elementi fluoro, ossigeno e azoto restano delle coppie elettroniche non condivise. Esse possono essere usate per formare altri legami con elementi o ioni che siano capaci di accettarle. Se, ad esempio, si considera lo ione H+ si vede che esso ha due vacanze elettroniche nello strato di valenza. Quindi può formare un legame accettando un doppietto elettronico. Così si possono formare le specie H2F+, H3O+, NH4+.
Il legame formalmente descritto come formato dalla sovrapposizione di un doppietto non condiviso dell'atomo centrale con l'orbitale 1s vuoto dell'idrogeno è indistinguibile dagli altri. Scrivere le formule partendo dalle configurazioni elettroniche degli atomi isolati è un artificio utile. Si può valutare infatti il numero degli elettroni il numero di orbitali e di elettroni complessivamente disponibili per la formazione dei legami.
Esempi
Nello scrivere la formula dell'ammoniaca si potrebbe partire da un ipotetico ione N3- avente otto elettroni esterni ( 2s2, 2p6) e da tre ioni H+. In questo caso si potrebbe descrivere la formazione dei tre legami N-H come una donazione di tre doppietti da parte dello ione N3+ ai tre ioni H+.
Talora è usata la dizione legame dativo per questo particolare legame a coppia di elettroni in cui un doppietto figura come donato da un elemento a un altro. Conviene, tuttavia, far sempre riferimento al numero di elettroni presenti in una molecola, indipendentemente dall'atomo al quale essi possono essere associati.
Così per la descrizione della molecola di ammoniaca, si deve tener conto che in NH3 vi sono otto elettroni disponibili per la formazione di legami di cui cinque appartenenti all'azoto. Essi sono cinque per l'azoto 2s2,2p3 e uno per ciascun idrogeno. L'azoto, nella molecola dovrà essere circondato da otto elettroni, mentre gli atomi di idrogeno dovranno essere circondati da due elettroni ciascuno. Se non ci fosse compartecipazione di elettroni tra i due tipi di atomi sarebbero necessari in tutto 8 + 2 + 2 + 2 = 14 elettroni.
La differenza tra questo numero e quello degli elettroni effettivamente presenti è sei. Tale numero rappresenta il numero di elettroni condivisi tra l'atomo di azoto e i tre atomi di idrogeno. Tenendo conto che ciascun legame è costituito da tre elettroni si formeranno tre legami σ.
Nel caso dello ione ammonio, NH4+ il numero di elettroni complessivi è sempre otto. Invece il numero di elettroni necessari a riempire di valenza di tutti gli atomi è sedici. La differenza tra i due numeri è in questo caso otto corrispondente alla formazione di quattro legami σ azoto-idrogeno.
Il carbonio forma un composto di formula CH4 . Il numero di elettroni presenti nella molecola è otto, mentre il numero di elettroni necessario affinché tutti gli atomi raggiungano la configurazione a strati completi in assenza di compartecipazione è sedici. La differenza tra i due numeri è otto, il che comporta la formazione di quattro legami σ carbonio-idrogeno.
Idruro di boro
Un altro esempio di molecola di idruro di notevole interesse è costituito dall'idruro di boro che è una molecola costituita da due atoni di boro e sei atomi di idrogeno B2H6 detta anche diborano.
Si può notare che tale molecola non appare conforme alle regole illustrate. Se, infatti, ogni trattino rappresentasse una coppia di elettroni condivisa tra gli atomi di boro e di idrogeno si avrebbero intorno agli atomi di idrogeno centrali quatto elettroni. Tuttavia il numero di elettroni complessivamente presente è tale che non si possono formare tutti legami “normali” a coppia di elettroni. Infatti nella molecola sono presenti in tutto dodici elettroni di cui tre per ciascun atomo di boro e uno per ciascun atomi di idrogeno.
Il numero di elettroni necessario perché tutti gli atomi abbiano la configurazione completa è ventotto, Questo numero è dato da otto per ciascun atomo di boro e due per ciascun atomo di idrogeno. La differenza, fornita dal numero di elettroni che dovrebbero essere messi in compartecipazione è in questo caso sedici. Questo numero è maggiore del numero complessivo di elettroni presenti nella molecola.
Esistono varie spiegazioni per il legame chimico nei borani. La spiegazione più razionale appare quella in cui si considerano i legami boro-idrogeno terminali come normali legami a coppia di elettroni. Resta così un elettrone su ciascun atomo di boro, più un elettrone per ciascuno dei due atomi di idrogeno.
Ogni atomo di boro è quindi unito all'altro da un ponte formato da un atomo di idrogeno. Si può quindi ammettere che entro ciascun ponte si muovano complessivamente due elettroni. Essi non più confinati su due centri atomici, come nel legame normale ma su tre. Con questo modello si preserva la validità della configurazione a strati completi. Infatti perché intorno ad ogni atomo di boro sono presenti otto elettroni, e due intorno a ciascun atomo di idrogeno.
Molecole di questo tipo sono dette elettron-deficienti perché hanno un numero di elettroni minore del numero minimo richiesto per raggiungere la configurazione a strati completi con legami a coppia di elettroni. Molecole di questo tipo hanno una certa stabilità, per cui possono essere isolate in condizioni non troppo drastiche anche se spesso sono più reattive e instabili delle molecole che, invece, hanno un numero di elettroni sufficiente.
