Il legame ionico e metallico

Il legame ionico
E ora tocca al legame più '' cattivo'' di tutti, quello ionico, infatti in questo legame vengono coinvolti atomi con differenze di elettronegatività maggiori a 1,9 .
Avviene infatti un ''rapimento'' da parte dell'atomo più elettronegativo , che strappa l'elettrone all'altro atomo e lo porta a se; questo implica però una maggiore instabilità nel legame che , infatti, non sarà mai al 100% ionico ma solo in parte (percentuale di ionicità).
 Un legame ionico si forma sempre tra ioni di segno opposto ad esempio tra cloro e sodio.




Il legame metallico


Un legame un po' particolare coesiste tra gli elementi di transizione chiamati metalli.
Questi elementi hanno una forte tendenza a lasciare i propri elettroni trasformandosi in ioni positivi; creano una strana struttura: in poche parole tutti i vari ioni positivi si uniscono circondati poi da un '' mare'' di elettroni che vaga tra loro.

 

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Il legame covalente

Il legame più ''conveniente'' per gli atomi è quello covalente. In questo legame infatti gli elettroni vengono condivisi per rispettare la regola dell'ottetto.

Due atomi possono tra loro condividere al massimo tre coppie di elettroni, creando così un legame triplo, come ad esempio tra atomi di azoto:



Esistono anche vari tipi di legame covalente che variano soprattutto dalla differenza di elettronegatività tra i due atomi coinvolti.

Elettronegatività = La capacità che un atomo possiede di attrarre verso di sé la coppia di elettroni messa in gioco in un legame chimico.

Gli elementi più elettronegativi sono fluoro,ossigeno, cloro e azoto mentre quelli meno elettronegativi sono francio (molto raro ) e cesio.

Legame covalente puro
Questo legame si ha solitamente tra elemento uguali, questo è un legame omopolare perchè la differenza di elettronegatività è pari a 0 e per cui le cariche negative e positive sono disposte in modo equo all'interno della molecola.

Legame covalente polare

Quando invece la differenza di elettronegatività è inferiore a 1,9 si ha un legame polare; qui si hanno però cariche positive o negative poste sui diversi atomi che per qui variano la geometria delle varie molecole.

Legame dativo

Ammonio

A volte tra due atomi può capitare che uno solo di essi condivide una sua coppia di elettroni; si tratta infatti di un legame donatore/accettore dove un atomo riceve , appunto due elettroni, mentre l'altro li riceve.

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Legami chimici

E ora arriva la parte difficile... bisogna sapere che ogni atomo è stabile quando ha otto elettroni di valenza (regola dell'ottetto), cioè quando ha otto elettroni nel livello energetico più esterno.

Per cercare la stabilità spesso gli atomi si aggregano tra loro formando ''legami''; in particolare questi vengono chiamati legami intramolecolari.

Esistono anche i legami intermolecolari ma di questi ne parlerò in seguito...

Gli atomi per rispettare la regola dell'ottetto tendono a unirsi spontaneamente e cercando di stabilizzarsi in uno stato di energia minima.

Quando si crea un legame vengono ''messe in gioco'' varie energie di tipo elettrostatico: in particolare ogni nucleo attira a se gli elettroni dell'altro atomo ma viene respinto dalla stessa carica positiva dell'altro nucleo, sistemandosi così a una distanza ben precisa.

Per rimanere legati poi gli atomi devono passare '' un punto critico'' dal punto di vista energetico che permette poi ai due atomi di rimanere stabili, questa energia, la stessa utilizzata per romperli, è chiamata energia di legame.

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La tavola periodica

Ed ora passiamo a quella meraviglia che è la tavola periodica...
Innanzitutto consiglio il sito di ptable

Per spiegare la cosa in modo semplice:

Le righe sono chiamati Periodi  mentre le colonne Gruppi.

Gli elementi chimici appartenenti ad un unico gruppo hanno caratteristiche chimiche simili e hanno in particolare lo stesso numero di elettroni di valenza essi sono chiamati :

• I : gruppo dei metalli alcalini;
• II : gruppo dei metalli alcalini-terrosi
• III: gruppo dell'alluminio;
• IV: gruppo del carbonio;
• V: gruppo dell'azoto;
• VI: gruppo dell'ossigeno o dei calcogeni;
• VII: gruppo degli alogeni;
• VIII: gruppo dei gas nobili;

E ora indicherei qui il LINK di wikipedia riguardante l'invenzione della tavola periodica.

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Le orbitali

Vi ricordate lo spazio vuoto del post precedente ...lo spazio dove si muove l'elettrone.. ecco un bel giorno (o brutto, dipende da come vedi la cosa)  W.K. Heisenberg affermò (principio di indeterminazione) che in un atomo non si può misurare contemporaneamente posizione e velocità istantanea di un elettrone.

Così negli anni seguenti un altro scienziato E.Schrödinger  affermo che, non potendo conoscere la posizione di un elettrone, si poteva almeno calcolare uno spazio in cui al 90% si trova la particella:  l'orbitale.
Ogni orbitale è definita da 3 numeri quantici:

• numero quantico principale n , che corrisponde al livello energetico di un elettrone (da 1 a 7)
• numero quantico secondario l, che indica la forma dell'orbitale (da 0 a (n-1)
• numero quantico magnetico m, che indica l'orientamento dell'orbitale (da -l a +l)

In ogni orbitale è poi presente al massimo una coppia di elettroni che però non possono avere le stesse caratteristiche e così W.Pauli (principio di esclusione) stabilisce un quarto numero quantico, quello di spin m_s , che indica la rotazione dell'elettrone all'interno della orbitale.

Forme delle orbitali 

Come detto prima ci sono varie forme di orbitali : s,p,d,f

L'immagine direi che parla da sola, sono rappresentati forma e orientamenti per ogni tipo di orbitale.... 

Configurazione elettronica

Infine concluderei questo post riportando le regole d' oro per la distribuzione degli elettroni (configurazione elettronica) di un atomo:

1. Gli elettroni occupano gli stati quantici disponibili in modo da spendere meno energia (più ci si avvicina al nucleo meno energia di spende) ;
2. Se in un orbitale coesistono due elettroni essi hanno spin opposto (principio di Pauli);
3. Quando sono presenti orbitali degeneri (un orbitali vuote) gli  elettroni tendono a disporsi singolarmente per occupare tutte le orbitali vuote di uno stesso livello energetico;
4. Gli elettroni si dispongono occupando vari livelli energetici in modo crescente.

L'ordine delle orbitali dal punto di vista energetico varia a seconda del primo e del secondo numero quantico; infatti se noi osserviamo la tavola periodica possiamo notare che i vari elementi sono disposti in modo tale da poter riconoscere la loro configurazione elettronica: il periodo corrisponde al livello mentre il gruppo corrisponde agli elettroni di valenza posti in s o in p.

Ma c'è un eccezione:

nella configurazione elettronica infatti l'orbitale s di un livello maggiore richiede sempre meno energia di un orbitale d o f del livello inferiore e viene per cui ''occupata prima '' dagli elettroni; tutti gli elementi che riempiono d o f sono chiamati elementi di transizione e sono in particolare i metalli (d) , i lantanidi (f) e gli attinidi (f).

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