La struttura elettronica e la formazione dei legami chimici

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1 La struttura elettronica e la formazione dei legami chimici 1. > La struttura elettronica Tra la fine del XIX e l inizio del XX secolo, gli esperimenti di diversi scienziati, fra cui quello di Thompson con il tubo a raggi catodici (cfr. 1.5) permisero di dimostrare che l atomo è formato da particelle più piccole: i protoni, gli elettroni e i neutroni. Successivamente gli scienziati ottennero importanti informazioni sulla struttura dell atomo, cioè sul modo in cui le particelle subatomiche sono disposte al suo interno. In particolare nel 1911 il fisico Ernest Rutherford, basandosi sui risultati dell esperimento che porta il suo nome (cfr. 1.7), elaborò il modello nucleare dell atomo (figura 1). Secondo questo modello, l atomo è costituito prevalentemente da spazio vuoto, al cui interno si muovono rapidamente gli elettroni, e da un piccolo nucleo denso e positivo, dove si trovano i protoni e i neutroni (cfr. 1.8). Rutherford ipotizzò per l atomo una struttura planetaria, in cui il nucleo rappresentava il Sole e gli elettroni si comportavano come i pianeti. Gli elettroni ruotavano attorno al nucleo lungo traiettorie circolari. Questa ipotesi però non poteva essere accettata in quanto, a differenza dei pianeti, gli elettroni sono corpi elettricamente carichi in movimento e, sotto l azione del campo elettrico dell atomo, avrebbero dovuto perdere energia collassando nel nucleo (figura 2). Il modello non riusciva perciò a spiegare il comportamento degli elettroni, sia per quanto riguardava il tipo di movimento sia la loro traiettoria. Il modello di Rutherford fu quindi affinato e migliorato. Esistono vari modelli, con livelli di complessità differenti, che sono in grado di spiegare la distribuzione degli elettroni attorno al nucleo. A seconda dei casi risulta conveniente utilizzare un modello piuttosto che un altro per spiegare la struttura elettronica degli atomi. 2. > Il modello a gusci Un modello che spiega la struttura elettronica degli atomi in modo semplice, ma con risultati sufficientemente dettagliati per interpretare il comportamento chimico di molti elementi, e di tutti gli elementi di interesse biologico, è il modello a gusci, secondo cui: gli elettroni non sono distribuiti uniformemente nel volume attorno al nucleo, ma sono sistemati in zone definite chiamate gusci (figura 3). Il modello a gusci permette di determinare il modo in cui gli elettroni sono sistemati attorno al nucleo. Il modello può essere così schematizzato: I gusci hanno dimensioni ed energia diverse. Il volume e l energia del guscio aumentano all aumentare della distanza dal nucleo; Parte positiva Parte negativa M figura 1 Secondo il modello nucleare gli atomi sono formati da una piccolissima parte centrale, il nucleo, dove è concentrata tuta la carica positiva, e da una parte periferica, molto grande e praticamente vuota, dove si trovano gli elettroni. Elettrone + Nucleo M figura 2 Secondo le leggi dell elettromagnetismo una particella carica in moto circolare libera energia emettendo radiazioni. Di conseguenza l elettrone avrebbe dovuto diminuire la sua velocità e cadere sul nucleo seguendo un orbita a spirale. Terzo guscio Secondo guscio Primo guscio ogni guscio può contenere un numero limitato di elettroni, che dipende dalle dimensioni del guscio. Il numero di elettroni che può essere contenuto in un dato guscio è uguale per tutti gli atomi; il primo guscio può contenere al massimo 2 elettroni, il secondo e il terzo guscio 8, il quarto e il quinto guscio 18, il sesto e il settimo 32, anche se effettivamente viene completato con 26 elettroni (tabella 1). gli elettroni occupano i gusci a partire da quello a energia inferiore, cioè da quello più vicino al nucleo. Se un guscio risulta completo gli eventuali altri elettroni devono essere contenuti nel guscio immediatamente successivo. M figura 3 Secondo il modello a gusci gli elettroni si distribuiscono su strati concentrici attorno al nucleo. La figura, non in scala, riporta i primi tre gusci elettronici. La chimica di Rippa - primo biennio - Italo Bovolenta editore 1

2 La disposizione elettronica attorno al nucleo non è mai casuale in quanto, come detto, il modello prevede un particolare ordine di riempimento dei gusci. Gli elettroni si dispongono preferibilmente nei gusci a minor energia, in questo modo l atomo si trova in uno stato di maggior stabilità, chiamato stato fondamentale. La disposizione degli elettroni attorno al nucleo è chiamata configurazione elettronica: la configurazione elettronica di un elemento rappresenta il numero e la distribuzione degli elettroni nei vari gusci attorno al nucleo. Per esempio il magnesio (Mg, Z = 12) dispone 2 elettroni nel primo guscio, 8 elettroni nel secondo e i restanti 2 elettroni nel terzo guscio (figura 4). La configurazione elettronica del magnesio è così rappresentata: Mg: 2, 8, 2 GUSCIO NUMERO MASSIMO DI ELETTRONI (26) M tabella 1 Gli elettroni occupano al massimo sette gusci attorni al nucleo. L elemento noto più pesante, il copernicio (Z = 112), dispone 26 elettroni nel guscio più esterno, che può comunque contenere 32 elettroni. figura 4 Allo stato fondamentale il magnesio ha 2 elettroni nel primo guscio, 8 nel secondo e solo 2 nel terzo guscio. metti a fuoco Esistono prove sperimentali della struttura elettronica a gusci. L analisi delle energie di ionizzazione degli atomi dei vari elementi ha confermato il modello di atomo con una distribuzione di elettroni a strati concentrici attorno al nucleo. 3. > Configurazione elettronica e Sistema periodico Il Sistema periodico ordina tutti gli elementi chimici per numero atomico crescente e li raggruppa in modo che gli elementi chimici con proprietà chimico-fisiche simili facciano parte dello stesso gruppo (cfr. 3.4). Abbiamo visto che la configurazione elettronica del magnesio è: 2, 8, 2. Proviamo a confrontarla con la configurazione elettronica di altri elementi che si trovano nel suo stesso gruppo del Sistema periodico. Il gruppo 2, oltre al magnesio, contiene il berillio, il calcio, lo stronzio, il bario e il radio. Per esempio il berillio (Be, Z = 4) dispone 2 elettroni nel primo guscio e i restanti 2 elettroni nel secondo. La configurazione elettronica risulta quindi: Be: 2, 2 Consideriamo ora il calcio (Ca, Z = 20). La sua configurazione elettronica risulta: Ca: 2, 8, 8, 2 Confrontando le configurazioni elettroniche di tutti gli elementi del gruppo 2 (tabella 2), si nota come tutti gli elementi abbiano 2 elettroni nel loro ultimo guscio. Il numero di elettroni nel guscio più esterno rappresenta la configurazione elettronica esterna di un elemento. Gli elementi che fanno parte di uno stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna. Per ricavare la configurazione elettronica esterna di un elemento non è necessario scriverne tutta la configurazione elettronica, in quanto il numero di elettroni nel guscio più esterno può essere facilmente ricavato dalla posizione dell elemento nella Tavola periodica (tabella 3). Per i gruppi 1 e 2 il numero di elettroni nell ultimo guscio coincide con il numero del gruppo, mentre per i gruppi dal 13 al 18 per ottenere la configurazione elettronica esterna occorre sottrarre 10 al numero del gruppo: configurazione elettronica esterna = n gruppo 10 Per esempio la configurazione elettronica esterna di tutti gli elementi del gruppo 17 è = 7. Per gli elementi di transizione la configurazione elettronica esterna è sempre 2. ELEMENTO Z PERIODO OCCUPATO Be 4 2 2, 2 Mg , 8, 2 Ca , 8, 8, 2 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA Sr , 8, 8, 18, 2 Ba , 8, 8, 18, 18, 2 Ra , 8, 8, 18, 18, 32, 2 tabella 2 Tutti gli elementi del gruppo 2 hanno la stessa configurazione elettronica esterna. I metalli alcalino terrosi hanno due elettroni nel loro ultimo guscio. Gli elettroni del guscio più esterno sono indicati in rosso. GRUPPO CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA M tabella 3 La configurazione elettronica esterna di un atomo può essere facilmente ricavata dal gruppo del Sistema periodico in cui si trova l elemento. Gli atomi degli elementi di transizione hanno sempre 2 elettroni nel guscio più esterno in quanto gli elettroni in più rispetto all elemento del gruppo 2 dello stesso periodo occupano il guscio immediatamente più interno. La chimica di Rippa - primo biennio - Italo Bovolenta editore 2

3 In alcune versioni del Sistema periodico è riportata anche una seconda numerazione con numeri romani di alcuni gruppi. Questa numerazione indica i gruppi 1 e 2 rispettivamente con i numeri romani I e II ed i gruppi dal 13 al 18 con numeri romani dal III al VIII. In questo caso la configurazione elettronica degli elementi di questi gruppi è indicata direttamente dal numero romano del gruppo in cui si trovano. Dalla tabella 2 si nota inoltre che il numero di gusci occupati da ciascun elemento corrisponde con il periodo in cui si trova l elemento nel Sistema periodico. La configurazione elettronica esterna di un elemento è determinata dalle sue coordinate chimiche (cfr. 3.4). Per esempio lo zolfo (S, Z = 16) ha coordinate chimiche «periodo 3, gruppo 16», per cui avrà = 6 elettroni nel terzo guscio. Come abbiamo già detto, per come è stata ricavato il Sistema periodico da Mendeleev, gli elementi che fanno parte di uno stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili e, come abbiamo appena visto, hanno anche la stessa configurazione elettronica esterna. È quindi lecito supporre che la reattività di un elemento dipenda dal numero di elettroni nel guscio più esterno: le proprietà chimiche di un elemento chimico dipendono dalla sua configurazione elettronica esterna. 4. > I simboli di Lewis La configurazione elettronica esterna di un elemento può essere rappresentata in modo semplice e utile con un metodo messo a punto dal chimico statunitense Gilbert Newton Lewis ( ). Ogni elettrone del guscio più esterno viene indicato con un puntino e scritto attorno al simbolo chimico dell elemento. I puntini-elettroni vengono disposti attorno al simbolo inserendoli progressivamente uno per lato. Solo quando sono stati inseriti quattro puntini-elettroni i puntini possono essere accoppiati. Attorno a un simbolo si possono disegnare al massimo otto puntinielettroni (figura 5). Le strutture rappresentate con questo metodo sono chiamate simboli di Lewis. GRUPPO Li Be B C N O F Ne figura 5 I simboli di Lewis degli elementi dei gruppi principali del periodo 2. Nei simboli di Lewis si distinguono elettroni singoli, chiamati «elettroni spaiati» o «singoletti» e elettroni accoppiati, chiamati «doppietti elettronici». I gas nobili sono gli unici elementi che non hanno elettroni spaiati. 5. > I legami chimici e la regola dell ottetto Le sostanze chimiche formate da atomi singoli sono molto rare in natura, infatti la maggior parte degli atomi degli elementi si combinano con altri atomi per formare le molecole. Solo gli elementi del gruppo 18, i gas nobili, si trovano nella forma di atomi isolati, cioè in forma monoatomica. Tutti gli atomi degli altri elementi si uniscono attraverso la formazione di legami chimici: 1 He i legami chimici sono forze attrattive di tipo elettrostatico che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei composti ionici. 2 Ne La stabilità chimica dei gas nobili è alla base dell interpretazione elettronica della formazione del legame chimico fornita da Lewis nel Secondo Lewis l inerzia chimica degli elementi chimici del gruppo 18 è dovuta alla loro particolare configurazione elettronica esterna che risulta molto stabile. Tutti i gas nobili hanno infatti otto elettroni nel loro guscio più esterno, che risulta quindi completo (figura 6). Secondo l interpretazione di Lewis del legame chimico, chiamata regola dell ottetto: ogni atomo tende, quando si lega con altri atomi, a raggiungere la configurazione elettronica esterna uguale a quella del gas nobile con numero atomico a lui più vicino, cioè con otto elettroni nel guscio più esterno. PERIODO Ar Kr Xe Rn figura 6 La configurazione elettronica esterna dei gas nobili è stabile in quanto tutti gli elettroni sono accoppiati. Anche i due elettroni dell elio sono accoppiati, questo perché il primo guscio può contenere solo due elettroni e pertanto è completo. La chimica di Rippa - primo biennio - Italo Bovolenta editore 3

4 La configurazione con otto elettroni nel guscio più esterno è chiamata configurazione a ottetto. Gli atomi che non hanno otto elettroni nel guscio più esterno si trovano in una situazione di instabilità, quindi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica esterna stabile. Esistono diversi modi con cui un atomo può raggiungere la configurazione a ottetto: un atomo può raggiungere la configurazione a ottetto del gas nobile più vicino cedendo, acquistando o condividendo elettroni. Il modo con cui un atomo raggiunge la configurazione a ottetto determina il tipo di legame chimico che l elemento forma. Esistono tre tipi di legame chimico: il legame ionico, il legame covalente e il legame metallico. 6. > Il legame ionico Consideriamo il composto NaF. Per comprendere la natura del legame che unisce il fluoro (F, Z = 9) al sodio (Na, Z = 11) occorre considerare le configurazione elettroniche esterne dei due atomi. Il sodio è un elemento del gruppo 1 ed ha quindi un elettrone nel guscio più esterno, il terzo. Il gas nobile a lui più vicino nella Tavola periodica è il neon (Ne, Z = 10). Per assumere la configurazione elettronica del neon il sodio deve cedere l unico elettrone che ha nel terzo guscio. In questo modo si viene a trovare con il secondo guscio con otto elettroni. L atomo di sodio si trova ora in una situazione di sbilanciamento di cariche, in quanto ha 19 protoni e solo 18 elettroni. Il numero dei protoni è superiore a quello degli elettroni e l atomo di sodio possiede una carica positiva. Si è formato un catione Na + (cfr. 1.6). Ragionando nello stesso modo per il fluoro, vediamo che è nel gruppo 17, quindi ha sette elettroni nel guscio più esterno, il secondo, e gli manca un elettone per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile a lui più vicino. Acquistando l elettrone che è stato ceduto dal potassio completa il secondo guscio e raggiunge la configurazione elettronica a ottetto. Anche l atomo di fluoro non è più neutro. Al contrario del sodio, il fluoro ha un elettrone in più (10) rispetto al numero di protoni presenti (9), per cui possiede una carica negativa e si è formato un anione F. In figura 7 è rappresentata la formazione del legame tra sodio e fluoro nel composto NaF. Ioni di carica opposta si attraggono reciprocamente. L attrazione elettrostatica che si instaura tra ioni di carica opposta è alla base del legame che tiene uniti gli ioni sodio e fluoro, il legame ionico: Na + F Na + + F figura 7 Per raggiungere la configurazione a ottetto un atomo di sodio deve cedere un elettrone e un atomo di fluoro deve acquistare un elettrone. Si ha quindi il trasferimento di un elettrone dall atomo di sodio, che si trasforma nel catione Na +, all atomo di fluoro, che si trasforma nell anione F. il legame ionico è una forte attrazione elettrostatica che si instaura tra ioni di carica opposta. Vediamo ora la formazione del legame ionico tra calcio e cloro. Il calcio (Ca; Z = 20) è un elemento del gruppo 2, quindi raggiunge la configurazione a ottetto cedendo i due elettroni del guscio più esterno. In questo modo si forma il catione Ca 2+. Il cloro, appartiene al gruppo 17 e quindi, come abbiamo già visto per il fluoro, completa il guscio più esterno acquistando un elettrone, in modo da formare l anione Cl. Il calcio cede due elettroni per raggiungere l ottetto, mentre il cloro ne acquista soltanto uno. Occorrono quindi due atomi di cloro per acquistare i due elettroni ceduti dal calcio (figura 8). La formula del composto che si forma tra calcio e cloro è quindi CaCl 2. I composti caratterizzati dalla presenza di legami ionici sono chiamati composti ionici. Nei composti ionici non esistono vere e proprie molecole, ma ioni di carica opposta che si attraggono reciprocamente. Quando scriviamo la formula NaF non intendiamo indicare la presenza di una molecola formata da un atomo di sodio e uno di fluoro; la formula, in questo caso, significa che c è uno ione Na + per ogni ione F, cioè i due ioni sono nel rapporto 1 : 1. Gli ioni, avendo carica opposta, si riuniscono tutti insieme e formano aggregati con una disposizione ordinata (figura 9). Tipica dei composti ionici è la struttura solida cristallina (vedi 7.3). Tutti i composti ionici sono solidi a temperatura ambiente e sono caratterizzati da alte temperature di fusione. Questo fatto evidenzia come il legame ionico sia un legame molto forte. È necessaria una grande quantità di energia per allontanare gli ioni e rompere il legame. Ca ++ Cl Ca Cl Cl Cl figura 8 I due elettroni ceduti dall atomo di calcio vengono acquistati da due atomi di cloro. La formula del composto è pertanto CaCl 2. figura 9 La struttura cristallina del composto NaF. Le sfere rosse rappresentavano gli ioni Na + quelle verdi gli ioni F. Nei composti ionici ogni ione è legato a tutti quelli che lo circondano. La chimica di Rippa - primo biennio - Italo Bovolenta editore 4

5 7. > Il legame covalente Il cloro si trova in natura sotto forma di molecola biatomica, cioè formata da due atomi di cloro legati insieme. Proviamo a vedere il modo con cui i due atomi sono uniti. A entrambi gli atomi, essendo identici, manca un solo elettrone per raggiungere la configurazione a ottetto. Se formassero un legame ionico un atomo dovrebbe cedere un elettrone all altro. In questo modo solo uno dei due atomi avrebbe il guscio più esterno completo, mentre la configurazione elettronica dell altro si allontanerebbe dall ottetto. Il trasferimento di elettroni da un atomo a un altro, necessario per la formazione del legame ionico, avviene solo se uno degli atomi impegnati nella formazione del legame è in grado di attirare gli elettroni maggiormente rispetto all altro atomo. Il legame ionico non può quindi formarsi tra due atomi dello stesso elemento, in quanto attirano gli elettroni con la stessa forza. Deve pertanto esistere un altro modo con cui i due atomi di cloro si legano. I due atomi di cloro possono raggiungere la configurazione a ottetto mettendo in comune un elettrone ciascuno (figura 10 A). Gli elettroni così condivisi fanno parte contemporaneamente del guscio più esterno di entrambi gli atomi. È questa condivisione che permette ad entrambi gli atomi di disporre di otto elettroni nel guscio più esterno. Il raggiungimento della configurazione a ottetto attraverso la condivisione di elettroni è chiamato legame covalente: il legame covalente è la forza che unisce due atomi che hanno una coppia di elettroni in comune. A B figura 10 (A), l attrazione da parte del nucleo di un atomo nei confronti di un elettrone dell altro atomo porta alla condivisione di coppie di elettroni. (B), Il legame covalente può essere rappresentato con un trattino tra i simboli degli elementi. Il legame covalente viene rappresentato con un trattino che unisce i simboli degli elementi (figura 10 B). Il legame covalente si forma anche tra atomi di elementi diversi. Se un atomo attira maggiormente gli elettroni rispetto all altro, ma non è in grado di strapparli, non si possono formare ioni. Per esempio la molecola di acqua ha formula H 2 O ed è costituita da due atomi di idrogeno e uno di ossigeno. L ossigeno mette in comune un elettrone con ciascuno degli atomi di idrogeno, che fanno la stessa cosa. L ossigeno e i due atomi di idrogeno formano quindi due legami covalenti (figura 11). Il numero di legami covalenti che un atomo può formare è uguale al numero di elettroni spaiati, cioè non accoppiati, che ha nel guscio più esterno. A volte gli atomi si legano tra loro mettendo in comune più di un elettrone ciascuno. Per esempio, nella formazione del composto O 2 i due atomi di ossigeno condividono due coppie di elettroni. I due legami covalenti che si formano prendono il nome di doppio legame. Nel caso della condivisione di tre coppie di elettroni si parla di triplo legame. I composti caratterizzati da legami covalenti formano molecole. Allo stato solido formano aggregati caratterizzati da una struttura cristallina, ma la presenza di molecole e non di ioni rende le forze di attrazione più deboli rispetto ai composti ionici. Di conseguenza questi composti hanno una minore temperatura di fusione rispetto ai solidi ionici. H O H H O H H O H figura 11 L ossigeno si trova nel gruppo 16, ha di conseguenza sei elettroni nel guscio più esterno e gli occorrono due elettroni per raggiungere la configurazione a ottetto. I due atomi di idrogeno hanno un elettrone nel loro guscio più esterno, il primo, ed hanno bisogno di un elettrone per completarlo (il primo guscio può contenere al massimo due elettroni). L atomo di ossigeno può condividere una coppia di elettroni con ciascun atomo di idrogeno, in questo modo tutti e tre gli atomi raggiungono la configurazione del gas nobile più vicino. 8. > L elettronegatività e la natura del legame Come abbiamo visto, spesso il legame covalente si forma tra atomi di elementi che attraggono gli elettroni con diversa forza. La tendenza di un atomo ad attirare la coppia di elettroni impegnata in un legame covalente è chiamata elettronegatività. L elettronegatività è espressa tramite numeri adimensionali che sono stati ottenuti da numerosi dati sperimentali. Esistono varie scale di elettronegatività, la più utilizzata è quella di Linus Pauling ( ) che attribuisce al fluoro, che è l elemento più elettronegativo, valore 4,0 e al francio, l elemento meno elettronegativo, valore 0,7 (tabella 4). La chimica di Rippa - primo biennio - Italo Bovolenta editore 5

6 H 2,1 tabella 4 Valori di elettronegatività degli elementi chimici secondo la scala di Pauling. Li Be B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al Si P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 K 0,8 Ca Sc 1,3 Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As 2,0 Se 2,4 Br 2,8 Rb 0,8 Sr Y 1,2 Zr 1,4 Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 1,7 In 1,7 Sn Sb Te 2,1 I 2,5 Cs 0,7 Ba 0,9 La Hf 1,3 Ta W 1,7 Re Os Ir Pt Au 2,4 Hg Tl Pb Bi Po 2,0 At Due atomi con la stessa elettronegatività attirano le coppie di elettroni di legame con la stessa forza, per cui le cariche negative degli elettroni impegnati nel legame sono distribuite in modo simmetrico rispetto al centro dei nuclei degli atomi (figura 12 A). La stessa cosa si ottiene se gli atomi hanno solo una piccola differenza di elettronegatività. Il legame covalente che si forma è chiamato legame covalente apolare o omopolare. Nel caso in cui gli atomi impiegati nella formazione del legame abbiano valori di elettronegatività diversa, l atomo dell elemento più elettronegativo attira verso il suo nucleo la coppia di elettroni di legame, accumulando una piccola carica negativa. Sull altro atomo, di conseguenza, sarà presente una carica di uguale intensità ma di segno opposto (figura 12 B). Il legame chimico appena descritto prende il nome di legame covalente polarizzato o eteropolare. Convenzionalmente un legame chimico viene considerato covalente apolare se la differenza di elettronegatività tra i due atomi che si legano è inferiore a 0,4. Nel caso la differenza sia compresa tra 0,4 e il legame è covalente polarizzato, mentre se è superiore a il legame è ionico. Per esempio, nella molecola dell acqua la differenza di elettronegatività tra ossigeno e idrogeno è 1,4. I due legami sono pertanto covalenti polarizzati (figura 13). A figura 12 (A), nel legame covalente apolare le cariche sono distribuite in modo simmetrico rispetto al centro dei due nuclei e non si ha uno sbilanciamento di cariche. (B), nel legame covalente polare l atomo più elettronegativo attira maggiormente la coppia di elettroni di legame e assume una piccola carica negativa. Le cariche parziali vengono indicate con il simbolo δ (delta). B δ + δ 9. > Il legame metallico I metalli hanno particolari proprietà fisiche come: l elevata conducibilità elettrica e termica, la duttilità e la malleabilità (cfr. 3.5). I metalli, escluso il mercurio, sono tutti solidi a temperatura ambiente e hanno un punto di fusione generalmente alto. La formazione del legame ionico e del legame covalente non spiegano queste caratteristiche. Le proprietà dei metalli vengono interpretate utilizzando un altro modello, il legame metallico. I metalli sono elementi che cedono facilmente elettroni del loro guscio più esterno per raggiungere la configurazione a ottetto, formando cationi. Gli elettroni ceduti non vengono acquistati da nessun atomo e si distribuiscono nell intero solido metallico. Un metallo allo stato solido può essere considerato come costituito da un insieme di cationi, disposti con regolarità, circondati da elettroni. Un elettrone è attirato contemporaneamente da tutti i cationi circostanti (figura 14). Si può quindi affermare che: δ + δ δ + figura 13 Il modello a bastoncini e pallini della molecola d acqua mostra come le coppie di elettroni condivise siano spostate verso l atomo di ossigeno, più elettronegativo, che assume quindi una parziale carica negativa (δ ), mentre gli atomi di idrogeno assumuno una parziale carica positiva (δ + ). Le frecce rosse indicano lo spostamento di elettroni. un corpo metallico è costituito da un aggregato geometricamente ordinato di soli cationi immersi in una nube di elettroni che si distribuisce in tutto il corpo. Il legame metallico spiega le proprietà dei metalli. Gli elettroni si spostano con facilità da un punto all altro del corpo metallico conducendo il calore e la corrente elettrica. La formazione di una struttura cristallina formata da cationi è la causa della difficoltà con cui questi vengono allontanati. Per questo motivo i metalli hanno alta temperatura di fusione. I cationi possono invece facilmente scorrere gli uni sugli altri ed è quindi facile lavorare i metalli. figura 14 In un metallo allo stato solido ogni catione è attirato dagli elettroni, che si spostano facilmente da un atomo all altro e lo circondano come una nube; ogni elettrone è, a sua volta, attirato dai cationi che lo circondano. La chimica di Rippa - primo biennio - Italo Bovolenta editore 6