Le caratteristiche chimiche dell'energia

Argomenti trattati: Energia di ionizzazione - Affinità elettronica - Elettronegatività - Legami chimici - Momento dipolare (m) - Orbitali molecolari - Distanza di legame

Viene definita energia di ionizzazione, l’energia necessaria per strappare l’elettrone più debolmente legato all’atomo isolato allo stato gassoso e portarlo all’infinito. Tale energia dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico. Se il numero di protoni è maggiore di quello di elettroni, allora si parla di catione, in una condizione contraria, abbiamo anioni.

L’affinità elettronica è definita come l’energia che viene liberata quando un elettrone viene acquistato da un atomo neutro allo stato gassoso. Come l’energia di ionizzazione, anche l’affinità elettronica dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico.

La grandezza che raccoglie sia gli effetti dell’energia di ionizzazione che dell’affinità elettronica è l’elettronegatività. Viene definita come la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame. Un elemento è elettronegativo se nelle sue interazioni con altri elementi tende ad acquistare elettroni.
L’elemento più elettronegativo è il Fluoro (4), seguito dall’Ossigeno (3,5) e dall’Azoto (3).

L’insieme delle forze che tengono uniti due o più atomi fra loro in un assetto stabile di minore energia. Questa configurazione è composta da 8 elettroni ed è indicata anche con il termine di ottetto.
I legami si distinguono in deboli e forti: i deboli sono i legami ad idrogeno (2-7 kcal/mol) e le forze di Van der Waals (1-4 kcal/mol), mentre i forti hanno energia compresa tra 50 e 250 kcal/mol.

1. legame ionico: è una forza di natura elettrostatica che si stabilisce tra due ioni di carica opposta e si forma a seguito di un trasferimento reale di elettroni da un atomo all’altro. Non si può mai formare tra atomi dello stesso tipo.
2. legame covalente: si forma quando la configurazione stabile dell’ottetto si raggiunge attraverso la compartecipazione tra atomi di due o più elettroni. Se gli atomi sono simili, il legame si definisce covalente omeopolare. Quando gli elettroni sono 1 coppia, si parla di legame covalente semplice; nel caso in cui le coppie di elettroni siano 2 o 3, il legame viene definito doppio o triplo.
3. legame dativo: si instaura tra due atomi di cui ve ne sia uno che cede elettroni (donatore) ed uno che li acquista (accettore).
4. legame metallico: poiché i metalli presentano nel loro strato più esterno pochi elettroni da mettere in compartecipazione con altri atomi dello stesso tipo per formare l’ottetto, trovano più agevole liberarsi degli elettroni esterni, diventando cationi.
5. legame a idrogeno: è anch’esso un legame di natura elettrostatica, si forma quando un atomo di idrogeno è condiviso tra due atomi fortemente elettronegativi che fanno parte di due molecole o raggruppamenti diversi.
6. forze di Van der Waals: si tratta di deboli forze di natura elettrostatica che possono stabilirsi tra molecole originariamente non polari (dipolo istantaneo, indotto, permanente).

Il momento dipolare, espresso dal simbolo m, si definisce come il prodotto tra il valore assoluto della carica e la distanza. Cioè, se le due cariche d- e d+ si trovano ad una distanza r, il momento dipolare è dato da: m = d X r.

È lo spazio in cui si spostano gli elettroni di più atomi che appartengono agli atomi che compongono una molecola.

Indica la distanza tra i due nuclei alla quale corrisponde il minimo di energia (e quindi la massima stabilità) del sistema.