|
<center><small>''<span style="color:green">Verde</span>: elettroni spaiati dello zolfo, '''nero''': elettroni appaiati dello zolfo, <span style="color:red">rosso</span>: elettroni dell'ossigeno, <span style="color:purple">viola</span>: doppietto elettronico dell'acqua attratto dallo zolfo.''<br />
''Gli elettroni sono stati disegnati con colori diversi per mostrare che cambiano di posto ma che la loro natura di legame non cambia.''</small></center>
Un'ultimo dato importantissimo da tenere a mente è che <u>atomi di elementi diversi attraggono i propri elettroni con forze diverse</u>. All'inizio abbiamo paragonato il legame chimico ad un tiro alla fune, ed infatti gli atomi tendono ad attirare verso di sé gli elettroni. Ma come spesso accade anche nel tiro alla fune, ci sono atomi che esercitano un'attrazione maggiore di altri sugli elettroni di legame.<br />
Tale forza di attrazione si chiama '''elettronegatività''' ed è uno dei valori generalmente riportati sulle tavole periodiche:<ref>Esistono tanti modi per misurare questa forza e perciò nella storia sono state stilate diverse liste di valori di elettronegatività degli elementi. Quella comunemente usata è quella di [[w:Linus Pauling|Linus Pauling]], tabulata nella tavola periodica sopra riportata. Essa è un valore adimensionale (cioè un numero, senza unità di misura) che esprime la forza con cui un nucleo tende ad attrarre un elettrone cedutogli dall'esterno.</ref>
[[File:Electronegative.jpg|center|800px]]
La differenza di elettronegatività conferisce ai due elementi legati una caratteristica fondamentale: lo '''stato di ossidazione'''.<br />
Tale valore indica il numero di cariche elettriche che l'atomo ha acquistato o ceduto nel legame (anche se i due elementi li stanno comunque mettendo in compartecipazione). L'elemento più elettronegativo li acquista, l'altro li cede.<br />
Si ricorda che il '''+''' e il '''-''' davanti allo stato di ossidazione non indicano il numero di elettroni acquistati o persi ma ''la carica'' dello ione, quindi un atomo con stato di ossidazione '''positivo ha perso''' gli elettroni (carica positiva del nucleo scoperta) mentre uno con stato di ossidazione '''negativo ha vinto''' degli elettroni (cariche negative degli elettroni in più).<br />
Tale numero dipende dagli atomi leganti e, come visto in precedenza, esso può aumentare all'aumentare del numero di atomi che gli sottraggono o cedono elettroni.
[[File:Stati di ossidazione Lewis.png|center|900px]]
Per questo motivo sulla tavola periodica sono riportati i numeri di ossidazione più comuni che l'elemento può avere: esso indica quanti atomi di un determinato elemento possono combinarsi con esso sottraendogli o cedendogli un dato numero di elettroni a seconda della quantità e di altre condizioni in cui i due reagiscono.
[[File:Stati di ossidazione.png|center|800px]]
Va in fine fatto notare che, quando più elementi con elettronegatività diverse si uniscono, essi creano una molecola con forti sbilanciamenti di carica. Un esempio sono i composti ternari (formati da tre elementi diversi), come quello dell' [[DCD#Antimonio|antimonio]] (Sb) visto nel capitolo precedente,<ref>[[File:Legame dativo 2.png|600px]]</ref> composti da due elementi molto elettronegativi uniti insieme e da un terzo meno elettronegativo degli altri. In questo caso si genera una molecola composta da due parti: una molto "unita" creata dagli elementi molto elettronegativi, ed un'"appendice" costituita dall'atomo (o dagli atomi) meno elettronegativo. In questo modo si ottengono due [[DCD#Ione|ioni]]:<ref>Cioè particelle cariche elettricamente, descritte nel [[Laboratorio di chimica in casa/La struttura degli atomi|capitolo 2]], ultime righe.</ref> la parte carica negativamente viene chiamata '''anione''' mentre quella positiva '''catione'''.<ref>In realtà anche l'atomo al centro dell'anione (l'antimonio nell'esempio) è carico positivamente (gli vengono sottratti 5 elettroni dagli atomi di fluoro), e quindi è un catione, ma in questo caso lui e gli atomi che lo circondano formano un complesso stabile che risucchia gli elettroni del terzo elemento meno elettronegativo, creando una entità molecolare a sé stante quasi indivisibile, che non viene più considerata formata da due parti diverse.</ref>
==Note==
| 