====== Nuove Teorie del Legame ======

Finora ci siamo riferiti ai legami chimici usando la teoria di Lewis (condivisione o cessione/acquisto di elettroni). Questa teoria così come la teoria molecolare è sicuramente valida, ma ha dei limiti che sono divenuti evidenti con le **nuove teorie atomiche e del legame**: essa afferma che è impossibile determinare in un istante l'esatta posizione di un elettrone in un orbitale.

Nella nuova teoria quantistico-ondulatoria degli elettroni, che poggia sulle basi della fisica quantistica, il principio di indeterminazione di Heisenberg rende probabilistico l'ambito di cui si opera, e gli orbitali (ricavati dalla funzione d'onda dell'elettrone) sono le regioni dello spazio in cui è massima la probabilità di misurare la presenza di elettroni. Rispetto al modello di Bohr, viene inoltre introdotta la quantizzazione degli stati energetici in cui stanno gli elettroni.

Gli //ibridi di risonanza// sono legami non rappresentabili secondo Lewis. Tuttavia, possiamo rappresentare la struttura reale del legame come la via di mezzo tra due forme limite di Lewis. Ad esempio i legami dell'ozono ($\ce{O3}$) appaiono come:

{{ ibridi_risonanza.png?400 |}}

Negli anni '30 Pauling ha esposto la teoria del //legame di valenza//, secondo cui:

>Un legame covalente si forma quando una coppia di elettroni con spin antiparallelo entrano in condivisione per sovrapposizione parziale degli orbitali atomici tra due atomi.

Si forma così un orbitale ibrido che non ha né le caratteristiche geometriche né quelle energetiche di ciascuno dei due orbitali che lo formano, ma è la somma delle due funzioni d'onda e il luogo dei punti in cui ruota la coppia di elettroni messa in condivisione.

La //risonanza// è un fenomeno che riguarda solo alcune molecole inorganiche ma molte delle molecole organiche.

Da un punto di vista dell'energia di legame, ci sono significative deviazioni dal modello di Lewis. Si parla di legame:
  * ${\sigma}$ (**//sigma//**) o **assiale** quando la sovrapposizione degli orbitali avviene sulla linea che normalmente congiunge i nuclei degli atomi; l'attrazione elettroni-nuclei è superiore ed è massima la stabilità del legame.
  * ${\pi}$ (**//pi//**) o **laterale** quando i due assi di legame sono tra loro paralleli, con due nuvole elettroniche poste al di sopra e al di sotto della congiungente dei due nuclei. Gli elettroni risentono meno dell'attrazione e pertanto a parità di forma e livello energetico (${n}$ ed ${l}$ rispettivamente) il legame è più debole e meno energetico rispetto ai legami Sigma.

A seconda dell'orientamento magnetico ${m_s}$ si può avere un legame di tipo ${\sigma}$ o ${\pi}$.

In genere, quando due atomi si avvicinano per permettere la sovrapposizione di orbitali elettronici di valenza si assiste alla formazione di un orbitale //molecolare//. Nella formazione di un legame chimico, può tuttavia avvenire la formazione di //orbitali atomici ibridi//; tale formazione giustifica l'esistenza di determinati legami molecolare. Ad esempio, considerando la struttura elettronica del carbonio:

$$\ce{1s^2 2s^2 {2p^1}_{x} {2p^1}_{y} {2p^1}_{z}}$$

Eccitando un elettrone ${2s}$, può avvenire la sua promozione all'orbitale ${2p}$ vuoto, in apparente violazione della legge di Hund. In realtà, la nascita di orbitali ibridi porta alla formazione di una molecola con energia potenziale inferiore alla somma delle energie potenziali presenti nei suoi atomi.

In $\ce{CH4}$ (metano, appartenente alla categoria degli alcani) avviene un'ibridazione di tipo ${sp^3}$, con gli atomi disposti ai vertici di un tetraedro a base triangolare, aventi pertanto la minima attrazione possibile mantenendo la simmetria e avendo dunque minima energia. Se vanno incontro a ibridazione solo 3 dei 4 elettroni, la sigla che descrive tale situazione è ${sp^2}$, e gli atomi hanno disposizione planare (sono tutti su un singolo piano).