Perché gli atomi si legano? La regola dell'ottetto
I gas nobili come neon e argon reagiscono pochissimo. Il loro guscio esterno ha 8 elettroni (l'elio ne ha 2). Nel 1916 Kossel e Lewis dissero che gli altri atomi si legano per raggiungere la stessa configurazione stabile. Questa è la regola dell'ottetto: gli atomi perdono, acquistano o condividono elettroni finché il guscio esterno ne ha 8.
Gli elettroni del guscio esterno si chiamano elettroni di valenza. Solo loro partecipano al legame.
Limiti della regola dell'ottetto
- Ottetto incompleto: l'atomo centrale ha meno di 8 elettroni. Esempi: LiCl, BeH₂, BCl₃ (B ne ha solo 6).
- Molecole con elettroni dispari: NO e NO₂ hanno un numero dispari di elettroni, quindi un atomo non può arrivare a 8.
- Ottetto espanso: gli atomi dal terzo periodo in giù possono usare gli orbitali d e avere più di 8 elettroni. Esempi: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (S ne ha 12).
- Non spiega la forma delle molecole né l'energia dei legami.
- Alcuni gas nobili reagiscono (XeF₂, XeF₄, KrF₂), quindi "8 = non reagisce" non è del tutto vero.
Simboli di Lewis e strutture di Lewis
Un simbolo di Lewis è il simbolo dell'elemento con i suoi elettroni di valenza disegnati come punti: Na ha 1 punto, C ne ha 4, N ne ha 5, O ne ha 6, Cl ne ha 7.
Una struttura di Lewis mostra come una molecola condivide gli elettroni. Una coppia condivisa si disegna come un trattino (legame singolo). Due coppie condivise = legame doppio. Tre = legame triplo. Le coppie non condivise sono coppie solitarie.
Come disegnarla (5 passi)
- Somma tutti gli elettroni di valenza. Aggiungi uno per ogni carica negativa; togline uno per ogni carica positiva.
- Scegli l'atomo centrale: di solito il meno elettronegativo (mai H).
- Collega ogni atomo esterno al centro con un legame singolo (2 elettroni ciascuno).
- Metti gli elettroni rimasti come coppie solitarie prima sugli atomi esterni, poi sul centro.
- Se il centro non arriva ancora a 8, trasforma una coppia solitaria di un atomo esterno in un legame doppio o triplo.
Esempio CO₂: 4 + 6 + 6 = 16 elettroni. O=C=O con due coppie solitarie su ogni O. Ogni atomo ha 8.
Carica formale
A volte sono possibili più strutture di Lewis. La carica formale aiuta a scegliere la migliore. È la carica che un atomo avrebbe se ogni coppia condivisa fosse divisa in parti uguali.
Carica formale = V − L − B/2, dove V = elettroni di valenza dell'atomo libero, L = elettroni nelle coppie solitarie di quell'atomo, B = elettroni nei legami attorno a quell'atomo.
Regole: la struttura migliore ha le cariche formali più piccole; una carica formale negativa deve stare sull'atomo più elettronegativo; tutte le cariche formali devono sommarsi alla carica della molecola o dello ione.
La carica formale è solo uno strumento di conteggio. Non è la carica reale dell'atomo.
Legame ionico ed entalpia reticolare
Un legame ionico (elettrovalente) si forma quando un atomo di metallo cede elettroni a un atomo di non metallo e gli ioni si attraggono. Si forma facilmente quando:
- il metallo ha una bassa entalpia di ionizzazione (perde elettroni facilmente), e
- il non metallo ha una grande entalpia di affinità elettronica negativa (prende elettroni facilmente).
Fare Na⁺ da Na in realtà costa energia (+496 kJ mol⁻¹), e Cl → Cl⁻ ne restituisce solo 349 kJ mol⁻¹. Allora perché si forma NaCl? Perché disporre gli ioni in un cristallo libera un'enorme quantità di energia.
L'entalpia reticolare è l'energia necessaria per separare completamente 1 mol di un composto ionico solido nei suoi ioni gassosi. Per NaCl vale +788 kJ mol⁻¹. Più è grande, più il solido è stabile. È maggiore quando gli ioni sono piccoli e molto carichi: MgO (≈ 3890) è molto sopra NaCl (788).
Elettrovalenza
Il numero di elettroni che un atomo cede o prende è la sua elettrovalenza: Na = 1, Mg = 2, O = 2, Cl = 1.
Prova tu: costruisci gli ioni con le monete
Disegna un cerchio grande per Na con 1 moneta sul bordo e un cerchio per Cl con 7 monete. Sposta la moneta di Na su Cl. Conta: ora Cl ne ha 8. Adesso prova Mg (2 monete) con due cerchi di Cl: ogni Cl prende 1 moneta, quindi la formula è MgCl₂. Controlla la risposta nel passo finale libero del 3D.
Formule e definizioni chiave
- Carica formale = V − L − B/2
- Elettroni per la struttura di Lewis = Σ e⁻ di valenza − (carica positiva) + (carica negativa)
- Entalpia reticolare: MX(s) → M⁺(g) + X⁻(g), ΔH = + (energia necessaria)
- L'entalpia reticolare cresce con la carica degli ioni e diminuisce con la loro dimensione
- Ottetto = 8 elettroni esterni (doppietto = 2 per H, Li, ioni di Be)
Esempi svolti
1. Scrivi i simboli di Lewis di N, O e Cl e dì quanti elettroni servono a ciascuno per l'ottetto.
Passo 1: N ha 5 elettroni di valenza, O ne ha 6, Cl ne ha 7. Passo 2: Servono 8 − valenza: N ne vuole 3, O ne vuole 2, Cl ne vuole 1. Risposta: N (5 punti, ne servono 3), O (6 punti, ne servono 2), Cl (7 punti, ne serve 1).
2. Disegna la struttura di Lewis di H₂O.
Passo 1: Elettroni = 1 + 1 + 6 = 8. Passo 2: O è al centro. Due legami O–H usano 4 elettroni. Passo 3: ne restano 4 → 2 coppie solitarie su O. Passo 4: O ha 2 legami + 2 coppie solitarie = 8. Ogni H ha 2. Risposta: H–O–H con due coppie solitarie su O.
3. Disegna la struttura di Lewis dello ione nitrato NO₃⁻ e trova il totale degli elettroni.
Passo 1: 5 + 3 × 6 + 1 = 24 elettroni. Passo 2: N al centro con tre legami singoli N–O (6 usati), ne restano 18. Passo 3: Dai a ogni O tre coppie solitarie (18 usati). N ne ha solo 6. Passo 4: Trasforma una coppia solitaria di un O in un legame doppio: un N=O e due N–O. Risposta: 24 elettroni; un N=O, due N–O⁻ (tre forme di risonanza equivalenti).
4. Trova la carica formale di ogni atomo di O₃ (O=O–O).
Passo 1: O di sinistra (legame doppio): V = 6, L = 4, B = 4 → 6 − 4 − 2 = 0. Passo 2: O centrale: V = 6, L = 2, B = 6 → 6 − 2 − 3 = +1. Passo 3: O di destra (legame singolo): V = 6, L = 6, B = 2 → 6 − 6 − 1 = −1. Passo 4: Verifica: 0 + 1 − 1 = 0 = carica di O₃. ✓
5. Trova la carica formale di N in NH₄⁺.
Passo 1: N ha V = 5. Passo 2: Nessuna coppia solitaria, L = 0. Quattro legami N–H, B = 8. Passo 3: CF = 5 − 0 − 8/2 = +1. Passo 4: Ogni H: 1 − 0 − 1 = 0. Totale = +1 = carica dello ione. ✓
6. Quale struttura di Lewis di CO₂ è migliore: O=C=O oppure O≡C–O? Usa la carica formale.
Passo 1: O=C=O: ogni O: 6 − 4 − 2 = 0; C: 4 − 0 − 4 = 0. Tutte zero. Passo 2: O≡C–O: O con legame triplo: 6 − 2 − 3 = +1; C: 0; O con legame singolo: 6 − 6 − 1 = −1. Passo 3: Vincono le cariche formali più piccole. Risposta: O=C=O è la struttura migliore.
7. Metti in ordine crescente di entalpia reticolare NaCl, MgO e KCl e spiega.
Passo 1: MgO ha ioni con carica 2+ e 2−; gli altri hanno 1+ e 1−. Carica maggiore → entalpia reticolare molto più grande. Passo 2: K⁺ è più grande di Na⁺. Ione più grande → ioni più lontani → entalpia reticolare minore. Risposta: KCl (717) < NaCl (788) < MgO (≈ 3890 kJ mol⁻¹).
Errori comuni
- Dimenticare di aggiungere o togliere elettroni per la carica di uno ione quando si contano gli elettroni di una struttura di Lewis.
- Pensare che la carica formale sia la carica reale dell'atomo. È solo un conteggio; le cariche reali dipendono dall'elettronegatività.
- Dire che NaCl si forma perché Na → Na⁺ libera energia. In realtà costa energia; è l'energia reticolare a rendere favorevole l'intero processo.
- Mettere H come atomo centrale. H può fare un solo legame, quindi sta sempre all'esterno.