Appunti lezioni Elementi di chimica - secondo parziale

Tavola periodica

Viene “scoperto” da Mendeleev nel 1869 che gli elementi chimici, ordinati secondo la loro massa atomica, presentavano proprietà che si ripetevano regolarmente: erano dette periodiche. Nel 1913 Moseley capisce che il parametro indicatore era in realtà il numero atomico Z.

Struttura della tavola

• Periodi: righe orizzontali
• Lantanidi: 14 elementi da Z=57 a 71
• Gruppi: righe verticali
• Attinidi: 14 elementi da Z=89 a 103

Gruppi particolari

• Gruppo 1: metalli alcalini
• Gruppo 2: metalli alcalino-terrosi
• Gruppo 3-12: metalli di transizione
• Gruppo 16: calcogeni
• Gruppo 17: alogeni
• Gruppo 18: gas nobili/rari/inerti

Legge periodica

Disponendo gli elementi in ordine di Z crescente si assiste a un periodico ripetersi delle loro proprietà chimiche e fisiche.

Proprietà periodiche

Carica nucleare efficace

Aumenta verso destra, non è influenzata dal periodo alto o basso. È una proprietà che si riferisce al fatto che l’elettrone più esterno è soggetto a una schermatura da parte degli elettroni più interni: più elettroni che schermano, quindi più a destra nella tavola periodica. Aumenta verso destra in quanto verso destra si hanno sempre più protoni, ma gli orbitali p, essendo disposti a 90° tra di loro, non schermano la carica elettrica: quindi l’elettrone esterno risente l’attrazione di un protone in più, a parità di schermatura.

Raggio atomico r

Aumenta verso sinistra e verso il basso dal secondo periodo in avanti. Si definisce come metà della distanza tra i nuclei di due atomi della stessa specie in una molecola. Ha quell’andamento perché andando verso destra aumenta e questo comporta che l’elettrone più esterno si sposta leggermente (diminuisce l’energia dell’orbitale), facendo diminuire il raggio atomico. Per il primo gruppo: resta costante, ma l’elettrone si colloca in un orbitale s sempre più grande dei precedenti p, quindi il raggio atomico aumenta verso il basso.

Energia di ionizzazione

Aumenta verso l’alto e verso destra. Definita come l’energia necessaria ad allontanare a distanza infinita dal nucleo quell’elettrone meno legato: ⁺ → ⁺. Ha quell’andamento perché andando verso destra diminuisce il raggio atomico, quindi l’elettrone sarà più vicino al nucleo, e ci vorrà quindi più energia per strapparlo.

Carattere metallico

Aumenta verso il basso e verso sinistra. I metalli sono elementi caratterizzati da deboli forze attrattive tra elettroni esterni e il nucleo. Questo implica che il carattere metallico è tanto più accentuato quanto più bassa è dell’elemento considerato. Minori forze attrattive in quanto più metallici più a destra → →. Per i non metalli, essendo elementi nei cui atomi le forze attrattive nucleo-elettrone esterno sono più grandi: il carattere metallico sarà molto più basso dei metalli. Il carattere metallico varia con una certa continuità lungo un periodo: è quindi naturale prevedere che alcuni elementi al centro della tp mostrino proprietà chimico-fisiche intermedie tra metalli e non metalli (semimetalli, diagonale B-At o vicinanze) →.

Energia di affinità elettronica

Aumenta verso l’alto e verso destra. Definita come l’energia liberata quando a un atomo neutro isolato viene aggiunto un elettrone: ⁺ → ⁺. Ha quell’andamento perché andando verso destra diminuisce il raggio atomico, quindi l’elettrone da aggiungere sarà da inserire più vicino al nucleo, e ci vorrà quindi più energia.

Elettronegatività

Aumenta verso l’alto e verso destra, ad esclusione dei gas nobili. Definita come la tendenza di un atomo ad attrarre a sé elettroni quando si lega con altri atomi. L’andamento si spiega perché, essendo un elettrone molto vicino al nucleo quello che si va ad aggiungere, in quanto il raggio atomico diminuisce, ci vorrà più energia.

Legami chimici

Il legame chimico è un’interazione tra atomi che dà luogo ad aggregati più stabili dal punto di vista energetico: se viene a crearsi un abbassamento di energia maggiore di 50 kJ/mol tra la molecola unita e i singoli atomi, si afferma che tra gli atomi si è creato un legame chimico.

Simboli di Lewis

Per ricavare i simboli di Lewis si scrive il simbolo dell’atomo, circondato da un numero di punti quanti sono gli elettroni di valenza.

Classificazione dei legami chimici

Legame ionico

Dovuto all’attrazione elettrostatica di due ioni di carica opposta. Un atomo con bassa energia di ionizzazione perde volentieri un elettrone e si va ad accostare a un atomo con alta elettronegatività che quindi acquisisce volentieri l’elettrone. Quando si uniscono, i due ioni sono reciprocamente attaccati, in quanto cariche opposte si attraggono.

Teoria di Lewis per il legame ionico – regola dell’ottetto

Secondo questa teoria, il legame ionico si formerebbe soltanto se i due atomi coinvolti vanno a raggiungere la configurazione elettronica esterna di un gas nobile (8 elettroni esterni).

Legame covalente

Il legame covalente è un tipo di legame in cui è coinvolto più di un elettrone.

Teoria di Lewis

Secondo Lewis, i legami covalenti sono formati dalla condivisione di una (legame singolo) o più coppie (legame doppio, triplo, …) di elettroni, in modo che ciascun atomo raggiunga la configurazione elettronica di un gas nobile, realizzando quindi uno stato energeticamente più stabile. La regola dell’ottetto è la tendenza secondo la quale gli atomi tenderebbero a formare un assetto esterno (valenza) di 8 elettroni, formando una configurazione elettronica del tipo.

Teoria degli elettroni di valenza (VB)

Un legame covalente si forma per sovrapposizione di due orbitali atomici, ognuno dei quali contiene un elettrone proveniente da ciascuno dei due atomi. Criterio di massima sovrapposizione: tanto maggiore è la sovrapposizione tra orbitali, tanto maggiore è l’energia di legame: dalla meccanica quantistica si ricava la sovrapposizione detto integrale di sovrapposizione = ∫.

Legame sovrapposto coassiale e laterale

Se quindi c’è sovrapposizione di orbitali atomici, c’è legame. Gli orbitali p si possono sovrapporre in diversi modi, a seconda dei 3 assi di orientazione. La sovrapposizione è quella con il valore di S più alto, e quindi il legame con energia maggiore.

Stato di valenza

È uno stato della disposizione di elettroni (che viene “adottato” da alcuni elementi) che è più vantaggioso dello stato standard in quanto prevede un numero maggiore di elettroni spaiati, che quindi danno luogo a più legami.

Teoria di ibridazione degli orbitali

Nasce per spiegare la geometria di alcune molecole che non possono essere spiegate con la teoria VB e con lo stato di valenza: in generale, i legami covalenti non possono essere descritti facendo riferimento solamente agli orbitali atomici puri: serve descrivere un altro tipo di orbitale, l’orbitale ibrido.

• Condizioni fondamentali per l’ibridazione di due orbitali:
  • Solo orbitali puri corrispondenti a vicini livelli energetici possono dare luogo a una ibridazione.
  • Da n orbitali puri, si ottengono n orbitali ibridi.

Ibridazione

• Ibridazione sp³: Combinazione matematica di un orbitale s con 3 orbitali p. Risultano quattro orbitali ibridi. I livelli di energia degli orbitali: Molecola metano.
• Ibridazione sp²: Combinazione matematica di un orbitale s con 2 orbitali p. Risultano 3 orbitali ibridi. I livelli di energia degli orbitali: Molecola etilene.
• Ibridazione sp: Combinazione matematica di un orbitale s con un orbitale p. Risultano 2 orbitali ibridi. I livelli di energia degli orbitali: Molecola (legami) acetilene (etino).

Legame metallico

(si rimanda a pagina 13)

Legame a idrogeno

Un legame a idrogeno si forma se l’idrogeno si lega tra due atomi piccoli e molto elettronegativi.

Formazione del legame a idrogeno

• Viene a crearsi un dipolo dove la nuvola elettronica è distorta verso A–
• B sarà portatore di un doppietto elettronico, quindi H si lega con B tramite legame a idrogeno.

Legame dipolare – interazione ione-dipolo

Sono presenti in soluzioni di composti ionici in solventi acquosi.

Interazioni di Van der Waals

Sono distinguibili tre tipi:

• Interazioni tra dipoli permanenti
• Interazioni tra un dipolo permanente e uno indotto
• Interazioni tra un dipolo istantaneo e uno istantaneo-indotto (spostamenti temporanei di carica di una molecola, che va ad indurre la polarità di un’altra)

Teoria degli orbitali molecolari

Secondo questa teoria, gli elettroni di una molecola (anche quelli di valenza) sono associati ad orbitali molecolari anziché ad orbitali atomici.