9.3: Legame ionico e trasferimento di elettroni

Gli ioni sono atomi o molecole dotati di carica elettrica. Un catione (uno ione positivo) si forma quando un atomo neutro perde uno o pi elettroni dal suo guscio di valenza, mentre un anione (uno ione negativo) si forma quando un atomo neutro acquista uno o pi elettroni nel suo guscio di valenza. I composti formati da ioni sono chiamati composti ionici (o sali) e i loro ioni costituenti sono tenuti insieme da legami ionici: forze elettrostatiche di attrazione tra cationi e anioni con carica opposta.

Propriet dei composti ionici

Le propriet dei composti ionici fanno luce sulla natura dei legami ionici.

1. I solidi ionici presentano una struttura cristallina e tendono ad essere rigidi e fragili; tendono anche ad avere punti di fusione e di ebollizione elevati, il che suggerisce che i legami ionici sono molto forti.
2. I solidi ionici sono anche cattivi conduttori di elettricit per lo stesso motivo: la forza dei legami ionici impedisce agli ioni di muoversi liberamente nello stato solido.
3. La maggior parte dei solidi ionici, tuttavia, si dissolve facilmente in acqua. Una volta disciolti o fusi, i composti ionici sono ottimi conduttori di elettricit e calore perch gli ioni possono muoversi liberamente.

La formazione di composti ionici

Molti elementi metallici hanno potenziali di ionizzazione relativamente bassi e perdono facilmente elettroni. Questi elementi si trovano a sinistra in un periodo o nella parte inferiore di un gruppo sulla tavola periodica. Gli atomi non metallici hanno affinit elettroniche relativamente elevate e quindi guadagnano facilmente gli elettroni persi dagli atomi metallici, riempiendo cos i loro gusci di valenza. Gli elementi non metallici si trovano nell'angolo in alto a destra della tavola periodica.

Poich tutte le sostanze devono essere elettricamente neutre, il numero totale di cariche positive sui cationi di un composto ionico deve essere uguale al numero totale di cariche negative sui suoi anioni. La formula di un composto ionico rappresenta il rapporto pi semplice tra il numero di ioni necessari per dare un numero identico di cariche positive e negative.

I composti ionici formano strutture tridimensionali disposte regolarmente

importante notare, tuttavia, che la formula di un composto ionico non rappresenta la disposizione fisica dei suoi ioni. Non corretto riferirsi alla “molecola? di cloruro di sodio (NaCl) perch non esiste un singolo legame ionico, di per s, tra qualsiasi coppia specifica di ioni sodio e cloruro. Le forze attrattive tra gli ioni sono isotrope – le stesse in tutte le direzioni – il che significa che ogni particolare ione ugualmente attratto da tutti gli ioni vicini di carica opposta. Ci fa s che gli ioni si dispongano in una struttura reticolare tridimensionale strettamente legata. Il cloruro di sodio, ad esempio, costituito da una disposizione regolare di un numero uguale di cationi Na+ e anioni Cl^–. La forte attrazione elettrostatica tra gli ioni Na^+ e Cl^– li tiene strettamente insieme nel NaCl solido. Sono necessari 769 kJ di energia per dissociare una mole di NaCl solido in ioni Na^+ e Cl^– gassosi separati.

Strutture elettroniche dei cationi

Un atomo dell'elemento del gruppo principale, formando un catione, tende a perdere tutti i suoi elettroni di valenza, assumendo cos la struttura elettronica del gas nobile che lo precede nella tavola periodica.

1. Per i gruppi 1 (i metalli alcalini) e 2 (i metalli alcalino-terrosi), i numeri di gruppo sono uguali al numero degli elettroni del guscio di valenza e, di conseguenza, alle cariche dei cationi formati dagli atomi di questi elementi quando tutti gli elettroni del guscio di valenza vengono rimossi.
2. Ad esempio, il calcio un elemento del gruppo 2 i cui atomi neutri hanno 20 elettroni e una configurazione elettronica dello stato fondamentale di 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². Quando un atomo di Ca perde entrambi i suoi elettroni di valenza, il risultato un catione con 18 elettroni, una carica 2+ e una configurazione elettronica di 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Lo ione Ca^2^+ quindi isoelettronico con il gas nobile Ar.
3. Per i gruppi 13-17, i numeri dei gruppi superano di 10 il numero degli elettroni di valenza (tenendo conto della possibilit di subshell d completi negli atomi di elementi nel quarto periodo e in quelli maggiori). Pertanto, la carica di un catione formato dalla perdita di tutti gli elettroni di valenza uguale al numero del gruppo meno 10. Ad esempio, l'alluminio (nel gruppo 13) forma ioni 3+ (Al^3^+).

Eccezioni

1. Le eccezioni al comportamento previsto coinvolgono gli elementi verso il fondo dei gruppi. Oltre agli ioni previsti Tl^3+, Sn^4^+, Pb^4^+ e Bi^5^+, una perdita parziale degli elettroni del guscio di valenza di questi atomi pu anche portare alla formazione di ioni Tl^+, Sn^2^+, Pb^2^+ e Bi^3^+. La formazione di questi cationi 1+, 2+ e 3+ attribuita all'effetto di coppia inerte, che riflette l'energia relativamente bassa della coppia di elettroni s di valenza per gli atomi degli elementi pesanti dei gruppi 13, 14 e 15.
2. Anche il mercurio (gruppo 12) mostra un comportamento inaspettato: forma uno ione biatomico, Hg_2^2^+ (uno ione formato da due atomi di mercurio, con un legame Hg-Hg), oltre all'atteso ione monoatomico Hg^2^+ (formato da un solo atomo di mercurio ).
3. Gli elementi metallici di transizione e di transizione interna si comportano diversamente rispetto agli elementi del gruppo principale. La maggior parte dei cationi dei metalli di transizione hanno cariche 2+ o 3+ che risultano prima dalla perdita del loro elettrone s pi esterno, talvolta seguita dalla perdita di uno o due elettroni d dal guscio immediatamente pi esterno.
4. Sebbene gli orbitali d degli elementi di transizione siano, secondo il principio di Aufbau, gli ultimi a riempirsi durante la formazione delle configurazioni elettroniche, gli elettroni pi esterni sono i primi ad essere persi quando questi atomi si ionizzano. Quando i metalli di transizione interni formano ioni, solitamente hanno una carica 3+, risultante dalla perdita dei loro elettroni pi esterni s e di un elettrone d o f.

Strutture elettroniche degli anioni

La maggior parte degli anioni monoatomici si forma quando un atomo non metallico neutro acquisisce abbastanza elettroni per riempire completamente i suoi orbitali s e p esterni, raggiungendo cos la configurazione elettronica del successivo gas nobile. Pertanto, semplice determinare la carica di uno ione negativo di questo tipo: la carica uguale al numero di elettroni che devono essere acquistati per riempire gli orbitali s e p dell'atomo genitore. L'ossigeno, ad esempio, ha la configurazione elettronica 1s²2s²2p⁴, mentre l'anione ossigeno ha la configurazione elettronica del gas nobile neon (Ne), 1s²2s²2p⁶. I due elettroni aggiuntivi necessari per riempire gli orbitali di valenza conferiscono allo ione ossido la carica 2– (O^2–).

Questo testo adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Ionic Bonding.

I legami ionici sono formati dal trasferimento di elettroni dai metalli ai non metalli. In confronto ai legami covalenti, in cui gli elettroni sono condivisi, nei legami ionici i metalli tendono a perdere e i non metalli tendono ad accettare gli elettroni. Ma perché?

La configurazione elettronica più stabile di un atomo è con un ottetto completo. Il raggiungimento di questo stato, insieme all'abbassamento delle energie potenziali, è una forza trainante importante per la formazione dei legami. Ma come prevedere quando gli elettroni verranno trasferiti e non condivisi?

Per questo, esaminiamo le energie di ionizzazione e le affinità degli elettroni degli atomi. Nella tavola periodica, i metalli del blocco s hanno basse energie di ionizzazione. Ciò facilita la perdita più rapida di elettroni, per raggiungere un ottetto, formando contemporaneamente cationi.

Al contrario, i non metalli del blocco p, ad eccezione dei gas nobili, hanno elevate affinità per gli elettroni e li accettano prontamente per formare anioni. I cationi e gli anioni con carica opposta sperimentano forti interazioni elettrostatiche, che si attraggono a vicenda per formare legami ionici. I composti ionici spesso formano strutture cristalline dure e ben definite con punti di fusione elevati, a causa della forte attrazione elettrostatica tra gli ioni.

Considerate il fluoruro di litio, un composto ionico a base di litio e fluoro. Quando il litio perde un elettrone per diventare un catione di litio con un duetto, l'elettrone viene assorbito dal fluoro, per formare l'anione con un ottetto. Secondo la legge di Coulomb, queste due particelle cariche sono attratte l'una dall'altra per formare fluoruro di litio, un composto neutro.

Il modello di Lewis può essere utilizzato per descrivere e prevedere la formula chimica dei composti ionici. Il simbolo di Lewis mostra le cariche nell'angolo in alto a destra e raffigura anioni e cationi con il simbolo scritto fra parentesi. Considerate il cloruro di stronzio, un sale comunemente usato per ottenere il colore rosso brillante nei fuochi d'artificio.

Il simbolo di Lewis per lo stronzio mostra due elettroni spaiati mentre il cloro possiede un elettrone spaiato. Lo stronzio deve perdere due elettroni, mentre il cloro deve guadagnare un elettrone per raggiungere un ottetto. Pertanto, un catione di stronzio si lega a due anioni cloruro, nel rapporto di 1:2.