Non esiste una linea netta tra legami ionici, metallici o covalenti.

La maggior parte degli ossidi e dei solfati di metalli di transizione hanno forti caratteristiche covalenti. Ad esempio, l'intera ragione per utilizzare la teoria del campo ligando invece della teoria del campo cristallino è che la descrizione ionica (CFT) si rompe e gli effetti covalenti sono importanti in tutti i casi tranne nei casi più semplici.

Se vuoi prendere molecole ancora più covalenti, cerca composti organometallici, carbonili metallici, metalloceni, ecc.

Ci sono esempi di composti metallici che sono considerati dalla maggioranza dei chimici come covalenti nella chimica organometallica. Il problema è che non tutti considerano covalenti alcuni di questi composti, perché il confine tra ionico e covalente non è così stretto e non ha importanza.

Composti di alchillitio e reagenti di Grignard ($ \ ce { R-Li}, \ ce {RMgX} $) sono considerati covalenti e sono rappresentati in questo modo $ \ ce {CH_3CH_2-Li, CH_3-Mg ^ + I ^ -} $ (nessun segno +, - sopra il carbonio e litio e solo il legame magnesio-alogeno nei reagenti di Grignard è ionico), mentre i composti alchil-sodio e potassio sono considerati ionici (come sodio-acetiluro).

Un esempio di organoalluminio di un composto covalente è $ \ ce {Al (C_2H_5) _3} $.

Organocopper mostra legami covalenti tra rame e carbonio, come in $ \ ce {(CH_3) _2CuLi} $.

Lì sono molti altri esempi di chimica organometallica.

I metalli del blocco d hanno una polarizzabilità significativa e quindi i legami a cui partecipano possono avere un carattere covalente significativo come in $ \ ce {RuO_4} $, $ \ ce { Hg (CH_3COO) _2} $, $ \ ce {Pb (CH_3COO) _4} $, $ \ ce {CuI} $, ecc.

Mercurio (I) esiste in soluzione come $ \ ce {Hg_2 ^ {2 +}} $ dove i due ioni mercurio sono legati in modo covalente.

Non esiste un confine netto tra legame ionico e covalente. Generalmente, gli anioni a singolo atomo non sono abbastanza stabili da giustificare il trasferimento completo di un elettrone dal catione, quindi i composti binari semplici di solito hanno un carattere covalente significativo, anche se la loro struttura cristallina suggerisce il contrario. Ad esempio, $ \ ce {CsCl} $ ha detto di avere il 25% di caratteri covalenti. All'estremità opposta, i legami eteroatomici di solito hanno un carattere ionico. Detto questo, non abbiamo gruppi chiari di composti metallici ionici e covalenti, ma piuttosto uno spettro di essi.

• $ \ ce {CsClO4} $ sarebbe un composto ionico quasi puro
• $ \ ce {CsCl} $ sarebbe per lo più ionico
• $ \ ce {AlCl3} $ sarebbe altamente polare, ma significativamente covalente
• $ \ ce {CuS } $ sarebbe quasi puramente covalente
• $ \ ce {Li2} $ in fase gassosa è puramente covalente

Per ottenere una struttura con legame puramente covalente dobbiamo considerare legami omoatomici con atomi in un vicinato identico, altrimenti sorgerà una certa quantità di polarità e di conseguenza un legame ionico. Tali molecole con legami metallo-metallo esistono.

• Cominciamo con l'esempio più chiaro (e, certamente, meno significativo dal punto di vista chimico): gruppo uno molecole biatomiche di metallo. Tali molecole esistono in fase gassosa e possono essere rilevate spettroscopicamente, sebbene l'energia di legame sia piuttosto bassa a causa della bassa densità e della sovrapposizione relativamente insignificante degli orbitali.

• Per il gruppo due c'è è un rapporto di un composto piuttosto complesso con un legame Mg-Mg

• Per la terza riga ci sono rapporti di vari composti con l'essere più semplice $ \ ce {((((CH3) 3Si) 2CH) 2Al) 2} $ con un legame Al-Al diretto.

• Ci sono rapporti di $ \ ce {Sn2H6} $, cioè $ \ ce {(SnH3) 2} $

Tuttavia, si deve notare che con gli atomi dell'angolo inferiore sinistro della tavola periodica i legami omoatomici sono molto instabili, al punto da rendere impossibile ottenere composti stabili.

Molti altri esempi sono noti per gli elementi d. Per cominciare, $ \ ce {(Mn (CO) 5) 2} $ è un composto relativamente stabile con un legame Mn-Mn singolare. Tuttavia, gli elementi d favoriscono strutture complesse con un legame insolitamente delocalizzato, ma chiaramente covalente, simile ai borani. Tali strutture sono particolarmente comuni per i metalli di transizione tardiva, diciamo, dal rettangolo Cr-W-Pt-Ni. Un esempio potrebbe essere $ \ ce {Rh6 (CO) 16} $, che adotta una struttura con $ \ ce {Rh} $ atomi che formano un ottaedro (quasi) perfetto.

Guardando da un altro lato, possiamo cercare molecole con metallo come atomo centrale. Sono molto più comuni nella chimica regolare, sebbene la natura del legame a volte possa essere contestata. Ad esempio, l'acetato di rame adotta un'insolita struttura a ruota a pale, ma si può sostenere che il legame rame-ossigeno sia ionico. D'altra parte, le molecole con un alto stato di ossidazione dell'elemento d di solito hanno una carica efficace dell'atomo centrale molto al di sotto del suo stato di ossidazione formale, quindi tali composti possono essere considerati altamente polari, ma ancora di natura covalente. Detto questo, molti cloruri, ossicloruri e fluoruri superiori possono essere considerati covalenti, come $ \ ce {TiCl4} $, $ \ ce {VCl4} $, $ \ ce {CrO2Cl2} $, $ \ ce {OsO4} $, $ \ ce {WF6} $, $ \ ce {AuF5} $.

Guardando dal terzo lato possiamo sostenere che si tratta per lo più di composti covalenti in cui il metallo è legato ai radicali, che chiaramente non possono stabilizzare una carica negativa, come $ \ ce {CO} $ molecola o $ \ ce {CH3 } $ e alcuni altri frammenti organici. Tali composti sono noti per la maggior parte dei metalli nella tavola periodica, ad esempio $ \ ce {LiCH3} $, $ \ ce {CH3MgCl} $ (la natura di questi composti è più complessa di quanto si scriva normalmente), $ \ ce {Al2 ( CH3) 6} $, $ \ ce {PbEt4} $ (tetraethyllead) e molti composti di elementi d, come $ \ ce {(CH3) 2CuLi} $.

Qui ho principalmente evitato un'enorme lattina di vermi chiamati "composti di coordinazione", che include (principalmente) interazioni di atomi di elemento d con diversi donatori di coppie di elettroni. Si può sostenere che alcuni di tali composti siano per lo più covalenti, come la maggior parte dei carbonyles metallici, come $ \ ce {Cr (CO) 6} $, ma alcuni potrebbero essere principalmente ionici, come $ \ ce {[FeF6] ^ {3 -}} $ o dipolo ionico, come $ \ ce {[Co (NH3) 6] ^ {2 +}} $

Non esiste una chiara separazione tra legami ionici e covalenti. I valori di elettronegatività sono utili per determinare se un legame deve essere classificato come covalente non polare, covalente polare o ionico. La regola è che quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 2.0 (Elettronegatività secondo Pauling), il legame è considerato ionico Se la differenza di elettronegatività è inferiore a 0,5, il legame è covalente non polare Se la differenza di elettronegatività è compresa tra 0,5 e 1,6 , il legame è considerato covalente polare. Per questo motivo $ \ ce {CaO} $ è ionico, mentre $ \ ce {Be3N2} $ è covalente.

Il legame covalente può essere costituito da due atomi dello stesso elemento che diventano una molecola (legame singolo) o da atomi da legami di elementi diversi (composto covalente). Esempi di atomi che diventano una molecola sono fondamentalmente molecole biatomiche come H2, Cl2, I2, ecc. Esempi di composti covalenti più complessi sono metano, acqua, ammoniaca e anidride carbonica. Esistono anche composti covalenti solidi che sono principalmente allotropi del carbonio come il diamante e la grafite.