Chimica: regola dell'ottetto ed eccezioni

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Introduzione

L'universo della chimica è un mondo pieno di varianti, spiegazioni e regole, nonché di persone, oggi molto famose, che ne hanno delineato i principi fondamentali. Hanno enunciato leggi, dissolto dubbi, scoperto nuove cose. Fra questi chimici c'è anche Gilbert Newton Lewis, chimico statunitense celebre per aver ideato la «struttura di Lewis» e per aver introdotto la «regola dell'ottetto» e le sue relative eccezioni nel mondo della chimica. In questa guida parleremo proprio di quest'ultima. Siete pronti ad immergervi nella chimica?

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Quando si parla di «regola dell'ottetto» si intende di una regola empirica che il chimico statunitense Gilbert N. Lewis ha formulato nel 1916. Tale regola esiste per esplicare in modo approssimativo la formazione di legami chimici tra gli atomi. Questa regola è utilizzabile solo per gli atomi dei gruppi principali della «tavola periodica». Questi gruppi sono distinguibili dalla numerazione romana. Quando un atomo possiede il livello elettronico esterno completo (guscio di valenza) esso è stabilmente energico e tende a non formare ulteriori legami. Nel «guscio di valenza» sono presenti otto elettroni. Nonostante ciò il primo livello può contenere al massimo due elettroni. In questo caso sarebbe meglio parlare di «regola dell'ottetto-duetto».

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Ovviamente per ciascuna regola sono previste delle eccezioni, così nella vita quotidiana quanto in chimica. Insieme valuteremo le due eccezioni della «regola dell'ottetto» di Lewis. La prima riguarda direttamente l'elio (He), e la seconda prende in causa i «metalli di transizione». Seguitemi.

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L'elio rappresenta la prima eccezione. Esso è infatti l'unico «gas nobile» che non dispone di otto elettroni negli orbitali esterni, ma, contrariamente alla norma, ne possiede unicamente due. Certi elementi con un «numero atomico» Z vicino a quello dell'elio (come idrogino, litio e berillio) possono raggiungere una configurazione completa con due elettroni. Essa viene detta «duetto».

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Ciascun elemento tende ad avere una propria configurazione stabile. Dunque essi possono divenire non reattivi o poco reattivi. Gli elementi facenti parte dei primi gruppi della «tavola periodica» tendono a perdere elettroni tramite la «ionizzazione». Tramite tale processo assumono la struttura elettronica del «gas nobile» che li precede. Gli elementi che, invece, fanno parte del Vi e del VII gruppo, tendono ad acquisire elettroni liberando energia (affinità elettronica). Quindi raggiungono la struttura elettronica del «gas nobile» che li segue.

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