Regola dell’ottetto

Gilbert_Newton_Lewis

Dopo queste lunghe vacanze invernali si ricomincia… Nell’immagine Gilbert Newton Lewis, che ha introdotto, fra l’altro, l’utile regola dell’ottetto, di cui si parla in questa pagina.

Dopo aver riordinato per bene tutti gli elementi nella Tavola Periodica, e aver visto che

gli elementi che appartengono allo stesso gruppo godono di proprietà chimiche molto simili
 
e che gli elementi che appartengono allo stesso periodo variano gradualmente le loro proprietà

alla luce del modello atomico che utilizziamo, quello che si osserva è che

elementi che appartengono allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna
 
e che elementi dello stesso periodo differiscono dal precedente per un solo elettrone

Quel che voglio dire è che esiste una stretta correlazione fra comportamento chimico e configurazione elettronica esterna.

La proprietà che accomuna tutti gli elementi dell’VIII gruppo della Tavola Periodica, quello dei gas nobili, è la scarsa o nulla propensione a formare molecole e composti, quindi la loro stabilità chimica.
Tutti questi elementi hanno il loro livello energetico più esterno completo: l’elio ha due elettroni, tutti gli altri otto elettroni.

Per gli altri elementi dei gruppi principali della Tavola Periodica vale, entro certi limiti, la seguente regola empirica, chiamata regola dell’ottetto:

ogni atomo tende, attraverso la formazione di legami chimici, ad acquistare o a perdere o a mettere in compartecipazione elettroni fino a raggiungere una configurazione elettronica esterna costituita da otto elettroni (uguale a quella del gas nobile più vicino nella tavola periodica) [due elettroni nel caso di elementi prossimi all’elio].

Ad esempio, al fluoro (configurazione $ \sf [He]\ 2s^2 2p^5 $) manca un solo elettrone per completare l’ottetto, mentre il sodio (configurazione $ \sf [Ne]\ 3s^1 $), lo completa perdendo un elettrone.

In una reazione fra questi due elementi, il fluoro acquista un elettrone trasformandosi nell’anione $\sf F^- $, il sodio cede un elettrone trasformandosi in $\sf Na^+ $. I due ioni, poi, essendo di carica opposta, si attraggono formando il composto $\sf NaF $, il fluoruro di sodio.

In una reazione fra ossigeno e magnesio, cosa accade? L’ossigeno $ \sf \left( [He]\ 2s^2 2p^4 \right) $ tenderà ad acquistare due elettroni trasformandosi in $\sf O^{-\ -} $, il magnesio $ \sf \left( [Ne]\ 3s^2 \right)$ cede due elettroni trasformandosi in $\sf Mg^{++} $. Il composto che si forma in questo caso è l’ossido di magnesio, $\sf MgO $.

In una reazione fra ossigeno e sodio, cosa accade? L’ossigeno $ \sf \left( [He]\ 2s^2 2p^4 \right) $ tenderà ad acquistare due elettroni trasformandosi in $\sf O^{-\ -} $, il sodio $ \sf \left( [Ne]\ 3s^1 \right) $ cede un elettrone trasformandosi in $\sf Na^{+} $. Come si vede, per poter completare l’ottetto, ogni atomo di ossigeno ha bisogno di due atomi di sodio; l’ossido di sodio ha formula $\sf Na_2 O $.

L’ultimo esempio di oggi è solo un pochino più complicato. La reazione è quella fra ossigeno e alluminio. Come abbiamo già visto più sopra, l’ossigeno diventa $\sf O^{-\ -} $, l’alluminio $ \sf \left( [Ne]\ 3s^2 3p^1 \right) $ cede tre elettroni trasformandosi in $\sf Al^{+++}$. Gli elettroni scambiati saranno 6: due atomi di alluminio forniscono 6 elettroni, e 3 atomi di ossigeno acquistano 6 elettroni, l’ossido di alluminio ha formula $\sf Al_2 O_3 $.

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docente di scienze
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