Descrivere il LEGAME IONICO - Progetto e

Descrivere il LEGAME IONICO
Gli atomi si legano con tre tipi diversi di legame chimico: il legame covalente,
il legame ionico, e il legame metallico. Nei primi due tipi, formando un
legame, gli atomi diventano più stabili, cioè con il livello energetico più
esterno completo. Ad eccezione dei primi due elementi H ed He, servono otto
elettroni regola dell’ottetto.
Il legame ionico corrisponde al meccanismo più semplice di legame sia dal
punto di vista concettuale, sia da quello della sua descrizione, essendo
interpretabile in base alle leggi dell'elettrostatica. Per questo è stato
interpretato e descritto in anticipo rispetto al legame covalente (per la cui
interpretazione è indispensabile la meccanica quantistica). E' un tipo di
legame che può istaurarsi solo tra
atomi diversi, cioè con valori di
differenza di elettronegatività (Δχ) che
vanno da 2,0 (più nello specifico 1,9) a
3,3 e con caratteristiche chimico-fisiche
nettamente differenti. Di regola un
elemento fortemente elettropositivo (caratterizzato da una bassa energia di
ionizzazione) si combina con un atomo di un elemento fortemente
elettronegativo (caratterizzato da una elevata affinità elettronica). Dunque
corrisponde al legame tra un metallo e un non metallo (secondo la
periodizzazione della tavola di Mendeleev). Infatti la maggior parte dei
composti ionici è costituita da alogenuri, ossidi e solfuri di metalli dei gruppi I,
II e III e di alcuni metalli di transizione.
Sappiamo che i metalli (bassa energia di ionizzazione) possono diventare
ioni, nello specifico, cationi (perdendo un certo numero di elettroni ed
assumendo così un equivalente numero di cariche positive per raggiungere la
configurazione elettronica del gas nobile che lo precede); mentre i non metalli
(alta affinità elettronica) possono dare anioni, accettando un certo numero di
elettroni fino a completare il guscio di valenza e ad assumere la
configurazione elettronica esterna del gas nobile che lo segue. Come regola
generale (della valenza ionica) la massima carica positiva che un atomo può
assumere in un composto ionico è uguale al numero dei suoi e- di valenza e
la massima carica negativa è uguale al numero di e- mancanti al
raggiungimento della configurazione del gas nobile successivo:
• +3 Al, Fe, Cr,
• +2 Mg, Ca, Ba, Sr, Sn, Pb, Cr, Mn, Fe, Ni, Cu, Zn, Hg,
• +1 Li, Na, K, Rb, Cs, Cu, Ag, Hg,
• -1 F, Cl, Br, I,
• -2 O, S,
• -3 N, P.
In seguito alla formazione degli ioni l’attrazione esercitata dal nucleo
dell’atomo più elettronegativo sull’altro atomo, meno elettronegativo, è così
forte che la nuvola di carica elettronica può considerarsi come spostata
completamente sull’elemento più elettronegativo. Si verifica così il
trasferimento di uno o più elettroni dal metallo al non metallo. Il legame che si
crea, perciò, è la conseguenza dell'attrazione elettrostatica che si manifesta
tra i due ioni di carica opposta. E' da osservare che per la maggior parte dei
legami fra atomi, il discernimento tra legame ionico e covalente non è netto,
si hanno, quindi, legami covalenti con marcato carattere ionico (ad elevata
polarità). Inoltre a differenza del legame covalente che si produce lungo la
direzione stabilita dagli orbitali di legame, il legame ionico non è direzionale.
L’attrazione tra cariche di segno opposto infatti, non si sviluppa in un'unica
direzione, ma agisce con ugual forza, in tutte le direzioni con simmetria
sferica (a pari distanza).
Il legame ionico è molto forte, anzi il più forte fra i
legami “chimici” (le forze fra ioni sono comparabili
alle forze dentro una molecola), per cui i composti
ionici sono, di solito, solidi cristallini detti solidi
ionici. Hanno una struttura cristallina dalla
geometria precisa i cui nodi reticolari sono
occupati da ioni positivi o negativi. Nel reticolo
cristallino, quindi, vi sono forze (o energie) di
attrazione e repulsione. Ogni catione attrae a sé
ed è attratto dagli anioni. L'energia di attrazione
per ogni coppia ione-anione è negativa ed varia
in base a distanza, disposizione geometrica e numero di coordinazione. Il
numero di anioni che circonda un catione all’interno del reticolo cristallino è
detto numero di coordinazione del catione. Il numero di cationi che circonda
un anione all’interno del reticolo cristallino è detto numero di coordinazione
dell’anione. Analogamente tra ioni di segno uguale viene a crearsi una
repulsione elettrica (anch'essa varia a seconda di distanza, geometria ionica
e numero di coordinazione). Inoltre ogni catione tende ad attrarre il maggior
numero di anioni e viceversa, in modo da rendere massima la forza
complessiva di interazione e minima l’energia. La forza del legame ionico
sarà dovuta quindi alle forze di interazione tra gli ioni nella formazione del
cristallo; l'energia liberata nella formazione del cristallo dagli ioni componenti,
che disposti con regolarità gli uni accanto agli altri costruiscono il cosiddetto
reticolo cristallino, è designata con il nome di energia reticolare.
L'unità fondamentale dei composti ionici è l'unità formula, ovvero il più piccolo
aggregato elettricamente neutro di ioni. Nella formula chimica di composti
ionici è necessario che l’unità indicata sia elettricamente neutra. Si indicano,
per convenzione, prima i cationi, poi gli anioni, dando ad ognuno di essi un
coefficiente al pedice che indica in che rapporto stechiometrico si trovano i
vari componenti del sistema. Anche se il meccanismo d'interazione che
realizza il legame, porta di regola alla formazione di cristalli formati da una
successione indefinita di ioni di segno opposto nelle tre direzioni dello spazio,
per comprenderne l'essenza è conveniente riferirsi, al caso ipotetico e
particolarmente semplice, della formazione di una singola molecola ionica di
cloruro di sodio NaCl. Lo si ottiene da un atomo di sodio metallico a reciproco
contatto con il cloro gassoso (non si possono avvicinare a una distanza
inferiore alla somma dei rispettivi raggi ionici).
L'atomo di sodio ha una configurazione 1s2, 2s2, 2p6, 3s1; esso possiede
quindi il I ed il secondo guscio completamente occupati ed il terzo con un solo
elettrone. Perdendo questo elettrone, l'atomo neutro si trasforma in uno ione
positivo Na+ con carica +1, isoelettronico con l'atomo di neon (raggiunge
l'ottetto) e perciò particolarmente stabile. L'atomo di cloro ha, invece, una
configurazione 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5; esso possiede quindi il I ed il
secondo guscio completamente occupati ed il terzo con sette elettroni; ad
esso manca un elettrone per riempire completamente il terzo guscio.
Acquistando un elettrone in più l'atomo neutro si trasforma in uno ione
negativo Cl-, con carica -1, isoelettronico con l'argon e perciò caratterizzato
anch'esso da un'alta stabilità. La tendenza degli atomi Na e Cl a trasformarsi
rispettivamente in ioni Na+ e Cl- si rispecchia nel basso valore dell'energia di
ionizzazione del primo e nell'alto valore dell'affinità elettronica del secondo.
La situazione reale non corrisponde alla
formazione d'una molecola ionica isolata, ma
ad un ammasso regolare di un gran numero
di ioni Na+ e Cl-. Nel cristallo in analisi lo
ione Na+ si circonda di 6 ioni Cl- e lo ione Clsi circonda di 6 ioni Na+.
Quando si indica un composto ionico con
una formula, non si vuol con essa descrivere
una struttura molecolare autonoma ma è una
rappresentazione di comodo che indica soltanto il rapporto numerico
esistente nel cristallo fra ioni positivi e ioni negativi. Nel nostro caso, cloruro
di sodio, la formula NaCl indica che il rapporto tra le moli di Na+ e Cl- è 1:1.
Altro esempio: il cloruro di magnesio, MgCl2 indica che nel reticolato ionico
gli ioni di Mg2+ e Cl- sono presenti nel rapporto di 1:2.