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[[File:Iidratazione SO3.png|center|1000px]]
Atomi di elementi diversi attraggono i propri elettroni con forze diverse, misurate da una scala detta dell''''elettronegatività''', riportata su tutte le tavole periodiche.
[[File: Trifluoruro di cloro LewisElectronegative. pngjpg|center|800px]] ▼
La seconda regola fondamentale dice che <u>ogni atomo tende ad assumere la stessa configurazione elettronica del gas nobile più vicino</u>, cioè ad avere otto elettroni nel suo guscio di valenza. Per fare ciò esso potrà acquistarne da altri atomi, e raggiungere il gas nobile del suo periodo (quello alla fine della sua riga) o a perderli e raggiungere la configurazione del gas nobile del livello precedente (l'ultimo elemento a destra della riga superiore). Essa è chiamata '''regola dell'ottetto''' ed è stata già accennata prima: la maggior parte degli atomi ha la tendenza ad avere otto elettroni nel loro guscio più esterno (da questo deriva ''ottetto''), come hanno tutti i gas nobili (ad eccezione dell'elio). Facciamo degli esempi.
L'ossigeno appartiene al gruppo A-VI della tavola periodica (lo si può vedere nell'immagine sopra) ed ha la seguente struttura di Lewis:
[[File:Lewis dot O.svg|center|150px]]
Avendo solo 6 elettroni di valenza tenderà ad acquistarne due per raggiungere l'ottetto.<br />
Possiamo trovare in natura l'ossigeno in due sostanze indispensabili per la vita: l'acqua e l'aria. <br />
Queste sono le rispettive strutture di Lewis dei loro componenti ossigenati: l'[[w:Acqua|ossido di idrogeno]] (chiamato semplicemente acqua anche in chimica), l'ossigeno molecolare (che compone il 21% dell'aria) e l'[[w:Anidride carbonica|anidride carbonica]] (emessa dai viventi durante la respirazione).
{{Tripla immagine|center|Ossigeno lewis.png|200|Acqua Lewis.png|200|Carbon-dioxide-octet-Lewis-2D.png|200|A sinistra la struttura di Lewis dell'ossigeno molecolare, al centro quella dell'acqua e a destra quella dell'anidride carbonica.}}
Nella prima immagine troviamo due atomi di ossigeno che si scambiano i propri elettroni spaiati. Così facendo i due elementi si ritrovano ad avere tutti gli elettroni appaiati, e ciò permette ad entrambi gli atomi di raggiungere la configurazione del gas nobile.<br />
Nella seconda immagine possiamo osservare una molecola composta da due elementi diversi, idrogeno e ossigeno, entrambi aventi i propri livelli "sazi" di elettroni: l'idrogeno ottiene l'elettrone spaiato dell'ossigeno, andando a completare con due elettroni il livello 1 e raggiungendo la configurazione elettronica dell'elio (He, elemento 2) mentre l'ossigeno guadagna due elettroni dagli idrogeni, trovandosi 8 elettroni nel suo guscio di valenza (livello 2), gli stessi del gas nobile del suo periodo, il neon (Ne, elemento 10).<br />
Nella terza immagine vediamo due ossigeni legati ad un atomo di carbonio (C, elemento 12). Quest'ultimo è il capostipite del IV gruppo degli elementi rappresentativi, il che significa che la sua valenza è 4. Esso è quindi in grado di prestare due suoi elettroni a due atomi di ossigeno, che completano il loro ottetto, e nel contempo lui si ritrova vicini due elettroni in più per ogni atomo di ossigeno, ottenendo anch'egli i quattro elettroni necessari a raggiungendo l'ottetto.<br />
Dall'immagine a sinistra notiamo un'altra cosa molto importante: anche gli elementi allo stato fondamentale, cioè sostanza formate da un solo elemento chimico, hanno una specifica struttura molecolare (in questo caso l'ossigeno molecolare è composto da due atomi di ossigeno legati assieme). Solo i gas nobili, che hanno appunto l'ottetto completo, non necessitano di legarsi con altri elementi e quindi si trovano sempre sotto forma di singoli atomi, ma tutti gli altri si ritrovano legati in molecole.<ref>Gli altri elementi possono trovarsi come atomi solati solo in condizioni estreme. Per esempio, all'interno del sole la temperatura è tale che la materia si ritrova in stato di plasma, e cioè elettroni e nuclei atomici fluttuano liberi senza riuscire a legarsi in maniera stabile. Tuttavia tali condizioni sono molto difficili da riprodurre in un normale laboratorio chimico.</ref>
La terza regola fondamentale è quella dell''''ottetto espanso'''. Un atomo che non ha completato il proprio ottetto può sottrarre una coppia di elettroni ad un altro atomo che ha già il guscio esterno completo.<br />
Facciamo un esempio con fluoro (F, elemento 9) e cloro (Cl, elemento 17). Essi hanno entrambi 7 elettroni nel loro guscio di valenza, e quindi entrambi ne condivideranno uno ciascuno per completare l'ottetto.<ref>Si noti che i legami chimici sono sempre formati da due elettroni, non c'è mai un solo elettrone che tene cinti due atomi insieme, ma vanno sempre a formare doppietti elettronici.</ref>
[[File:Fluoruro di cloro Lewis.png|center|150px]]
Tuttavia in alcune condizioni particolari una molecola di fluoro può ulteriormente reagire con il cloro strappandogli una coppia di elettroni, andando a formare il [[w:Trifluoruro di cloro|trifluoruro di cloro]].
▲[[File:Trifluoruro di cloro Lewis.png|center|800px]]
Nella molecola precedente il cloro e il fluoro mettevano in compartecipazione i propri elettroni ed entrambi raggiungevano l'ottetto. Ma in questa due atomi di fluoro sottraggono una coppia di elettroni appaiati al cloro, andando a formare quella che si chiama '''molecola ipervalente''' cioè una molecola in cui un atomo mette in compartecipazione un suo doppietto elettronico anche se ha già l'ottetto completo.<br />
Nella molecola di trifluoruro di cloro l'atomo centrale possiede ancora due coppie di elettroni, ma può cederne solo una ad un'altra molecola di fluoro, diventando [[w:Pentafluoruro di cloro|pentafluoruro di cloro]].<ref>Si noti che nelle due immagini la struttura di Lewis è leggermente diversa: per questioni di spazio i doppietti elettronici possono essere rappresentati con delle stanghette attorno al simbolo atomico. Gli elettroni appaiati in un legame chimico vengono invece rappresentate con delle linee che collegano i due elementi. Gli elettroni invece ceduti da un atomo diventato ipervalente (in questo caso il cloro) vengono contrassegnati con una freccia, e a volte, per segnalare che sono passati da un atomo ad un altro, la freccia è rivolta verso una '''x''' che simboleggia la vacanza elettronica nell'atomo accettore (il fluoro nelle immagini). Si veda [[w:Struttura di Lewis|Struttura di Lewis]] su Wikipedia e [[commons:Category:Lewis structures|Lewis structures]] su commons.</ref>
[[File:Pentafluoruro di cloro Lewis.png|center|800px]]
Quanto un atomo possa essere "generoso" con altri dipende dalle proprietà chimico-fisiche di essi e dalle condizioni in cui vengono fatti combinare, fattori che verranno spiegati in seguito.
==Note==
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