Legami dell’idrogeno

La chimica dell’idrogeno dipende da tre processi elettronici:

Perdita dell’elettrone di valenza. Per perdita dell’elettrone di valenza si ha la formazione dello ione H+  che non è altro che un protone. A causa della sua piccola dimensione ( r ~ 1.5∙10-13 cm) rispetto a quella atomica (r ~ 10-8 cm) e la sua piccola carica gli conferiscono la capacità di deformare la nuvola elettronica che avvolge gli altri atomi. Conseguentemente il protone non esiste come tale tranne che nelle radiazioni ioniche gassose mentre in fase condensata è sempre associato con altri atomi o molecole.

Acquisto di un elettrone. L’atomo di idrogeno può acquistare un elettrone per formare lo ione idruro H raggiungendo la configurazione elettronica 1s2 di He. Questo ione esiste in prevalenza negli idruri salini con metalli più elettropositivi.

Formazione di un legame a coppia elettronica. La maggior parte dei composti dell’idrogeno contiene un legame a coppia elettronica. Numerosi sono i composti del carbonio con l’idrogeno; con la maggior parte degli elementi aventi uno scarso carattere metallico esso forma derivati. Molti di essi sono gassosi o liquidi. Anche se gli elementi metallici per la maggior parte non formano idruri covalenti semplici si conoscono parecchi complessi contenenti legami M-H come, ad esempio, HCo(CO)4.

La chimica di molti di questi composti è strettamente dipendente dalla natura dell’elemento o dell’elemento più i leganti a cui l’idrogeno è legato. In particolare vi è dipendenza per quanto attiene il grado di dissociazione di un composto in solventi polari e la sua capacità di comportarsi da acido:
HX ⇄ H+ + X

Per quanto riguarda il comportamento chimico sono importanti anche la struttura elettronica e il numero di coordinazione della molecola.

Consideriamo, ad esempio, gli idruri BH3, CH4, NH3, H2O, HF. Il primo non solo dimerizza dando il diborano, ma manifesta la sua insaturazione coordinativa comportandosi come un acido di Lewis.

Il metano è inerte da un punto di vista chimico ed è neutro, l’ammoniaca possiede una coppia elettronica solitaria ed è pertanto una base di Lewis; l’acqua che ha due coppie elettroniche solitarie può comportarsi sia da acido che da base debole mentre HF in acqua è un acido molto più forte dell’acqua anche se relativamente debole.

Fatta eccezione per la molecola H2 in cui il legame è covalente omeopolare tutti gli altri legami H-X presentano, a seconda della differenza di elettronegatività, un carattere più o meno polare. L’orientazione del dipolo può essere H⇤X o H⇥X e da ciò derivano importanti differenze nel comportamento chimico.

Il termine idruro viene considerato appropriato solo nel caso in cui vi è la polarizzazione  H⇤X, infatti nell’idruro l’idrogeno ha numero di ossidazione pari a – 1. Tuttavia molti composti che si comportano da acidi in solventi polari vengono detti idruri covalenti.

Così anche se HCl si comporta come acido forte in soluzione acquosa esso è un gas a temperatura ambiente e rimane indissociato in solventi non polari.

Tipi di legami particolari. La natura del protone e la totale assenza di schermatura dalla carica nucleare da parte di gusci elettronici interni permettono altre forme di attività chimiche che sono peculiari dell’idrogeno tra cui:

a)      Formazione di numerosi composti spesso non stechiometrici con elementi metallici generalmente chiamati idruri

b)      Formazione di legami a ponte di idrogeno in composti elettron-deficienti come il diborano

diborano

o in complessi di metalli di transizione detti idrurocomplessi

complessi con idrogeno a ponte

c)      Legame a idrogeno che è un legame particolarmente importante che costituisce il caso più emblematico di attrazione intermolecolare. I legami a idrogeno condizionano la chimica dell’acqua, delle soluzioni acquose, dei solventi idrossilici ed in genere delle specie contenenti gruppi OH ed assumono importanza critica nei sistemi biologici essendo responsabili, tra l’altro dei legami intra- e inter- catene polipeptidiche nelle proteine e dell’accoppiamento delle basi negli acidi nucleici.

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Author: Chimicamo

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