Proprietà fisiche dei composti ionici

I composti ionici sono:

•  duri (non si incidono facilmente);
•  rigidi (non si flettono);
•  fragili (si rompono senza deformarsi);
• conducono l’elettricità in soluzioni acquose o se sono allo stato fuso ma allo stato solido sono generalmente buoni isolanti (a bassa temperatura);
• presentano elevate temperature di fusione.

Come determinare la formula minima dei composti ionici binari

Nella formula minima per primo si scrive sempre lo ione positivo (ione metallico) quindi si scrive quello negativo (ione non metallico);

il rapporto numerico tra gli ioni si determina con uno dei seguenti metodi:

· Metodo m.c.m (metodo del minimo comune multiplo): si calcola il m.c.m fra i valori numerici delle valenze ioniche e poi lo si divide per ciascuna di esse, il risultato dà l’indice dell’elemento nella formula minima.

· Metodo della croce : a pedice in basso a destra del simbolo dell’elemento metallico si riporta la valenza ionica senza segno del non metallo e viceversa, se gli indici si possono dividere si esegue la divisione

Esempio determinare la formula minima del composto che si forma tra alluminio e cloro

Al ³⁺   +   Cl ^-   ->   Al Cl₃

Esempio determinare la formula minima del composto che si forma tra calcio e ossigeno

Ca ²⁺   +   O ^2-   ->   Ca ₂ O ₂

In Ca₂O₂  gli indici si possono dividere per due quindi la formula minima è CaO.

Legame ionico

Il legame ionico è il tipo di legame che si realizza quando un atomo di un elemento fortemente elettropositivo (e quindi caratterizzato da una bassa energia di ionizzazione cioè un metallo) si combina con un atomo di un elemento fortemente elettronegativo (e quindi caratterizzato da una elevata affinità elettronica cioè un mon metallo).

Consideriamo un atomo di sodio ed uno di cloro isolati allo stato gassoso, a grande distanza l’uno dall’altro. L’atomo di sodio ha nella sua configurazione elettronica un nocciolo interno completo (saturo) corrispondente alla configurazione tipica del neon, e un elettrone nell’orbitale 3s molto esterno: perdendo questo elettrone, l’atomo di sodio si trasforma in uno ione positivo Na⁺ (ione sodio), isoelettronico con l’atomo di neon, cioè avente la stessa configurazione elettronica, e perciò particolarmente stabile. D’altra parte l’atomo di cloro ha una configurazione elettronica a cui manca un solo elettrone per essere uguale a quella dell’argon che lo segue nella classificazione periodica: acquistando un elettrone in più l’atomo di cloro si trasforma in uno ione negativo Cl^- (ione cloruro), isoelettronico con l’argon, e perciò caratterizzato da una particolare stabilità. La tendenza degli atomi di sodio e di cloro a trasformarsi rispettivamente  in ioni Na⁺ e Cl^- si rispecchia nel basso valore dell’energia di ionizzazione del primo (tendenza a perdere elettroni) e nell’alto valore dell’affinità elettronica del secondo(tendenza ad acquistare elettroni).

Immaginiamo che un atomo di sodio venga in contatto con un atomo di cloro: data la tendenza a trasformarsi nel modo che si è detto, l’atomo di sodio tenderà a trasferire il proprio elettrone di valenza all’atomo di cloro, così che i due atomi si trasformeranno nei due ioni Na⁺ e Cl^-i quali, avendo cariche di segno opposto, si attrarranno l’un l’altro e si legheranno insieme realizzando il legame di tipo ionico.

Facendo uso dei simboli di Lewis, possiamo indicare schematicamente questo processo così

Na  +  Cl  ->  Na⁺  +  Cl  ^-   -> NaCl

Come è già noto la massima carica positiva che un atomo può assumere è uguale al numero dei suoi elettroni di valenza e la massima carica negativa è uguale al numero di elettroni mancanti al raggiungimento della configurazione esterna ad ottetto s²p⁶ del gas nobile.

Il numero di elettroni che un atomo perde o acquista, trasformandosi in ione positivo o negativo rispettivamente, definisce quella che viene chiamata VALENZA IONICA. La valenza ionica rappresenta la capacità di combinazione fra gli atomi mediante trasferimento di elettroni, trasferimento che si attua dagli ioni metallici (fortemente elettropositivi) a quelli non metallici (fortemente elettronegativi).

Esempio1:

Li  +  H   -> Li⁺  +  H^-   -> LiH

L’atomo di litio raggiunge l’ottetto perdendo un solo elettrone, quello dell’idrogeno deve acquistarne uno, quindi il rapporto tra gli atomi di litio e idrogeno è di 1 a 1;

Esempio2:

Ca +  O  -> Ca²⁺  +  O ^2-  -> CaO

Poiché l’atomo di calcio raggiunge l’ottetto perdendo due elettroni e l’ossigeno ne può acquistare due, il rapporto tra gli atomi calcio e ossigeno è di 1 a 1;

Esempio 3:

Mg  +  2  Cl  -> Mg²⁺  + 2  Cl ^- ->  MgCl₂

Poiché l’atomo di Magnesio raggiunge l’ottetto perdendo due elettroni e quello di cloro ne deve acquistare uno solo, il rapporto tra gli atomi di magnesio e cloro è di 1 a 2;

Esempio 4:

Al  + 3  F ->  Al³⁺  + 3  F  ^-  -> AlF₃

Poiché l’atomo di alluminio raggiunge l’ottetto perdendo tre elettroni e il fluoro ne deve acquistarne uno, il rapporto tra gli atomi di alluminio e fluoro è di 1 a 3;

Esempio 5:

3 Mg  + 2  N   -> 3 Mg²⁺  + 2  N  ^3-   -> Mg₃N₂

Poiché l’atomo di Magnesio raggiunge l’ottetto perdendo due elettroni e quello di azoto ne deve acquistarne tre, il rapporto tra gli atomi di magnesio e azoto è di 3 a 2.

In un composto ionico, allo stato solido, non è possibile individuare nella struttura delle singole molecole (intendendo per molecola una unità formata da un numero limitato di atomi), infatti uno ione qualunque non si accompagna esclusivamente con un determinato ione di segno opposto, l’intera struttura è formata da un grandissimo numero di ioni positivi e negativi, i quali sono presenti in un ben preciso rapporto numerico tale che il composto nel complesso risulti elettricamente neutro; la formula NaCl (FORMULA MINIMA) che rappresenta il cloruro di sodio allo stato solido ci indica semplicemente che nel composto gli ioni Na⁺ e Cl^- sono presenti nel rapporto numerico di uno ione Na⁺ per uno ione Cl^- (molecole del tipo Na⁺Cl^- possono esistere solo allo stato di vapore). Ogni cristallo ionico è quindi un insieme (aggregato) regolare di ioni positivi e negativi vicini gli uni agli altri, distribuiti, nello spazio, secondo una struttura geometrica ben precisa, detta RETICOLO CRISTALLINO.

In questa specie di edificio architettonico ciascuno ione è circondato alla stessa distanza da un definito  numero di ioni di segno opposto, tale numero è detto NUMERO DI COORDINAZIONE dello ione considerato.

I numeri di coordinazioni più comuni sono 8 (coordinazione cubica), 6 (coordinazione ottaedrica), 4 (coordinazione tetraedrica).

In un composto come il  NaCl il numero di cooordinazione è lo stesso per entrambi gli ioni ed è di tipo ottaedrico, uno ione Na⁺ si trova al centro di un ottaedro regolare ai cui vertici sono sistemati gli ioni Cl^- e viceversa.

La struttura del cristallo di NaCl è:

Formula Molecolare

La molecola di ogni composto e di ogni elemento viene rappresenta dalla formula molecolare, questa ci consente di sapere quali sono gli elementi e il numero di atomi di ciascun di essi che costituiscono la molecola.

Nella formula molecolare ogni elemento viene rappresentato col suo simbolo chimico e il numero dei suoi atomi è indicato alla destra del simbolo in basso con un indice numerico, se un elemento chimico è presente con un solo atomo il numero uno non viene indicato; ma è la presenza del simbolo chimico stesso dell’elemento ad indicare la presenza di un atomo di quell’elemento.

L’acqua ha formula molecolare H2O (si legge acca-due-o) questa indica che nella molecola sono presenti due atomi di idrogeno e uno di ossigeno.

La formula molecolare dell’ammoniaca è NH3 (si legge enne-acca-tre) perciò nella molecola del composto sono presenti un atomo di azoto e tre atomi di ossigeno.

La formula molecolare dell’ossigeno è O2 (si legge o-due) questa vuole dire che la molecola è formata da due atomi di ossigeno, mentre la formula molecolare dello zolfo è S8 (si legge esse- otto) nella molecola sono presenti otto atomi di zolfo.

La formula molecolare dell’acido solforico è H2SO4 (si legge acca-due-esse-o-quattro) questo significa che la molecola è formata da due atomi di idrogeno, uno di zolfo e quattro di ossigeno.

In alcuni composti vi sono gruppi di atomi che si ripetono per un definito numero di volte, il perché di questo sarà chiarito nel seguito del corso di chimica, nella formula molecolare questo gruppo viene indicato tra parentesi tonde mettendo fuori dalla parentesi in basso a destra un indice numerico che indica quante volte il gruppo è presente.

Per chiarire meglio il concetto facciamo alcuni esempi:

• la molecola del composto chiamato idrossido di alluminio è costituita da una atomo di alluminio e da tre gruppi formati da un atomo d’ossigeno e da uno d’idrogeno (gruppo OH si legge o-acca), nella formula tale gruppo di atomi viene posto tra parentesi tonde e a pedice si indica il numero tre, quindi la formula grezza del composto in questione è Al(OH)3 (si legge a-elle o-acca preso tre volte), perciò nella molecola si ha un atomo di alluminio, tre atomi di ossigeno e tre di idrogeno;

• la formula grezza del composto chiamato nitrato di calcio è Ca(NO3)2 (si legge ci-a enne-o- tre preso due volte), nella molecola si hanno due gruppi formati da un atomo di azoto e tre atomi d’ossigeno (gruppo NO3 si legge enne-o-tre) quindi nella formula tale gruppo viene messo tra parentesi tonde e a pedice si indica il numero due, quindi la molecola è formata da un atomo di calcio due d’azoto e sei d’ossigeno.

• la formula grezza del composto chiamato diidrogenofostato ferrico è Fe(H2PO4)3 (si legge effe-e acca-due-pi-o-quattro preso tre volte) il gruppo formato da due atomi d’idrogeno, uno di fosforo e quattro d’ossigeno (gruppo H2PO4 si legge acca-due-pi-o-quattro) si ripete tre volte pertanto nella formula tale gruppo viene messo tra parentesi tonde e a pedice si indica il numero tre, la molecola è formata da un atomo di ferro, sei d’idrogeno, tre di fosforo e dodici d’ossigeno.

I gas nobili e la regola dell’ottetto

Alcuni elementi esistono in natura soltanto sotto forma di atomi isolati.
Tali elementi, abbastanza rari, sono quelli appartenenti all’ottavo gruppo della tavola periodica che per la loro scarsa reattività chimica sono chiamati gas nobili o gas inerti.
Una spiegazione della loro particolare inerzia chimica è da ricercare nella struttura dei loro atomi. Esaminando la loro configurazione elettronica esterna si osserva che per tutti essa è del tipo:

con otto elettroni nell’ultimo livello (livello di valenza) (ricordo che il livello di valenza è quello con il numero quantico principale n più grande).

Tale configurazione, detta comunemente OTTETTO, conferisce agli atomi che la posseggono una particolare stabilità e, quindi, una spiccata inerzia chimica.
L’unica eccezione è l’elio in quanto il primo livello è completo con due soli elettroni. Per la sua configurazione elettronica esso dovrebbe appartenere al secondo gruppo ma, per la sua inerzia chimica, viene inserito tra i gas nobili, anche per l’elio diciamo che ha una configurazione ad ottetto nonostante abbia due elettroni nel livello di valenza, come di solito dico ai miei studenti l'elio ha un ottetto speciale.
Sulla base di queste considerazioni Gilbert Newton Lewis mise in risalto un certo rapporto tra la configurazione elettronica esterna degli elementi e la loro reattività osservando che gli elementi che non posseggono la configurazione elettronica ad ottetto non sono stabili come i gas nobili.
Nel 1916 Lewis enunciò la REGOLA DELL’OTTETTO che può essere enunciata in questo modo: un atomo è particolarmente stabile quando possiede otto elettroni nel livello di valenza. Gli atomi che non hanno tale configurazione tendono ad acquistarla legandosi con altri atomi in modo da modificare la loro configurazione elettronica e renderla uguale a quella del gas nobile che nel sistema periodico lo precedo o lo segue.A tal fine, in base al numero di elettroni presenti nel livello di valenza, gli atomi tenderanno a cedere, ad acquistare, ovvero a mettere in comune un certo numero di elettroni con altri.La regola dell’ottetto è valida per "tutti" gli elementi tipici della tavola periodica, ossia per quelli che appartengono ai blocchi s e p, mentre ne sono esclusi gli elementi di transizione perché la loro configurazione elettronica di valenza è più "complessa".

Simboli di Lewis (Punto-Elettrone) per gli elementi

Per evidenziare facilmente gli elettroni appartenenti al livello di valenza (elettroni di valenza) Gilbert Newton Lewis (1916) ha proposto una semplice e comoda rappresentazione utilizzando il simbolo chimico dell'elemento circondato da un numero di punti corrispondenti agli elettroni di valenza. Tale simbologia risulta particolarmente utile per la trattazione del legame chimico.
Nella struttura a punti di Lewis il simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo e gli elettroni interni (il cosiddetto nocciolo) mentre i punti attorno al simbolo (sopra, sotto, a destra e a sinistra) rappresentano gli elettroni di valenza dell’atomo.

Regola per costruire il simbolo di Lewis per tutti gli elementi dei gruppi principali:

STEP1: Prendere il numero del gruppo, che dà il numero di elettroni di valenza;

STEP2: Disporre un punto (elettrone di valenza) alla volta sui quattro lati del simbolo (si può partire da uno qualsiasi dei quattro lati e si può andare in senso orario o antiorario);

STEP3: Appaiare i punti fino ad esaurirli tutti.