Prendendo per esempio un atomo isolato (ovvero un atomo di un gas portato a pressione estremamente ridotte) gli forniamo energia sufficiente per sottrarre elettroni, così ottenendo dei Cationi (ioni carichi positivamente). Questo processo è detto ionizzazione, dove appunto l'energia che ne corrisponde è detta energia di ionizzazione ed è divisa in:

• Energia di prima ionizzazione, ovvero l'energia che serve per allontanare l' elettrone più esterno da un atomo

• Energia di seconda ionizzazione, è l'energia che serve per estrarre un secondo elettrone da uno stesso atomo dove già avendo preso il primo sarà più difficile la ionizzazione dato che le sue cariche restanti vengono attirate con maggiore intensità.

Grazie a questo possiamo dedurre quindi che l'energia di uno stesso elemento ha valori crescenti.

Elaborato di (L.Cattedra)

Attraverso il fenomeno della rifrazione si può ottenere uno spettro continuo di emissione, come nel caso della luce bianca.

Lo spettro di emissione è composto dai colori dell’arcobaleno .

Utilizzando una fonte di luce , un prisma e uno schermo su cui leggere i risultati, possiamo analizzare l’energia luminosa di un gas rarefatto.

Questo, sottoposto a una certa temperatura, rilascia certe lunghezze d’onda e le blocca se colpito da una luce.

Nel primo caso si ottiene uno spettro a righe di emissione, nel secondo caso si ottiene uno spettro a righe di assorbimento.

Le righe spettrali sono ottenute da un composto di gas da cui è possibile riconoscere i singoli elementi , come nel caso del saggio alla fiamma.

L’analisi delle righe spettrali si chiama analisi spettrale

V.M.BATTISTI

• L’ intenzione elettrostatica, dipende da quanti protoni ed elettroni possiede un atomo e da quanto questi siano distanti tra loro

• La carica efficace, è la carica nucleare effettiva che gli elettroni esterni percepiscono realmente. Più lontano è e più è debole la forza attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni esterni.

In più il raggio atomico diminuisce da sinistra verso destra su uno stesso periodo nella tavola periodica, e aumenta dall’ alto verso il basso lungo uno stesso gruppo.

( di A. Fabrizio)

Ogni onda ha un'asse di propagazione, delle creste e dei ventri.

Le onde si misurano in base a 3 grandezze:

•lunghezza d'onda= distanza tra due creste o due ventri successivi all'onda.

•frequenza=numero di oscillazioni compiute da un onda in un'unità di tempo.

•velocità propagazione= è il rapporto tra lunghezza d'onda e il tempo che compie per fare un'oscillazione e completare un periodo.

La lunghezza d'onda e la frequenza sono inversamente proporzionali.

Tutte le frequenze delle onde elettromagnetiche costituisce lo spettro elettromagnetico ossia la distribuzione delle onde elettromagnetiche in base alla loro frequenza e alla loro lunghezza d'onda.

(Di S. Fracassi)

Questo effetto avviene solo se la frequenza della radiazione che colpisce la superficie metallica ha un valore superiore ad una determinata soglia (chiamata soglia fotoelettrica), se la frequenza non supera questa soglia gli elettroni non vengono rilasciati.

L’energia cinetica degli elettroni non dipende dall’intensità della radiazione, ma dalla sua frequenza, quello che dipende dall’intensità della radiazione è il numero di elettroni emessi.

Con questo esperimento, Einsten, dimostra che l’elettrone viene emesso solo se il metallo è colpito da una radiazione con sufficiente energia, che dipende dalla sua frequenza; infatti questo esperimento è stato realizzato per rimarcare la teoria di Planck.

(di C. Di Lallo)

(di R. M. Cirdei)

I metalli dei primi 12 gruppi sono lucenti, duttili, malleabili e si trovano spesso sotto forma di sali.

Presentano bassa energia di ionizzazione , Bassa affinità elettronica, bassa elettronica negatività e tendono a formare ioni positivi quando reagiscono.

L’andamento periodico del carattere metallico indica che i primi 12 gruppi contengono metalli, mentre dal gruppo 13 In poi compaiono semi metalli e non metalli, talvolta coesistenti nello stesso gruppo.

Gli elementi non metallici, caratterizzati da alta energia di ionizzazione, elevata affinità elettronica ed elettronica negatività, mostrano una propensione a guadagnare elettroni nelle reazioni chimiche.

Il carattere metallico aumenta scendendo lungo i gruppi e diminuisce procedendo verso destra lungo i periodi nella tavola periodica. In particolare, i metalli occupano la parte sinistra e centrale, dove l’energia di ionizzazione è minima.

(di V. Tosti)

Vennero integrate due teorie : la teoria di bohr e quella del fisico tedesco Arnold Sommerfeld.

Nasce così il modello empirico di bohr - sommerfeld e prevede che :

• esistono orbite ellittiche con diverse orientazioni per gli elettroni

• ogni livello è strutturato in più sottolivelli

A sostegno di questa ipotesi Sommerfeld introduce 2 numeri quantici , uno che descrive la forma dell’ orbita e l’ altro che rappresenta la disposizione dell orbita nello spazio.

Successivamente Louis-Victor de broglie estende a tutta la materia il concetto di dualismo onda-particella, ossia che l’elettrone si può descrivere sia come onda sia come particella.

L’energia dell’ elettrone come particella —> E=m•c2ª

L’energia dell’ elettrone come onda—> E=h•c/λ. 2

Relazione di De Broglie= m•v = h•v/λ da cui λ=h/m•v

Infine l’ elettrone può descrivere solo orbite da cui la circonferenza sia un multiplo intero (n) della sua lunghezza d’onda—> 2πr=n•λ

(G.DI DOMENICO)

Quindi: il principio di Pauli, definisce che ogni orbitale atomico può contenere al massimo due elettroni di spin opposto

(A.Popa)

( di L. Lepori)

Bohr applicò la teoria quantistica al modello dell'atomo, ed in questo modo elaborò un nuovo modello atomico.

Questo modello si basava su 5 punti:

L'elettrone si muove in orbite dette orbite stazionarie.

Ogni orbita stazionaria ha un'energia precisa.

Se l'elettrone percorre un'orbita di energia minore, è detto stato fondamentale, quando percorre un orbita di energia maggiore è detto stato eccitato.

Il passaggio da un'orbita all'altra è detto salto quantico o transizione.

L'elettrone quando è eccitato col tempo o instabile perde energia e torna alla sua orbita iniziale e questo passaggio è detto diseccitazione.

Le transizioni tra le orbite stazionarie sono le uniche permesse agli elettroni.

L'energia associata alla transizione tra le 2 orbite si calcola con l'espressione.

E_{orbita di arrivo} - E_{orbita di partenza} = h × v

Di Harnoor Saini

Un catione ha un raggio atomico inferiore rispetto all’atomo neutro corrispondente.

Ipotizziamo, per esempio, che un atomo si trasformi in anione, il nucleo poi eserciterà la sua forza di attrazione su un numero maggiore di elettroni e la carica efficace diminuirà.

La forza con la quale ogni elettrone viene attirato diminuisce e di conseguenza si ha un aumento del raggio atomico.

Un anione ha un raggio atomico maggiore rispetto all’atomo neutro corrispondente.

-se l’atomo perde un elettrone di valenza, il raggio ionico è inferiore.

-se l’atomo acquista un elettrone, il raggio ionico è maggiore.

(A. Gentili)

Nel modello di bohr l’elettrone era come su un binario e si poteva prendere in ogni momento la sua posizione e la sua velocità; ma nel 1927 werner Heisenberg enunciò il suo proprio principio.

Esso affermava che non possibile conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella come l’elettore, non possiamo sapere sì la posizione che la velocità perché la radiazione usata per l’osservazione é dotata di energia e la particella illuminata riceve una piccola spinta che cambia il suo stato di moto. Questo permette di conoscere la posizione con precisione ma l’energia trasmessa modifica la velocità.

(D.Falchetti)

• il modello particellare: luce formata da minuscole particelle, ipotizzata da Newton.

• il modello ondulatorio: luce costituita da onde, elaborata da Huygens.

(di Alessandro Evangelista)

Quando la differenza di elettronegatività tra due atomi è molto elevata, un atomo è capace addirittura di strappare gli elettroni all’altro atomo .

L’atomo che acquisisce elettroni si chiama anione (ione negativo) , mentre quello che lo perde si chiama catione (ione positivo).

Con la formazione di un legame ionico , i raggi atomici variano in conseguenza del trasferimento degli elettroni che non sono più condivisi.

I composti ionici sono appunto caratterizzati dalla presenza di legami ionici e in essi non c’è condivisione di elettroni bensì un’attrazione elettrostatica.

Nei composti ionici non esistono vere e proprie molecole, ma aggregati di ioni con carica opposta che si attraggono reciprocamente.

Una volta formati ioni positivi e negativi, si attraggono fortemente, formando aggregati con una disposizione ordinata chiamata reticolo cristallino .

A cura di (V.M Battisti)

Gli elettroni sono la barriera simmetrica intorno al nucleo, in questo modo si ha la capacità ridotta di attrarre elettroni, i gas nobili sono così stabili.

Per completare gli orbitali S e P, bisogna avere 8 elettroni. Questo viene detto "ottetto completato".

Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa distribuzione degli elettroni nella configurazione esterna e lo stesso numero di elettroni di valenza.

Possiamo pensare alla configurazione elettronica grazie al periodo di appartenenza e al gruppo, segnato da un numero romano.

(di M. Patti)

Verso la fine dell’Ottocento furono osservati alcuni fenomeni che le leggi della fisica non riusciva a spiegare. Nel 1900 Max Planck propose la teoria quantistica.

La teoria quantistica si basa sul presupposto che l’energia può essere trasferita solo in quantità ben definite ,i Quanti.

SPIEGAZIONI E FORMULA

Si può immaginare quindi che la luce non è solo costituita da onde ma anche da un insieme di quanti di energia, fotoni.

Ogni fotone trasporta una quantità di energia precisa(E) che dipende dalla sua frequenza(v) e si calcola a partire dall’equazione di Planck: E=h*v dove h è la costante di Planck e vale 6.63*10³⁴ j/s.

PER CAPIRE

Per esempio per salire un gradino dobbiamo sollevare il piede di un’altezza

Pari almeno a quella del gradino, quindi dobbiamo applicare la minima quantità di energia per salire. Ovviamente a livello macroscopico non possiamo riconoscere l’energia come quantizzata.

DOMANDA

Allora a che cosa serve sapere che l’energia è quantizzata se questo fenomeno è impossibile da percepire?

La teoria di Planck è servita per studiare le interazioni della luce con la materia e la natura della materia a dimensione atomica . Inoltre quando la luce colpisce gli atomi , questi ultimi scambiano energia.

Firma(L.Andrea)

Ciò avviene perché gli atomi tendono al maggior risparmio energetico possibile con la stabilità della loro configurazione elettronica.

Per capire meglio facciamo un esempio, ovvero cosa accade quando si forma una molecola di H2.

-Finché i due atomi sono lontani, non sono in grado di interagire.

-Quando gli atomi sono abbastanza vicini, le forze di attrazione tra il nucleo di ciascun atomo e gli elettroni di valenza dell’altro iniziano a diventare significative e sempre più forti man mano che si avvicinano.

-L'avvicinamento tra gli atomi all’inizio è più rapido, successivamente è rallentato dalla repulsione nucleare e si arresta del tutto quando si raggiunge la condizione di minor energia potenziale. Questa è la condizione in cui la molecola si forma e si mantiene unita.

Nella molecola di idrogeno i due atomi condividono una coppia di elettroni, detta coppia di legame, entrambi gli atomi, avendo due elettroni di valenza, raggiungono la configurazione elettrica dell’elio, gas nobile, quindi la stabilità energetica.

(di F. Neri)

• Gli atomi degli elementi metallici hanno bassa elettronegatività, tendono a donare gli elettroni.

• Gli elementi non metallici dei gruppi 15,16,17 raggiungono una condizione di maggiore stabilità completando il livello energetico più esterno, quindi li accettano.

• Gli elementi del gruppo 14 si suddividono tra metalli e non metalli, quindi alcuni cedono altri acquisiscono.

• I gas nobili non condividono i propri elettroni e non formano legami.

La differenza di elettronegatività e ciò che conta, influenza il comportamento degli atomi degli elementi che formano il legame e il tipo di legame. Si distinguono in:

• Legame covalente, viene attraverso la condivisione di elettroni tra due atomi.

• Il legame ionico, quando un atomo cede o acquista uno o più elettroni.

• Il legame metallico, si forma quando gli elettroni sono condivisi da un numero molto elevato di atomi.

(di D.Barbarani)

le proprietà chimiche,che hanno un andamento periodico, sono simili per elementi di uno stesso gruppo e variano man mano che ci si sposta nello stesso periodo.

L'uniformità di comportamento tra gli elementi di uno stesso gruppo dipende dal numero di elettroni di valenza. Infatti, la capacità di un atomo di reagire con un altro,legarsi ad esso o di separarsene,dipende dal numero e dall' energia degli elettroni esteri; diversamente da essi,gli elettroni interni non influenzano le proprietà chimiche dell' atomo,se non in casi molto particolari.

Infatti le proprietà chimiche degli elementi non dipendono dal numero totale degli elettroni, ma dall' configurazione elettronica esterna dei loro atomi.

-LE PROPRIETÀ DEI METALLI

Il sodio è un metallo degenere: è un metallo solo nel significato chimico della parola. Non è né rigido né elastico: è molle come la cera. Non è lucente,o meglio,lo è solo se conservato con molte attenzioni, poiché altrimenti reagisce in pochi istanti con l'aria ricoprendosi di una brutta cotenna ruvida. Con rapidità reagisce con l'acqua, sulla quale galleggia svolgendo idrogeno.

Il potassio è gemello del sodio, ma reagisce con l'aria e con l'acqua con anche maggiore energia: a contatto con l'acqua non solo svolge idrogeno, ma si infiamma anche.

Il sodio è quasi uguale al potassio ma il potassio, se reagisce con l'acqua può fare prendere fuoco alle cose,col sodio non sarebbe successo nulla. Il mestiere del chimico consiste in buona parte nel guardarsi da queste differenze, nel conoscerle da vicino e nel prevederne gli effetti.

(di G.Cianflone)

Nei gruppi vengono disposti tutti gli elementi, che disponendo dello stesso numero di elettroni sull'ultimo orbitale presentano lo stesso comportamento chimico. La tavola periodica inoltre può essere diviso in blocchi a seconda della configurazione elettronica più esterne ritroviamo il blocco s, il blocco p, il blocco d, e il blocco f.

Su ogni gruppo è indicato un numero romano accompagnato dalla lettera A o della B.

Il numero indica il numero di elettroni presenti sull'ultimo orbitale mentre la lettera indica che si trovano un corrispondente della linea di demorcazione prendono il nome di anfoteri perché possono comportare sia come metalli sia come non metalli.

I gruppi accompagnati dalla lettera A prendono diversi nomi:

1A metalli alcani

2A metalli alcani tenosi

3A terrosi

4A gruppo del cerlanio

5A gruppo dell'azoto

6A gruppo dell'ologeno

7A alogeni

8A I gas nobili

I gas nobili sono elementi stabili ovvero elementi che non hanno bisogno di fornire legami perché hanno raggiunto la loro stabilità energetica completando il loro ultimo orbitale con 8 elettroni.

L'unico elemento appartenente al gruppo dei gas nobili che ha raggiunto la sua stabilità energetica completando il suo orbitale più esterno con solo 2 elettroni è l'elio.

Gli elementi che non appartengono all'ottetto tendono a raggiungere la stabilità energetica formando legami con altri elementi da assomigliare al gas nobile corrisponde.

(Di Federico Leone)

L’energia necessaria per allontanare gli elettroni successivi al primo si dice di seconda ionizzazione (Ei2) per il secondo elettrone, di terza (Ei3) per il terzo elettrone e così via.

L’energia di ionizzazione è legata alle dimensioni degli atomi: atomi con raggio atomico elevata hanno energia di ionizzazione inferiore rispetto ad atomi con raggio atomico minore. Un elettrone più lontano dal nucleo è attratto con una forza inferiore ed è quindi più facile da strappare.

"L’ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE DIMINUISCE LUNGO IL GRUPPO DALL’ ALTO VERSO IL BASSO E AUMENTA ALL’ INTERNO DEL PERIODO DA SINISTRA VERDO DESTRA”.

Un atomo che ha raggiunto l’ottetto, cioè un gas nobile, si trova in una configurazione molto stabile, quindi l’energia di ionizzazione richiesta quando si allontana un elettrone raggiunge valori altissimi.

“SI CHIAMA AFFINITÀ ELETTRONICA ( Ae) L’ENERGIA RILASCIATA QUAJDI UN ATOMO ACCETTA UN ELETTRONE PER FORMARE UNO IONE NEGATIVO. IN QUESTO CASO SI FORMA UNO ANIONE MONOVALENTE (A-)”.

Atomi con un raggio grande ed energia di ionizzazione bassa, hanno affinità elettronica molto bassa. Al contrario atomi di piccoli dimensioni ed elevata energia di ionizzazione avranno anche elevata affinità elettronica.

( di M. Forgione )

• ∆x è maggiore a 1,7 e gli elettroni si trasferiscono dall'atomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo

• si forma soprattutto tra atomi metallici dei primi gruppi, e non metallici degli ultimi gruppi

• si ha il trasferimento di uno o più elettroni con alta differenza di elettronegatività

• formano composti ionici e non molecole

  il legame ionico è una deformazione estrema della nube elettronica del legame chimico.

  la nube elettronica è:

• omogenea e simmetrica nel legame covalente omopolare

• concentrata intorno a uno dei due nuclei nel legame covalente eteropolare

• suddivisa in due nubi nel legame ionico

( di A.Fabrizio)

Il primo(numero quantico principale) definisce il livello energetico, può assumere un valore tra 1 ≤ n ≥ 7 (si indica con la lettera n)

Il secondo numero quantico è L e ci dice che forma ha l'orbitale, il suo valore è legato a n ==> L= n-1. Se il valore di L=0 l'orbitale sarà una sfera(S), se L=1 l'orbitale sarà bilobata(P) è un orbitale asimmetrico perche si appoggia in una sola asse, per garantire quindi la simmetria si divide in P_y - P_x - P_z e si dicono isoenergetici.

Se L=2 ==> d e ne esistono 5 isoenergetici e la sua forma può variare in base al valore di m: tetralobata (4 lobi) o bilobata con un anello equatoriale.

Se L=3 ==>F ne esistono 7 isoenergetici anche qui le dimensioni aumentano all'aumentare di m.

Il terzo numero quantico è m mi fa capire dove si trovano (quando ci sono) gli elettroni fra gli orbitali isoenergetici, può assumere valori compresi -L ≤ m ≤ +L.

Il quarto numero quantico, detto anche spin(m_s) è indipendente dagli altri numeri quantici e può avere un valore che decidiamo noi tra: +½ ; -½ è legato al campo magnetico generato dall'elettrone, due elettroni con lo stesso m_s hanno spin parallelo, con m_s opposto hanno invece spin antiparallelo.

Lo spin è rappresentato da una freccia verso l'alto o verso il basso↑↓

(di A. Di Dio)

•il blocco s= include i gruppi 1 e 2 e riunisce gli elementi i cui elettroni più esterni occupano l'orbitale s dell'ultimo livello energetico e sono 2 gruppi.

•il blocco p= include i gruppi dal 13 al 18 e riunisce gli elementi i cui elettroni più esterni occupano gli orbitali P dell'ultimo livello energetico e sono 6 gruppi.

•il blocco d= include i gruppi da tre al 12 e riunisce gli elementi i cui elettroni più esterni occupano gli orbitali di del livello energetico n-1 il cui orbitale S è stato completato ,il blocco è costituito da 10 gruppi.

•il gruppo f= riunisce gli elementi dal 58 al 71 e dal 91 al 103 i cui elettroni più esterni occupano gli orbitali F del livello energetico n - 2.

I blocchi s e p comprendono i cosiddetti gruppi rappresentativi, il blocco di gli elementi di transizione mentre il blocco F comprende i due sotto periodi dei lantanidi e degli attinidi cioè costituiscono gli elementi di transizione interna. Gli elementi di ciascun gruppo hanno la stessa configurazione esterna. Gli elementi di uno stesso periodo hanno la stessa configurazione elettronica interna.

Di conseguenza i due nuclei attirano gli elettroni con la stessa forza di legame e hanno stessa probabilità di trovarsi vicino a uno dei due nuclei quindi parliamo di legame covalente omopolare.

Il Legame covalente omopolare si stabilisce tra atomi uguali.

Il legame covalente omopolare si può formare anche tra atomi di elementi diversi a condizione che la differenza di elettronegatività sia molto ridotta (inferiore o uguale a 0.4).

Se la differenza di elettronegatività è maggiore di 0.4 allora si tratta di legame covalente eteropolare. In questo caso la coppia di elettroni e di legame non è equamente condivisa ma è in parte localizzata sul lato più elettronegativo che esercita una maggiore forza attrattiva.

Sui due atomi impegnati in un legame covalente eteropolare si instaura una carica elettrica parziale, l'atomo più elettronegativo a carica parziale negativa e l'atomo meno elettronegativo a carica parziale positiva.

Se rappresentiamo gli elettroni e di legame come una nuvola di elettricità negativa, si verificano i seguenti casi:

• Quando il legame è omopolare, La nuvola è completamente centrata tra i due atomi

• Quando il legame è eteropolare, la coppia elettronica è più spostata verso l'atomo più elettronegativo, quindi la nuvola è asimmetrica.

(Elaborato di L.Cattedra, G.Di Domenico, A.Popa)

Nella moderna tavola periodica gli elementi sono ordinati in base al loro numero atomico Z.

Nella tavola sono riportati 118 elementi:

-90 sono presenti in natura

-gli altri sono ottenuti artificialmente in laboratori

Ogni elemento è individuato in modo univoco dalle sue coordinate chimiche, cioè dall’appartenenza a un periodo e a un gruppo.

(di Matteo Farneti)

I legami sigma ( σ ) è in genere molto intenso perché la sovrapposizione è massima.

Nel legame pi greco ( π ), la formazione di un legame doppio coinvolge un posizionamento nello spazio diverso degli orbitali che si sovrappongono e dell'orbitale che si forma.

Per esempio, 2 orbitali p tra loro si sovrappongono lateralmente.

La nube che si forma ha una forma che potrebbe ricordare a una coppia di fagioli, che si dispongono una sopra e una al di sotto dei nuclei. Nel legame pi greco la sovrapposizione è minore che nel legame sigma e gli elettroni di legame sono più distanti dal nucleo, quindi il legame è più debole.

Fabrizi . M

Con questa teoria, la rappresentazione del legame viene completamente rivista: al legame non concorrono solo gli elettroni di valenza, ma tutti gli elettroni di un atomo e quindi tutti i suoi orbitali; nella molecola non ci sono più elettroni appartenenti ai singoli atomi, ma si assiste a una loro ridistribuzione su nuovi livelli energetici che sono caratteristici della molecola stessa, detti appunto orbitali molecolari.

La funzione d'onda dell'orbitale molecolare permette di calcolare la densità elettronica, cioè la probabilità di trovare un elettrone in una certa regione di spazio.

Il numero degli orbitali molecolari è lo stesso degli orbitali atomici che partecipano alla formazione della molecola.

• L'orbitale molecolare di legame deriva da una combinazione costruttiva e genera una situazione di grande stabilità energetica.

• L'orbitale molecolare di antilegame deriva da una combinazione distruttiva di funzioni matematiche in cui viene addirittura favorita la repulsione tra nuclei e la loro separazione.

Gli orbitali molecolari si scrivono indicando la loro simmetria.

Gli orbitali di antilegame sono contrassegnati con un asterisco in apice.

Gli orbitali molecolari si riempiono come gli orbitali atomici

(di A.Fabrizio, G.Cianflone)

Non si può fare più di un legame triplo con uno stesso elemento pero ci sono anche atomi che possono fare 5 legami singoli ma con due diversi atomi.

le reazioni chimiche avvengono con gli elettroni di valenza, ovvero gli elettroni piu esterni ( negli orbitali) .

In un grafico che rappresenta un legame possiamo trovare:

Ep= Energia potenziale ( affinché il legame avvenga deve essere stabile quindi ha bassa energia ).

Distanza tra gli atomi ( misurata in nanometri ).

Punto minimo dell energia potenziale ( di legame ) .

In piu possiamo dire che all’ aumentare del raggio atomico aumenta la distanza del legame aumenta la distanza del legame.

(Di N.Saburri)

RUOLO DI ACCETTORE DELL’OSSIGENO NEL LEGAME DATIVO

L’atomo d’ossigeno non ha orbitali vuoti e la sua configurazione elettronica esterna presenta 2 doppietti e 2 elettroni spaiati e quindi secondo la teoria VB l’atomo di ossigeno può accoppiare due elettroni singoli in un unico orbitale P. A causa dell’elevata elettronegativitá ,l’ossigeno può anche comportarsi come donatore,anche se raramente.

Il legame dativo spiega anche la formazione dei composti di coordinazione .

COMPOSTI DI COORDINAZIONE

Si formano tra atomi donatori che hanno uno o più doppietti elettronici non impegnati e atomi accettori come ioni metallici oppure molecole in cui sono presenti atomi con orbitali vuoti.

Quando l’accettore è uno ione metallico si origina uno ione complesso come lo ione tetramminorame.

La teoria VB permette di spiegare in modo convincente anche il legame metallico. si può immaginare, infatti, che gli orbitali di tutti gli atomi del cristallo metallico si sovrappongano, così da formare una sorta di nube elettronica diffusa che si estende a tutti i nuclei.

Nel cristallo quindi non si formano degli orbitali di legame, ma delle bande dette bande di valenza, che sono estese a tutto il cristallo dove gli elettroni sono liberi di muoversi e di condurre facilmente calore e corrente elettrica.

( ~di A.Lepori e D.Falchetti)

Il legame dativo spiega la formazione di ioni come NH⁺_⁴ e molecole come acido cloroso HCLO₂. L'atomo di azoto dell'ammoniaca NH₃ ha un doppietto libero nell'orbitale 2_s e può comportarsi da donatore; lo ione Ha⁺ può agire da accettore in quanto l'orbitale 1_s è completamente vuoto: si stabilisce così il legame dativo e si forma uno ione poliatomico, lo ione ammonio NH⁺_4.

Quando un atomo ha un orbitale vuoto si dice che possiede una lacuna elettronica.

Vediamo il caso del cloro, che può raggiungere l'ottetto legando un solo atomo di ossigeno. Per esempio, nell'acido cloroso, HClO₂ , si forma un legame dativo tra il cloro(atomo donatore)

e l'ossigeno (atomo accettore): il cloro ha doppietti non condivisi nel proprio strato di valenza, mentre l'ossigeno richiede due elettroni per completare il proprio.

( Di S. Harnoor, L. Federico, L. Luca)

Gli ioni metallici positivi esercitano un’attrazione nei confronti degli elettroni mobili che li circondano.

Le caratteristiche fisiche dei metalli sono:

• elevata conducibilità termica ed elettrica

• alta temperatura di fusione e struttura cristallina

• duttilità e malleabilità

(Firma di Robert-Manuel Cirdei, Margherita Forgione e Aurora Gentili)

Gli ioni metallici positivi esercitano un'attrazione nei confronti degli elettroni mobili che li circondano.

Le proprietà fisiche dei metalli sono:

• elevata conducibilità elettrica e termica

• duttilità

• malleabilità

• punto di fusione generalmente alto

(di R.M.Cirdei, A.Gentili, M.Forgione)