IL LEGAME IONICO

IL LEGAME IONICO
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Il legame ionico
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Descrizione generale
La formazione di NaCl
La valenza ionica
L’energia reticolare: definizione e esempio di calcolo
Proprietà dei solidi ionici
Il legame ionico si realizza quando un atomo di un elemento fortemente
elettropositivo si combina con un atomo di un elemento fortemente
elettronegativo
Attrazione elettrostatica fra ioni di carica opposta
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Requisiti per la formazione del legame ionico
M bassa energia di ionizzazione
X elevata affinità elettronica
Acquista elettroni
Periodo
Cede elettroni
Periodo
M → Mn+ + n eX + n e- → Xn-
Gruppo
Gruppo
La maggior parte dei composti ionici è costituita da alogenuri, ossidi e3
solfuri di metalli dei gruppi I, II e III e di alcuni metalli di transizione
Il legame ionico
Teoria di Lewis: atomi di diversi elementi si combinano tra loro per
raggiungere le configurazioni elettroniche a guscio chiuso dei gas nobili
11Na
17Cl
10 elettroni
Na cede un
elettrone a Cl
Analisi strutturale ai
raggi X di NaCl
(densità elettronica)
18 elettroni
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
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Il legame ionico
Na: [Ne]3s1
Cl: [Ne]3s23p5
Na+ : [Ne]
Cl- : [Ne]3s23p6 = [Ar]
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Trasferimento di carica
fra gli atomi è completo
•
•
•
•
Cl
•
•
•
•
Na
Cl-
•
•
•
•
Cl
•
•
-
•
•
[Na]+
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La valenza ionica
Come regola generale, valida per gli elementi rappresentativi, la massima
carica positiva che un atomo può assumere in un composto ionico è
uguale al numero dei suoi e- di valenza e la massima carica negativa è
uguale al numero di e- mancanti al raggiungimento della configurazione
del gas nobile successivo. Questo concetto definisce la valenza ionica di
un atomo, cioè il numero di elettroni che un atomo perde o acquista,
trasformandosi in uno ione positivo o negativo ed è espressa, in valore e
segno, dalla carica dello ione considerato.
• +3 Al, Fe, Cr
• +2 Mg, Ca, Ba, Sr, Sn, Pb, Cr, Mn, Fe, Ni, Cu, Zn, Hg
• +1 Li, Na, K, Rb, Cs, Cu, Ag, Hg
• -1 F, Cl, Br, I,
• -2 O, S,
• -3 N, P
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La valenza ionica
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NaCl solido
L’energia reticolare (E0) di
un solido ionico corrisponde
all’energia che viene liberata
nel processo di formazione del
reticolo cristallino solido a
partire dagli ioni isolati allo
stato gassoso.
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s)
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Il ciclo di Born-Haber Formazione di 1 mole di NaCl cristallino
Na(s) + 1/2 Cl2(g) → NaCl(s)
Na(s) → Na(g)
1/
2 Cl2(g)
→ Cl(g)
∆E1 = Esubl = 108 KJ/mol
∆E2 = 1/2 ED(Cl-Cl) = 121 KJ/mol
Na(g) → Na+(g)+ e-
∆E3 = Eion = 496 KJ/mol
Cl(g) + e- → Cl-(g)
∆E4 = Ea.e. = -349 KJ/mol
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ∆E5 = Eret = E0= -787 KJ/mol
____________________
Na(s) + 1/2 Cl2(g) → NaCl(s)
∆E1 + ∆E2 + ∆E3 + ∆E4 + ∆E5 = ∆Eform = - 411 KJ/mol
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Il ciclo di Born-Haber-formazione NaCl
Na + ( g ) + Cl ( g )
E
∆E4
∆E3
Na
Na ( g ) + Cl ( g )
∆E2
1
Na ( g ) + Cl 2 ( g )
2
+
(g)
+ Cl − ( g )
Eo
∆E1 Na ( s ) + 1 Cl 2 ( g )
2
∆Ef
Na + Cl − ( g )
NaCl ( s )
∆E1 = + 108 kJ/mol
∆E2 = + 121 kJ/mol
∆E3 = + 496 kJ/mol
∆E4 = - 349 kJ/mol
Eo = ??? kJ/mol
∆Ef = - 411 kJ/mol
Eo = - 787 kJ/mol
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NaCl2 ???
Non esiste !
Na(s) → Na(g)
∆E1 = Esubl = 109 kJ/mol
Cl2(g) → 2 Cl(g)
∆E2 = ED(Cl-Cl) = 247 kJ/mol
Na(g) → Na+(g) + e-
∆E3 = E’ion = 497 kJ/mol
Na+(g) → Na2+(g) + e-
∆E4 = E’’ion = 4561 kJ/mol
2 Cl(g) + 2 e- → 2 Cl-(g)
∆E5 = 2 Ea.e. = -698 kJ/mol
Na2+(g) + 2 Cl-(g) → NaCl2(s)
∆E6 = Eret = -2155 kJ/mol
____________________
Na(s) + Cl2(g) → NaCl2(s)
∆E1 + ∆E2 + ∆E3 + ∆E4 + ∆E5 + ∆E6 = ∆Eform = 2558 kJ/mol
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Calcolo di Eo (eq. Born-Landé)
L’energia reticolare, oltre che attraverso il ciclo di Born-Haber
può essere calcolata mediante l’equazione di Born-Landè:
N A MZ + Z − e 2
1
E0 = −
1−
4πε o ro
n
Tipo di reticolo
Carica degli ioni
NA= n° Avogadro
M= costante di Madelung,
f(natura reticolo cristallino)
Z+Z¯ cariche degli ioni
e= carica dell’elttrone
εo=costante dieletrica nel vuoto
ro= distanza internucleare tra due
ioni contigui di carica diversa
n=coeff. determinabile
sperimentalmente
A parità di parametri geometrici, maggiore è la carica
degli ioni, maggiore sarà il valore di Eo
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Energia reticolare
Eret = EM + ER + EL
EM : Energia di Madelung
ER : Energia di repulsione fra le nuvole elettroniche
EL : Energia di London
Il valore dell’energia di Madelung, che costituisce il termine
preponderante dell’energia reticolare, viene calcolato considerando le
interazioni elettrostatiche tra gli ioni costituenti il cristallo.
L’energia di repulsione interelettronica equivale circa al 10-15%
dell’energia di Madelung.
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Energia di interazione di London rappresenta l’energia associata
alle forze di London, le quali sono attive a distanze ridottissime e
sono dovute al movimento dei nuclei e delle nuvole elettroniche
attorno alle loro posizioni di equilibrio. L’energia che deriva da
queste forze, di tipo attrattivo, è inferiore in valore assoluto a ER.
EM = - α q1q2/ r0
(EM)NaCl = -α
α e2/r0 = - 871 KJ mol-1
αNaCl = 1,75
(ER)NaCl = 104 KJ mol-1
(EL )NaCl = - 20 KJ mol-1
(Eret)NaCl = -871 + 104 - 20 = -787 KJ mol-1
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