Legami chimici
Perché si formano i legami chimici? In gran parte, è per abbassare l’energia potenziale (PE) del sistema. L’energia potenziale nasce dall’interazione di cariche positive e negative. A livello atomico, le cariche positive sono trasportate dai protoni e le cariche negative sono trasportate dagli elettroni. Il PE può essere calcolato usando la legge di Coulomb, che è il prodotto di due cariche, Q1 e Q2 diviso per la distanza tra le cariche, d. Se le due cariche hanno lo stesso segno (+ class=GramE>,+ o -,-) il PE sarà un numero positivo. Le cariche simili si respingono a vicenda, quindi il PE positivo è un fattore destabilizzante. Se le due cariche hanno segni diversi, il PE sarà negativo. Questo indica una forza attrattiva tra le cariche ed è un fattore di stabilizzazione. Il legame chimico porta ad un abbassamento del PE e alla formazione di specie chimiche più stabili.
Legami ionici
I legami ionici si formano tra metalli e non-metalli. I metalli sono gli elementi sul lato sinistro della tavola periodica. Gli elementi più metallici sono il Cesio e il Francio. I metalli tendono a perdere elettroni per raggiungere la configurazione elettronica dei gas nobili. I gruppi 1 e 2 (i metalli attivi) perdono rispettivamente 1 e 2 elettroni di valenza, a causa delle loro basse energie di ionizzazione. I non-metalli sono limitati agli elementi nell’angolo superiore destro della Tavola Periodica. L’elemento più non metallico è il fluoro. I non-metalli tendono a guadagnare elettroni per ottenere configurazioni di gas nobili. Thehave relativamente alta affinità elettronica e alte energie di ionizzazione. I metalli tendono a perdere elettroni e i non-metalli tendono a guadagnare elettroni, così nelle reazioni che coinvolgono questi due gruppi, c’è un trasferimento di elettroni dal metallo al non-metallo. Il metallo viene ossidato e il non-metallo viene ridotto. Un esempio di questo è la reazione tra il metallo, il sodio, e il non-metallo, il cloro. L’atomo di sodio cede un elettrone per formare lo ione Na+ e la molecola di cloro guadagna elettroni per formare 2 ioni Cl-. Le cariche su questi anioni e cationi sono stabilizzate formando un reticolo cristallino, in cui ciascuno degli ioni è circondato da contro-ioni.
Il legame covalente
Il legame covalente avviene tra i non-metalli. Non c’è trasferimento di elettroni, ma una condivisione di elettroni di valenza. I non-metalli hanno tutti energie di ionizzazione abbastanza alte, il che significa che è relativamente difficile rimuovere i loro elettroni di valenza. Poi i non-metalli hanno anche un’affinità di elettroni relativamente alta, quindi tendono ad attrarre elettroni a se stessi. Quindi, condividono elettroni di valenza con altri non-metalli. Gli elettroni condivisi sono tenuti tra i due nuclei. La formula dei composti covalenti rappresenta il numero effettivo di atomi che sono legati per formare molecole, come C6H12O6 per il glucosio. Le specie covalenti esistono come singole molecole.
Il legame metallico
Il legame metallico esiste tra gli atomi di metallo. I metalli hanno energie di ionizzazione relativamente basse (elettroni facilmente rimossi) ma anche basse affinità elettroniche (tendenza molto bassa a guadagnare elettroni). Quindi, i metalli condivideranno elettroni. Tuttavia, è un diverso tipo di legame rispetto al legame covalente. I metalli condividono elettroni di valenza, ma questi non sono localizzati tra i singoli atomi. Invece, sono distribuiti in tutto il metallo e sono completamente delocalizzati. Sono spesso descritti come un “mare” di elettroni che scorrono liberamente tra gli atomi. Il grafico qui sotto cerca di mostrarlo. Le sfere grigie più scure sono i nuclei del metallo e gli elettroni del nucleo. Le aree grigio chiaro sono gli elettroni di valenza tenuti liberamente, che sono effettivamente condivisi da tutti gli atomi del metallo.
Collegamento ionico – Energia del lattice
Metalli e non-metalli interagiscono per formare composti ionici. Un esempio di questo è la reazione tra Na e Cl2.
Il link, qui sotto (che a volte funziona e a volte no) mostra questa reazione che avviene.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
È una reazione estremamente esotermica. Una grande quantità di calore viene emessa, indicando una grande diminuzione del PE del sistema.
Il prodotto, NaCl, è molto più stabile dei reagenti, Na e Cl2.
Questa reazione può essere scomposta in alcuni passi, per determinare la fonte di questa energia. Ci aspettiamo un grande numero negativo come risposta finale.
Prima, il sodio è ionizzato:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
È necessario aggiungere energia per rimuovere l’elettrone.
Il cloro è ionizzato:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Affinità degli elettroni = -349 kJ/mol
L’energia è ceduta quando il cloro guadagna un elettrone.
La somma di questi due è positiva. Ci deve essere un altro passo coinvolto. Questo passo coinvolge l’assemblaggio degli ioni in un reticolo cristallino, quindi è chiamato Energia di Lattice.
Per NaCl, questo equivale a class=GramE>-787 kJ/mol.
Questo rappresenta la forte attrazione tra gli anioni (Cl-) e gli anioni (Na+) tenuti in stretta vicinanza. L’interazione è coulombiana, proporzionale alla dimensione e al segno delle cariche, e inversamente proporzionale alla distanza tra loro.
Simboli degli elettroni-punti di Lewis
Il chimico G.N. Lewis ideò un modo semplice per rappresentare gli elettroni di valenza quando gli atomi formano dei legami. I simboli degli elettroni-punti di Lewis rappresentano gli elettroni di valenza su ogni atomo. Il simbolo stesso dell’elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni del nucleo e ogni “punto” rappresenta un elettrone di valenza.
Sono mostrati sotto:
Con i metalli, (a sinistra della linea rossa) il numero totale di punti rappresenta gli elettroni che l’elemento può perdere per formare un catione. Nei non-metalli (a destra della linea rossa) il numero di punti non appaiati rappresenta il numero di elettroni che possono diventare appaiati, attraverso il guadagno o la condivisione di elettroni. Così, il numero di punti non accoppiati equivale o alla carica negativa sull’anione che si forma, dal trasferimento di elettroni con un metallo, o al numero di legami covalenti che l’elemento può formare condividendo elettroni con altri non-metalli. Il Mg, con due punti, tende a formare lo ione Mg2+. Il carbonio, con 4 punti spaiati, può formare lo ione carburo, C4-, quando reagisce con i metalli, o può formare quattro legami quando reagisce con i non-metalli.
La reazione tra Na e Cl2 può essere scritta in base alle loro strutture di punti elettronici di Lewis.
Raggio ionico
Quando gli atomi perdono elettroni per formare cationi, il raggio ionico è sempre più piccolo del raggio atomico. Ci sono meno elettroni, con una carica nucleare invariata, Z. Questo significa che gli elettroni rimanenti saranno tenuti più fortemente e più vicino al nucleo. Quando gli atomi guadagnano elettroni per formare anioni, il raggio ionico è sempre più grande del raggio atomico. Con più elettroni, il termine di repulsione elettrone/elettrone è più grande, destabilizzando l’atomo e lasciando gli elettroni più lontani dal nucleo. Di seguito è riportato un grafico dei raggi ionici.
Il sodio elementare è più grande del cloro elementare. Tuttavia, quando sono ionizzati, le loro dimensioni relative si invertono. È molto difficile prevedere le dimensioni assolute.
Le dimensioni relative possono essere previste per le isoelettronie, specie che hanno lo stesso numero di elettroni. Per esempio O2- e F- hanno entrambi 10 elettroni. La carica nucleare dell’ossigeno è +8 e la carica nucleare del fluoro è +9. Le cariche positive aumentano, ma le cariche negative rimangono le stesse (-10). Quindi, F- sarà più piccolo a causa della maggiore attrazione (+9/-10 contro +8/-10). Le serie di In3+, Sn4+e Sb5+ mostrano la stessa tendenza. Hanno tutti 46e-, ma hanno cariche nucleari di +49, +50 e +51, rispettivamente. Sb5+ è il più piccolo dei tre.