Principi fondamentali:legami chimici, orbitali e ibridazione del carbonio

ENERGIA DI UN ORBITALE ATOMICO: LIVELLI ENERGETICI DEI GUSCI

Più un orbitale atomico è vicino al nucleo, più bassa sarà la sua energia. L’energia di un orbitale atomico

dipende dal livello energetico in cui è: più un orbitale atomico è vicino al nucleo , più bassa sarà la sua

energia.

E come mai? Perché il nucleo è positivo , e attrae gli elettroni che sono negativi. Come mai il nucleo è

positivo: perché ci sono neutroni (neutri, senza carica) e protoni (carichi positivamente). Quindi, il nucleo

carico positivamente attrae gusci elettronici carichi negativamente , per la legge per cui cariche opposte si

attraggono. Più sono vicine e più si attraggono. Il nucleo attrae molto di più gli elettroni nel primo guscio

che sono più vicini, e invece attrae meno gli elettroni nei terzo guscio che sono più lontani.

Quindi: maggiore è la vicinanza tra il nucleo e gli elettroni, maggiore sarà l’ attrazione tra le cariche

opposte, e minore sarà l’ energia necessaria per restare vicini.

REGOLE DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

Nel riempimento di questi orbitali ci sono una serie di regole da seguire, sono le regole di riempimento.

Capire come si vanno a posizionare gli elettroni ci servirà per poter capire la configurazione elettronica di

un elemento, e alla fine riusciremo a vedere che tipo di legami si vengono a formare tra gli atomi, per

questo è importante. 2

 Un orbitale occupa sempre l’orbitale disponibile con energia più bassa. Quindi quando abbiamo un

certo numero di elettroni, questi elettroni si vanno a sistemare partendo dall’orbitale a energia più

bassa , cioè l’orbitale più vicino al nucleo, e poi andrà in sequenza all’orbitale a energia più alta.

 Un orbitale può contenere al massimo 2 elettroni e questi elettroni hanno degli spin antiparalleli.

Ogni orbitale è come un sedile con due posti: ci possono stare due elettroni.

 Se vi sono degli orbitali che hanno dei valori di energia che sono uguali tra loro, come gli orbitali pi

che sono 3 orbitali nelle tre direzioni nello spazio, allora i primi 3 elettroni occuperanno prima

ciascun orbitale per avere ciascuno il proprio orbitale, ma poi il quarto elettrone dovrà essere più

socievole e si andrà a mettere in un orbitale già occupato e si posizionerà accanto all’altro elettrone

che è già lì, così alla fine in quell’orbitale ci staranno in due.

SAPER VEDERE GLI ELETTRONI E GLI ORBITALI NELLA TAVOLA PERIODICA

Torniamo al Carbonio. Andiamo a vedere nella tavola periodica dove si trova. E’ del quarto gruppo, ha 6

elettroni.

Potremmo immaginare la tavola periodica come se ogni casellina fosse un elettrone, e vedremmo la

progressione crescente di elettroni proseguendo orizzontalmente da sinistra a destra.

La tavola periodica è messa in progressione per diversi criteri. Uno di questi criteri è la quantità di elettroni

nel guscio più esterno. Guardiamo la prima riga orizzontale: ci sono H e He, cioè idrogeno e Elio, in

progressione tra loro. Andando da sinistra a destra, prima c’è l’idrogeno, che possiede un elettrone che gira

intorno al suo nucleo. Poi c’è l’elio, che ha due elettroni che girano intorno al proprio nucleo.

Ora andiamo a guardare la seconda riga orizzontale: abbiamo il Litio, con 1solo elettrone nel suo guscio più

esterno, poi abbiamo il Berillio con 2 elettroni nel suo guscio orizzontale, poi sempre andando verso destra

orizzontalmente abbiamo il Bario che ha tre elettroni di valenza nel suo guscio più esterno, poi il carbonio

3

che ha 4 elettroni nel suo guscio più esterno, poi abbiamo l’azoto che ha 5 elettroni nel suo guscio più

esterno, poi l’ossigeno che ha 6 elettroni nel suo guscio più esterno, poi il Fluoro che ha 7 elettroni nel suo

guscio più esterno, e infine il Neon che ha 8 elettroni di valenza nel suo guscio più esterno e quindi ha il suo

guscio esterno completo. Immaginiamo che l’ Elio (He) sia nella colonna

seconda, fianco a fianco con l’Idrogeno. Nella

tavola periodica vediamo l’Elio sopra il Neon e

sopra tutti gli altri Gas Nobili, ma se noi

vogliamo fare un discorso sugli elettroni,

possiamo benissimo immaginarlo accanto

all’idrogeno .

L’idrogeno ha 1 elettrone, poi subito dopo viene

in sequenza l’Elio che ha 2 elettroni, e va

immaginato accanto all’Idrogeno:così si vede

bene la progressione crescente di elettroni.

Le caselline in giallo rappresentano gli orbitali s, quelle in rosa gli orbitali d, quelle in blu gli orbitali p, e

quelle in verde rappresentano gli orbitali f.

 Guardiamo il blocco GIALLO : dentro questo blocco ci sono due caselline andando in orizzontale:

idrogeno e helio, corrispondenti al primo e al secondo periodo. E infatti è proprio 2 il numero massimo

che può stare dentro l’orbitale s : si moltiplica sempre il numero degli orbitali per 2 , cioè in questo

caso 1x2=2. Il blocco giallo rappresenta gli orbitali s, che ha una forma sferica.

 Il blocco rosa : è composto dalla fila di 10 caselline orizzontali , e infatti gli orbitali d sono fatti da cinque

orbitali l’uno , ciascuno può contenere due elettroni, quindi 5x2=10 elettroni al massimo. Il blocco rosa

corrisponde agli orbitali d che possono contenere 10 elettroni al massimo e sono fatti da 5 caselline

così:

 Il blocco blu: ci sono 6 caselline orizzontali (B, C, N, O, F , Ne : sono 6 elementi in 6 caselline) e infatti 6

è il numero massimo di elettroni che possono esserci negli orbitali p. Gli orbitali p sono fatti così :

Orbitale p è composto da 3 caselline = un orbitale p può contenere al massimo 6

elettroni.

 Il blocco verde : corrisponde agli orbitali f, da sinistra a destra si contano 14 caselline verdi come 14

sono gli orbitali che stanno in un orbitale f. 4

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA : IL CARBONIO

Quindi se ci viene chiesto di scrivere la configurazione elettronica del carbonio, volendo si può fare senza

guardare la tavola periodica, possiamo scriverla da soli, basta riflettere su questo: se io so che il carbonio ha

6 elettroni, posso sapere dove si troverà nella tavola periodica. Bisogna che contiamo e riempiamo via via

gli orbitali secondo le regole di riempimento con i nostri 6 elettroni.

2 elettroni--- nell’orbitale 1s del primo guscio, quello più vicino al nucleo , e finora siamo nel blocco

giallo.

Ma ne ho altri di elettroni, quindi il carbonio deve per forza trovarsi nel blocco blu: altri 4 elettroni -e ho

teoricamente riempito gli orbitali p del carbonio con 4 elettroni

La configurazione totale del carbonio è 1s2 2s2 2p2.

Possiamo esercitarci a saper ricavare le configurazioni elettroniche di un elemento senza tavola periodica,

soltanto guardando il punto in cui si trova l’elemento nella tavola periodica. Qual è la configurazione

elettronica del Fosforo? E del Calcio? E del Selenio? Attenzione perché nel Selenio entra in ballo anche

l’orbitale d. L’orbitale f invece si inserisce due numeri prima, poi per valore di energia lo riempiamo dopo.

Ma torniamo al carbonio:la configurazione elettronica totale del carbonio è quella. Nella configurazione

possiamo distinguere due cose: gli elettroni interni e gli elettroni esterni.

Possiamo dire che la configurazione elettronica interna di un elemento ci dice i suoi elettroni totali a parte

il guscio esterno, ma quella esterna ci dice la cosa più importante: ci dice quanti elettroni ha a disposizione

un elemento per interagire con gli altri elementi, e quindi ci dice che tipo di legami formerà. Esercitiamoci

a trovare la configurazione elettronica di ogni atomo: quanti elettroni ha a disposizione il Sodio? Quale è la

configurazione elettronica del Sodio? Na =come vediamo nella tavola,ha configurazione elettronica esterna

3s 1 , cioè ha un solo elettrone di valenza nel suo orbitale più esterno. Invece il Cloro? Ha configurazione

elettronica esterna di 7 elettroni. Il Cloro ha sette elettroni e il Sodio ne ha 1 solo. Quindi cosa succederà tra

loro? Che tipo di legame si formerà tra due elementi tanto diversi tra loro? Lo vedremo tra poco..

La configurazione elettronica esterna è molto importante: è quella in cui ci sono gli elettroni che fanno

parte dell’ultimo guscio, i cosiddetti elettroni di valenza, quelli che sono gli elettroni coinvolti nella

formazione dei legami.

Gli elettroni di valenza: sono gli elettroni che possono essere coinvolti nella formazione dei legami.

Perché reagiscono solo quelli di valenza e non quelli più interni? Perché sono tenuti più debolmente dal nucleo,

l’attrazione si sente molto meno e quindi più liberi di interagire con altri elementi.

Non a caso gli elettroni del primo guscio del Carbonio per esempio non reagiscono, perché sono i più vicini

al nucleo e si sente di più l’attrazione delle cariche opposte positivo-negativo .

5

E’ molto utile se ci esercitiamo a vedere gli elettroni di valenza:

1. Gli elementi della prima colonna verticale quanti elettroni di valenza hanno ? idrogeno, Litio,

Sodio, Potassio, hanno tutti 1 solo elettrone a disposizione per fare legami.

2. Gli elementi della seconda colonna verticale quanti elettroni di valenza hanno? Berillio, Magnesio,

Calcio, hanno tutti 2 elettroni a disposizione per fare legami.

3. La terza colonna verticale è composta da Bario, Alluminio, Gallio: quanti elettroni a disposizione

hanno? 3 elettroni di valenza.

4. Gli elementi della quarta colonna verticale, quanti elettroni di valenza hanno? Carbonio, Silicio,

Germanio, hanno tutti 4 elettroni di valenza con cui poter interagire e fare legami.

5. Gli elementi della quinta colonna verticali, quanti elettroni di valenza hanno? Azoto, Fosforo,

Arsenico, Antimonio, hanno 5 elettroni di valenza con cui interagire e poter fare legami.

6. Gli elementi della sesta colonna? Ossigeno, Zolfo, Selenio, Tellurio, hanno 6 elettroni di valenza con

cui fare legami.

7. quanti elettroni di valenza ha il Fluoro? Gli elementi del settimo periodo , della settima colonna

verticale, hanno tutti 7 elettroni a disposizione: tutti gli alogeni hanno 7 elettroni di valenza: Fluoro,

Cloro, Bromo, Iodio.

E gli elementi della ottava colonna verticale? I gas nobili non interagiscono , non fanno legami. Hanno

8elettroni di valenza, e così per la regola dell’ottetto non interagiscono con nessuno, sono già completi

così.

Ciò che governa la formazione dei legami tra gli elementi della seconda riga orizzontale è LA

REGOLA DELL’OTTETTO: per mezzo del legame, gli elementi appartenenti alla seconda riga

raggiungono il numero massimo degli 8 elettroni di valenza nell&rs