Categoria: Chimica Generale e Inorganica

THE IONIC BOND

An ionic bond is an electrostatic interaction between a positively charged ion (cation) and a negatively charged ion (anion).

This bond occurs when the difference in electronegativity between the species is greater than 1.9.

The less electronegative species donates one or more electrons to the more electronegative species. The species that donates the electrons becomes a cation, while the species that receives the electrons becomes an anion..

IONIC BONDING IN SODIUM CHLORIDE NaCl

A common example of an ionic bond can be found in sodium chloride, the salt we use in our daily cooking.

The significant difference in electronegativity allows sodium (Na) to donate an electron to chlorine (Cl). This electron transfer is further favored by the electronic configurations of the two elements involved in the bond.

By donating one electron, the sodium atom becomes a Na⁺ ion and acquires the electronic configuration of neon, the noble gas that precedes it in the periodic table.

Na = 1s22s22p63s1 → Na+ = 1s22s22p6

By gaining one electron, the chlorine atom becomes a Cl⁻ ion and acquires the electronic configuration of argon, the noble gas that follows it in the periodic table.

Cl = 1s22s22p63s23p5 → Cl– = 1s22s22p63s23p6

The full octet in the electronic configurations of noble gases gives these elements a high degree of stability.

These ions arrange themselves into specific structures called crystal lattices, in order to maximize the attractive forces between oppositely charged ions and minimize the repulsive forces between like-charged ions.

IONIC BONDING IN CALCIUM CHLORIDE CaCl2

Another example of an ionic bond is found in calcium chloride, which is used in solutions such as antifreeze.

The significant difference in electronegativity allows calcium (Ca) to donate two electrons, one to each of two chlorine (Cl) atoms. This results in the formation of one Ca²⁺ ion for every two Cl⁻ ions formed.

This electron transfer is further favored by the electronic configurations of the two elements involved in the bond.

By donating two valence electrons, the calcium atom becomes a Ca²⁺ ion, acquiring the electronic configuration of the noble gas that precedes it..

Ca = 1s22s22p63s23p64s2 → Ca2+= 1s22s22p63s23p6

By gaining one electron, each chlorine atom becomes a Cl⁻ ion, acquiring the electronic configuration of the noble gas that follows it (Ar).

Cl = 1s22s22p63s23p5 → Cl– = 1s22s22p63s23p6

The full octet in the electronic configurations of noble gases gives these elements a high degree of stability.

These ions arrange themselves into specific structures called crystal lattices, in order to maximize the attractive forces between oppositely charged ions and minimize the repulsive forces between like-charged ions.

KEY CONCEPTS:

  • An ionic bond involves the transfer of one or more electrons between different chemical species.
  • The less electronegative species donate one or more electrons to the more electronegative species.
  • An ionic bond is formed when the electronegativity difference is greater than 1.9.
  • The oppositely charged ions arrange themselves in crystal lattices.

MONOATOMIC IONS

An ion is a chemical species with a net electrical charge. It can be composed of a single atom (monoatomic ion) or a group of atoms (polyatomic ion).

When the net charge is positive, the ion is called an ANION. In the presence of a net positive charge, the ion is called a CATION.

Example:

  • Na+; Cl–; Ca2+; O2- (monoatomic ions).
  • NH4+, VO2+, CO32-, SO42-, PO43- (polyatomic ions).

CATIONS

Let’s focus on the following monoatomic cation:

The positive charge +1 indicates that the number of protons exceeds the number of electrons by one.

This is obtained by subtracting one electron from the neutral atom, NOT by adding one proton.

Li+   3 protons; 2 electrons.

From the current information, it’s not possible to determine the number of neutrons.

(If the calculation of subatomic particles is unclear, click here).   

                                 

A positive ion, obtained by the removal of one or more electrons, is called a CATION

ANIONS

Let’s focus on the anion F– obtained by the following neutral element:

Fluorine is composed of 9 protons, 10 neutrons, 9 electrons. The addition of one electron, results in the anion F– . 

F–      9 protons; 10 neutrons 10 electrons                             

A negative ion, obtained by the addition of one or more electons, is called an anion.

A mistake that must be absolutely avoided, is adding or subtracting a proton instead of an electron. This mistake results in a change of the atomic number.

KEY POINTS:

  • A monoatomic cation is a positive ion, composed of a single atom, obtained by the removal of one or more electrons from a neutral element.
  • A monoatomic anion is a negative ion, composed of a single atom, obtained by the addition of one or more electrons from a neutral element.

SOLVED EXERCISE:

Calculate the number of protons, neutrons and electrons of the ion S2- from the following neutral atom:

The atomic structure of the neutral atom is composed of 16 protons, 16 neutrons e 16 electrons;

It’s necessary to add or subtract a number of electrons consistent with the charge of the ion;

Therefore, the structure of the ion is made up of di 16 protons, 16 neutrons e 18 electrons.

THE ATOMIC STRUCTURE

An atom is made up of subatomic particles called protons, neutrons and electrons.

  • Protons are positively charged particles;
  • Neutrons have no electrical charge;
  • Electrons are negatively charged particles.

As shown in Figure 1 below, an atom consists of an inner nucleus with protons and neutrons with electrons located outside the nucleus.

Figure 1 – Representation of the atomic structure.

All the positive charge is concentrated in the center of the atom, while the negative charge is distributed externally. The role of the neutron is to increase the distance between the protons and prevent proton-proton repulsive interactions from destabilizing the entire structure.

The masses of subatomic particles are extremely small.

  • Proton mass: 1.673×10−27 kg
  • Neutron mass: 1,675×10−27 kg
  • Electron mass: 9,109×10−31 kg

The mass of the electron is nearly 2,000 times smaller than that of the proton and neutron, which is why it can be considered negligible.

Even the charges of subatomic particles are significantly small.

  • Proton charge: + 1.602×10−19 C
  • Neutron charge: 0 C
  • Electron charge: – 1.602×10−19 C

The charge of a proton is equal to the charge of an electron, though with the opposite sign. The overall charge of the atom is neutral, meaning the positive charge of the nucleus is balanced by the negative charge of the electrons.

Since the charge of a proton is equal to the charge of an electron, it’s easy to deduce:

IN AN ATOM THE NUMBER OF PROTONS IS EQUAL TO THE NUMBER OF ELECTRONS.

ATOMIC NUMBER AND MASS NUMBER

Atoms can be identified by two types of numbers:

  • ATOMIC NUMBER (Z)  which represents the number of protons;
  • MASS NUMBER (A) which represents the sum of protons and neutrons.

The difference between the atomic number (Z) and the mass number (A) gives the number of neutrons.

As shown in Figure 2, a chemical element is described by two numbers: the atomic number (Z), which is listed in the lower left, and the mass number (A), which is listed in the upper left.

Figure 2 – Representation of a chemical element.

KEY POINTS:

  • MASS NUMBER (protons + neutrons) is always listed in the upper left;
  • ATOMIC NUMBER (protons) is always listed in the lower left;
  • In an atom the number of protons is equal to the number of electrons;
  • The number of neutrons is obtained by subtracting the atomic number from the mass number.

SOLVED EXERCISE:

Find the number of protons, neutrons, and electrons in the following atom:

  • Atomic number, reported in the lower left, represents the number of protons. p+= 6
  • The number of electrons is equal to the number of protons. e–= 6
  • (Mass number – Atomic Number)= Number of neutrons. n = 12-6 = 6

SOLUTION:

p+= 6;

n = 6;

e–= 6

ACIDO MURIATICO

Con acido muriatico s’intende una soluzione acquosa di acido cloridrico (HCl) ad una concentrazione variabile che può andare dal 10-12% per utilizzi domestici ma che può arrivare anche al 30-37% per utilizzi professionali.

Come viene utilizzato l’acido muriatico.

Noto per le sue proprietà corrosive, trova largo impiego come agente di rimozione di residui di calcare, ad esempio nel WC.

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2(g)

Dalla reazione tra il calcare e l’acido cloridrico si forma cloruro di calcio che si scioglie facilmente in acqua e anidride carbonica che si allontana sotto forma di gas.

Precauzioni:

  • Essendo altamente corrosivo, è di fondamentale importanza proteggere le parti del corpo esposte, occhi e mucose.
  • Se si sceglie di diluirlo in casa, versare l’acido nell’acqua e MAI E POI MAI il contrario. Si produrrebbero schizzi di liquido corrosivo che potrebbero accidentalmente finire in contatto con parti sensibili del vostro corpo.
  • Non utilizzare nella pulizia nei marmi in quanto questi hanno composizione chimica analoga a quella del calcare e subirebbero un danno irreversibile.
  • Non utilizzare assieme alla candeggina. Il mescolamento di acido muriatico (HCl) e candeggina (NaClO) porterebbe a una reazione redox con la conseguente liberazione di Cloro gassoso nocivo alla salute.

ClO– + Cl– + 2H+ → Cl2(g) + H2O

TITOLAZIONE BASE DEBOLE CON ACIDO FORTE

La titolazione di una base debole con un acido forte prevede che vi sia una reazione chimica tra una base debole e un acido forte.

  • La base debole è l’analita, ovvero la sostanza che deve essere titolata.
  • L’acido forte è il titolante, ovvero la sostanza che viene aggiunta all’analita.

Nella curva di titolazione viene graficato il valore del pH al variare del volume di titolante aggiunto.

La titolazione avviene fino al raggiungimento del punto equivalente, in cui la quantità di equivalenti di base eguaglia la quantità di equivalenti di acido.

Per la titolazione di una base debole con un acido forte esistono due punti caratteristici che sono:

  • Il punto di semiequivalenza in cui il pH è uguale alla pKa dell’acido coniugato.
  • Il punto equivalente in cui il pH risulta acido.

Titolazione di NH3 con HCl

Si considerino 50 ml di una soluzione 0,1 M di NH3 (Kb = 1,75 · 10-5 e pKb = 4,76) che vengono titolati con una soluzione 0,1 M di HCl.

La reazione può essere descritta come:

NH3 + HCl → NH4+ + Cl–

Essendo NH3 una base debole, il pH iniziale può essere calcolato tramite la formula semplificata:

pH = 14-(-log_{10}\sqrt{K_{b}\cdot C_{b}})

pH = 14-(-log_{10}\sqrt{1,75\cdot10^{-5}\cdot 0,1})= 11,12

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

La reazione tra NH3 e HCl porta alla formazione di una soluzione tampone in cui NH4+ rappresenta l’acido coniugato dell’ammoniaca. Il valore di pKa dello ione ammonio può essere determinato come:

pKa = 14 – pKb = 9,24

Prima del raggiungimento del punto equivalente, è l’ammoniaca a essere in eccesso e l’acido rappresenta il reagente limitante.

Il pH può essere determinato tramite l’equazione di Henderson-Hasselbach.

pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]}

PUNTO SEMIEQUIVALENTE

Una volta addizionate un numero di moli di HCl pari alla metà del numero di moli di NH3, risulta che:

[NH3] = [NH4+]

Metà del numero di moli di NH3 vengono convertite in NH4+.

Il valore di pH coincide con il valore di pKa. Questo rappresenta il punto semiequivalente.

pH = pK_{a} + log_{10}1 = pK_{a} = 9,24

PUNTO EQUIVALENTE

Al raggiungimento del punto equivalente, tutte le moli di NH3 sono state convertite in NH4+. Le uniche specie presenti sono NH4+ e Cl–.

Lo ione Cl– non è in grado di dare reazione di idrolisi salina a differenza dello ione NH4+ che dà reazione di idrolisi salina acida:

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+

La formula per esprimere il pH è la seguente:

pH = -log_{10}\sqrt{K_{a}\cdot [NH_{4}^{+}]}

Da questo è possibile concludere che nella titolazione di una base debole con un acido forte, il pH al punto equivalente è acido.

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

Aggiungendo un ulteriore quantità di acido forte, il pH si sposta verso valori più acidi. Essendo questa volta l’acido in eccesso e la base debole il reagente limitante, la concentrazione di ioni H+ può essere calcolata come:

[H^{+}] =\frac{C_{HCl}V_{HCl}\;-\;C_{NH_{3}}V_{NH_{3}}}{V_{HCl}\;+\;V_{NH_{3}}}

CURVA DI TITOLAZIONE CON CALCOLI

TITOLAZIONE ACIDO DEBOLE CON BASE FORTE

La titolazione di un acido debole con una base forte prevede che vi sia una reazione chimica tra l’acido debole e la base forte.

  • L’acido debole è l’analita, ovvero la sostanza che deve essere titolata.
  • La base forte è il titolante, ovvero la sostanza che viene aggiunta all’analita.

Nella curva di titolazione viene graficato il valore del pH al variare del volume di titolante aggiunto.

La titolazione avviene fino al raggiungimento del punto equivalente, in cui la quantità di equivalenti di base eguaglia la quantità di equivalenti di acido.

Per la titolazione di un acido debole con una base forte, esistono due punti caratteristici che sono:

  • Il punto di semiequivalenza in cui il pH è uguale alla pKa dell’acido debole.
  • Il punto equivalente in cui il pH risulta basico.

Titolazione di CH3COOH con NaOH

Si considerino 50 ml di una soluzione 0,1 M di CH3COOH (Ka = 1,75 · 10-5 e pKa = 4,76) che vengono titolati con una soluzione 0,1 M di NaOH. La reazione può essere descritta come:

CH3COOH + OH– → CH3COO– + H2O

Essendo CH3COOH una acido debole, il pH iniziale può essere calcolato tramite la formula semplificata:

pH = -log_{10}\sqrt{K_{a}\cdot C_{a}}

pH = -log_{10}\sqrt{1,75\cdot10^{-5}\cdot 0,1}= 2,88

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

La reazione tra CH3COOH e NaOH porta alla formazione di una soluzione tampone in cui CH3COO– rappresenta la base coniugata dell’acido acetico.

Prima del raggiungimento del punto equivalente, è l’acido acetico a essere in eccesso, mentre l’idrossido di sodio è il reagente limitante.

Il pH può essere determinato tramite l’equazione di Henderson-Hasselbach.

pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}

PUNTO SEMIEQUIVALENTE

Una volta addizionate un numero di moli di NaOH pari alla metà del numero di moli di CH3COOH, risulta che:

[CH3COOH] = [CH3COO–]

Metà del numero di moli di CH3COOH sono state convertite in CH3COO–.

Il valore di pH coincide con il valore di pKa. Questo rappresenta il punto semiequivalente.

pH = pK_{a} + log_{10}1 = pK_{a} = 4,76

PUNTO EQUIVALENTE

Al raggiungimento del punto equivalente, tutte le moli di CH3COOH sono state convertite in CH3COO–. Le uniche specie presenti sono CH3COO– e H2O.

Lo ione CH3COO– dà reazione di idrolisi salina basica:

CH3COO– + H2O ⇄ CH3COOH + OH–

La formula per esprimere il pH è la seguente:

pH = 14-(-log_{10}(\sqrt{K_{b}\cdot [CH_{3}COO^{-}]})

Da questo è possibile concludere che nella titolazione di un acido debole con una base forte, il pH al punto equivalente è basico.

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

Aggiungendo un ulteriore quantità di base forte, il pH si sposta verso valori più basici. Essendo questa volta la base in eccesso e l’acido il reagente limitante, la concentrazione di ioni OH– può essere calcolata come:

[OH^{-}] =\frac{C_{NaOH}V_{NaOH}\;-\;C_{CH_{3}COOH}V_{CH_{3}COOH}}{V_{HCl}\;+\;V_{NH_{3}}}

pH = 14 – (-log10[OH–])

CURVA DI TITOLAZIONE

ENERGIA LIBERA DI GIBBS

L’energia libera di Gibbs è una grandezza fisica utilizzata per determinare la spontaneità di una reazione chimica. Questa grandezza può essere impiegata anche per valutare la massima quantità di lavoro ottenibile da una trasformazione condotta in condizioni di temperatura e pressione costanti.

L’energia libera di Gibbs (G) è correlata all’entalpia, all’entropia di reazione e alla temperatura assoluta secondo la formula:

G = H – TS

G = energia libera di Gibbs espressa in J/mol

H = entalpia espressa in J/mol

T = temperatura assoluta espressa in gradi Kelvin

S = entropia espressa in J/(K·mol)

REAZIONI SPONTANEE

Per valutare la spontaneità di una reazione, a una determinata pressione e temperatura, si può calcolare la variazione di energia libera di Gibbs:

ΔG (P,T) = Gprodotti – Greagenti

Per una reazione:

aA + bB ⇄ rR + sS

ΔG = rGR + sGS – aGA – bGB

Se:

ΔG < 0 la reazione avviene spontaneamente.

ΔG = 0 la reazione è all’equilibrio.

ΔG > 0 la reazione diretta non è spontanea. Risulta invece spontanea la reazione inversa.

EQUAZIONE DI GIBBS-HELMHOLTZ

L’equazione di Gibbs-Helmholtz correla la variazione di energia libera di Gibbs di una reazione alla variazione di entalpia e alla variazione di entropia.

ΔG = ΔH – TΔS

ΔG (Gprodotti – Greagenti) = variazione di energia libera di Gibbs espressa in J/mol

ΔH (Hprodotti – Hreagenti) = variazione di entalpia espressa in J/mol

ΔS (Sprodotti – Sreagenti) = variazione di entropia espressa in J/(K·mol)

T = temperatura assoluta espressa in gradi Kelvin

Si possono verificare le seguenti condizioni:

Caso n.1

ΔH<0 e ΔS>0 (reazione esotermica e variazione positiva di entropia).

ΔG<0 a qualsiasi valore di temperatura. La reazione è pertanto sempre spontanea.

Caso n.2

ΔH>0 e ΔS<0 (reazione endotermica e variazione negativa di entropia).

ΔG<0 a nessun valore di temperatura. La reazione non è pertanto mai spontanea. Risulta invece sempre spontanea la reazione inversa.

Caso n.3

ΔH<0 e ΔS<0 (reazione esotermica e variazione negativa di entropia).

ΔG<0 a valori di temperatura al di sotto di un determinato valore critico.

T < \frac{\triangle H}{\triangle S}

Caso n.4

ΔH>0 e ΔS>0 (reazione endotermica e variazione positiva di entropia).

ΔG<0 a valori di temperatura al di sopra di un determinato valore critico.

T > \frac{\triangle H}{\triangle S}

CONCETTI CHIAVE:

  • L’energia libera di Gibbs è una grandezza impiegata per determinare la spontaneità di una reazione.
  • Una reazione è spontanea se la variazione di energia libera di Gibbs è negativa.
  • Quando la variazione dell’energia libera di Gibbs è nulla allora la reazione ha raggiunto l’equilibrio.
  • L’energia libera di Gibbs è correlata all’entalpia e all’entropia di reazione mediante l’equazione di Gibbs-Helmholtz.

LEGAME IONICO

Il legame ionico è un’interazione elettrostatica tra uno ione positivo (catione) e uno ione negativo (anione).

Tale legame avviene quando la differenza di elettronegatività tra le due specie coinvolte è superiore a 1,9.

La specie meno elettronegativa cede uno o più elettroni alla specie chimica più elettronegativa. Questo trasferimento di elettroni va da una specie con una bassa energia di ionizzazione a una specie con una elevata affinità elettronica.

IL LEGAME DEL CLORURO DI SODIO NaCl

Un esempio di legame ionico è quella che si trova nel cloruro di sodio, impiegato comunemente come sale da cucina.

La differenza di elettronegatività tra queste due specie fa sì che il sodio (Na) ceda un elettrone al cloro (Cl). Questo trasferimento elettronico è favorito dalla configurazione elettronica delle due specie coinvolte nel legame.

Il sodio, cedendo il suo unico elettrone di valenza, diventa uno ione Na+ e assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo precede (Ne).

Na = 1s22s22p63s1 → Na+ = 1s22s22p6

Il cloro, acquistando un elettrone dal sodio, diventa uno ione Cl– e assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo segue (Ar).

Cl = 1s22s22p63s23p5 → Cl– = 1s22s22p63s23p6

Le configurazioni elettroniche dei gas nobili con l’ottetto completo, conferiscono alle specie chimiche un’elevata stabilità.

Questi ioni si dispongono in specifiche strutture chiamate reticoli cristallini in modo da massimizzare le forze attrattive tra ioni aventi carica opposta e minimizzare le forze repulsive tra ioni aventi la stessa carica.

IL LEGAME DEL CLORURO DI CALCIO CaCl2

Un altro esempio di legame ionico è quella che si trova nel cloruro di calcio, impiegato in soluzione come liquido non congelante.

La differenza di elettronegatività tra queste due specie fa sì che un singolo atomo di calcio (Ca) ceda due elettroni a due atomi di cloro (Cl). Per ogni ione Ca2+ si formano due ioni Cl–.

Questo trasferimento elettronico è favorito dalla configurazione elettronica delle due specie coinvolte nel legame.

Il calcio, cedendo i due elettroni di valenza, diventa uno ione Ca2+ e assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo precede (Ar).

Ca = 1s22s22p63s23p64s2 → Ca2+= 1s22s22p63s23p6

Ciascun cloro, acquistando un elettrone dal calcio, diventa uno ione Cl– e assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo segue (Ar).

Cl = 1s22s22p63s23p5 → Cl– = 1s22s22p63s23p6

Le configurazioni elettroniche dei gas nobili con l’ottetto completo, conferiscono alle specie chimiche un’elevata stabilità.

Questi ioni si dispongono in specifiche strutture chiamate reticoli cristallini in modo da massimizzare le forze attrattive tra ioni aventi carica opposta e minimizzare le forze repulsive tra ioni aventi la stessa carica.

CONCETTI CHIAVE:

  • Il legame ionico prevede un trasferimento di uno o più elettroni tra due specie chimiche.
  • La specie chimica meno elettronegativa cede uno o più elettroni alla specie più elettronegativa.
  • Il legame ionico si forma quando la differenza di elettronegatività è superiore a 1,9.
  • Gli ioni di carica opposta si dispongono in strutture chiamate reticoli cristallini.

RAGGIO ATOMICO

Il raggio atomico di un elemento chimico esprime la dimensione degli atomi che lo costituiscono.

Dal momento che l’atomo è costituito da un nucleo centrale carico positivamente e da elettroni collocati esternamente, il raggio atomico è correlato alla distanza tra il nucleo stesso e i suoi elettroni più esterni.

RAGGIO ATOMICO E TAVOLA PERIODICA

Dalla tavola periodica è possibile individuare un andamento del raggio atomico (Figura 1) secondo cui, a parte qualche eccezione:

  1. Il raggio atomico cresce dall’alto al basso all’interno di un gruppo a causa della maggiore dimensione degli orbitali atomici che aumentano la distanza nucleo-elettrone.
  2. Il raggio atomico decresce da sinistra a destra lungo un periodo a causa dell’aumento della carica nucleare efficace.

Figura 1 – Andamento del raggio atomico nella tavola periodica

CONCETTI CHIAVE:

  • Il raggio atomico è una misura della dimensione degli atomi di un elemento chimico.
  • Il raggio atomico cresce dall’alto al basso in un gruppo e da destra a sinistra in un periodo.

ESERCIZIO SVOLTO:

Ordinare i seguenti elementi per raggio atomico crescente, tenendo conto solo della loro posizione nella tavola periodica:

Mg, C, Cs, Be, N

Ordinare gli elementi per raggio atomico crescente, significa partire dall’elemento con minore raggio atomico e via via arrivare a quello avente maggiore raggio atomico.

Nella tavola periodica, il raggio atomico cresce dall’alto al basso in un gruppo, e da destra a sinistra in un periodo.

Pertanto l’ordine risulta essere il seguente

N < C < Be < Mg < Cs

ELETTRONEGATIVITÁ

L’elettronegatività è la tendenza di una specie chimica ad attrarre verso di sé la nuvola elettronica in un legame chimico.

La scala di elettronegatività più utilizzata è quella proposta da Linus Pauling nel 1932, secondo cui, fatta qualche eccezione, questa aumenta dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo (Figura 1).

Da questo andamento devono essere esclusi i gas nobili (elementi del gruppo Gruppo VIIIA).

Figura 1 – Andamento dell’elettronegatività nella tavola periodica

ELETTRONEGATIVITÁ E LEGAMI CHIMICI

La differenza di elettronegatività può essere impiegata per determinare la tipologia di legami chimici che si instaura tra due specie chimiche:

  1. Quando due non metalli, aventi differenza di elettronegatività compresa tra 0 e 0,4 si legano tra loro, formano un legame covalente omopolare o apolare.
  2. Quando due non metalli, aventi differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,9 si legano tra loro, formano un legame covalente eteropolare o polare.
  3. Quando due specie chimiche, aventi differenza di elettronegatività maggiore di 1,9 si legano tra loro, formano un legame ionico.

CONCETTI CHIAVE:

  • L’elettronegatività esprime la tendenza di una specie chimica ad attrarre verso di sé la nuvola elettronica in un legame chimico.
  • Fatta eccezione per i gas nobili, l’elettronegatività aumenta dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo.
  • La differenza di elettronegatività può essere utilizzata per prevedere il tipo di legame tra due specie chimiche.

ESERCIZIO SVOLTO:

Ordinare i seguenti elementi per elettronegatività crescente, tenendo conto solo della loro posizione nella tavola periodica:

S, F, As, Sn, Ba

Ordinare gli elementi per elettronegatività crescente, significa partire dall’elemento con minore elettronegatività e via via arrivare a quello avente maggiore elettronegatività.

Nella tavola periodica, l’elettronegatività cresce dal basso all’alto in un gruppo, e da sinistra a destra in un periodo.

Pertanto l’ordine risulta essere il seguente:

Ba < Sn < As < S < F