Appunti parte 2 di Fondamenti di chimica

SISTEMA PERIODICO

Mendeleev: prima tavola periodica (1869)

- 63 elementi noti

- Ordina gli elementi sulla base delle masse atomiche;

- Intuisce che le proprietà degli elementi si ripetono periodicamente;

- Prevede alcuni di quelli mancanti→ verranno confermati successivamente

Sistema periodico moderno:

• Gruppi (in verticale): uniscono elementi che hanno proprietà chimiche simili; alcuni gruppi

hanno nomi ben definiti.

• Periodi (in orizzontale): separano elementi di gruppi successivi (massa atomica crescente

dall’alto verso il basso)

Metalli: conducono elettricità,

materiali lucenti, malleabili e duttili

Non metalli: non conducono elettricità, non sono né

malleabili né duttili

Metalloidi: aspetto e proprietà di alcuni metalli ma

hanno diverso comportamento chimico 16

Schema a blocchi del sistema periodico:

Il periodo completa uno strato, ovvero un certo

✦ valore di n;

Scendendo lungo i gruppi aumenta il numero

✦ quantico principale, n;

Un blocco è un insieme di gruppi che completa

✦ un sottolivello s, p, d, o f;

Gli elementi nello stesso gruppo hanno la

✦ stessa configurazione elettronica di valenza;

Quindi gli elementi nello stesso gruppo

✦ formeranno legami simili e composti simili;

Le configurazioni elettroniche complete, in cui uno strato è pieno, hanno energia inferiore a quelle

incomplete per uno stesso elemento. Configurazioni dette stabili sono quelle dei gas nobili: 8

elettroni nello strato più esterno

La stabilità degli ioni e la formazione delle molecole possono essere razionalizzate sulla base di

questa regola, nota come regola dell’ottetto

PROPRIETÀ PERIODICHE

Le proprietà periodiche degli elementi sono quelle proprietà che variano periodicamente nel sistema

periodico. Sono proprietà periodiche:

Il raggio atomico

✦ raggio ionico

✦ il potenziale di ionizzazione

✦ l’affinità elettronica

✦

La carica nucleare efficace non è una proprietà periodica ma ha andamento periodico. È la

differenza tra il numero atomico e la costante di schermo S (valore che somma tutti i contributi

degli elettroni più interni rispetto a quello che sto considerando), per un elettrone specifico. È la

carica effettiva che agisce su un elettrone, considerando l’effetto di schermatura degli elettroni

interni:

Ogni elettrone interno contribuisce in modo diverso al valore di S, a secondo dello strato che

occupa.

Le regole di Slater(regole qualitative): si vuole determinare S per un elettrone in un orbitale ns o

np: 17

Gli elettroni:

• In strati superiore (>n) non contribuiscono alla schermatura

• Nello stesso strato contribuiscono per S=0.35;

• Nello strato n-1 contribuiscono per S=0.85;

• Nello strato n-2 contribuiscono per S=1

Es per un elettrone nell’orbitale 3s di Na, si ha S=2+0.85x8= 8.8,

quindi Zeff =11-8.8=2.2

1) Zeff aumenta da sinistra a destra lungo il periodo, dall'alto verso il

basso lungo il gruppo;

2) Zeff cresce in modo maggiore lungo il periodo perché gli elettroni

con lo stesso valore di n si schermano poco;

3) Zeff cresce in modo minore lungo il gruppo perché gli elettroni

interni schermano molto quelli di valenza.

Il raggio atomico di un nucleo isolato: non direttamente

misurabile→posso solo pensare a individuare una distanza media dal nucleo

• Nei non-metalli presenti in natura come molecole omonucleari biatomiche è la metà della

distanza tra due atomi detto raggio covalente (riferito dal tipo di interazione che si instaura tra

questi atomi)

• Nei metalli è la metà della distanza che separa due atomi contigui nel solido cristallino;

• Nei gas nobili (che tendono a non legarsi con altri atomi, perché si trovano completamente a

destra e hanno una conf. elettronica di bassa energia) si parla di raggio di Van Der Waals

Il raggio atomico diminuisce lungo il periodo a causa dell’aumento della carica nucleare efficace

➡ Il raggio atomico aumenta lungo il gruppo a causa dell’aumento di n

➡

Formula qualitativa→

Raggio ionico: raggio dell’atomo in seguito alla cessazione o acquisizione di

elettroni.

Si determina nei composti ionici. Negli ossidi si prende come riferimento il

raggio di O- (perché l’ossigeno forma gli ossidi e di ossidi c’è ne sono tanti)

- Diminuisce da sinistra verso destra lungo un periodo;

- Aumenta dall’alto verso il basso lungo un gruppo della tavola periodica;

I cationi hanno un raggio ionico inferiore a quello atomico;

Gli anioni hanno raggio superiore a quello atomico;

18

Per cationi e anioni con lo stesso numero di elettroni (isolettronici) maggiore è Z minore è il raggio

Il potenziale di ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere (allontanare

a distanza infinita) un elettrone nello strato di valenza da un atomo neutro in

fase gassosa. Si riferisce alla seguente reazione (spesso riferita a una mole di

+ -

atomi): A(g) → A + e

(g)

il potenziale di seconda ionizzazione si riferisce alla reazione:

+ ++ -

A → A (g) + e

(g)

Per gli elementi del 13° gruppo si osserva una diminuzione di P.I.

dovuta al fatto che la rimozione di un elettrone in un orbitale np

genera una configurazione ns 2

L’AFFINITA ELETTRONICA

È l’energia liberata o assorbita nell’acquisizione di un elettrone da parte di un

atomo neutro allo stato gassoso, che quindi diviene uno ione negativo. La reazione

è la seguente (spesso riferita a una mole di atomi):

- -

A(g) + e → A (g)

In alcuni elementi , il valore di A.E. è condizionato dalla repulsione tra gli elettroni:

• Gli elementi del 2° gruppo hanno AE. positiva perché l’elettrone in più andrebbe in

sottolivello p vuoto che ha energia più elevata;

• Gli elementi del 15° gruppo (5A) hanno valori meno negativi perché l’elettrone in più deve

essere accoppiato con un altro elettrone in orbitale p;

• F ha A.E. minore in valore assoluto rispetto a quello del Cl poiché quest’ultimo ha

dimensioni maggiori e gli elettroni si respingono in misura maggiore.

LEGAME CHIMICO

Legame chimico: interazione tra atomi che porta alla formazioni delle sostanze. Il legame stabilizza

gli atomi e porta alla formazione di specie che hanno minore energia rispetto agli atomi isolati.

Principali tipologie di legame chimico: 19

Legame ionico: due atomi formano un legame in cui

gli elettroni sono sostanzialmente trasferiti da un

atomo ad una altro. Gli ioni risultanti sono tenuti

insieme essenzialmente da forze di natura

elettrostatica (tra cariche positive e cariche

negative). Questo legame è presente nei composti

ionici

Legame covalente: una coppia di elettroni è

condivisa tra due o più atomi

Legame metallico: gli elettroni sono condivisi tra più

atomi che formano un reticolo di ioni carichi

positivamente. Hanno una parziale carica positiva.

Hanno delle proprietà diverse tra loro

TEORIA DI LEWIS: atomi di diversi elementi si combinano tra loro per raggiungere le

configurazioni elettroniche dei gas nobili. Gli elettroni dello strato di valenza sono quelli coinvolti

in questo processo.

I simboli di Lewis sono rappresentazioni degli atomi e dei loro

elettroni di valenza in cui un punto rappresenta un singolo

elettrone.

Una struttura di Lewis è una combinazione di simboli di

Lewis che rappresenta il trasferimento o la condivisione di

elettroni in un legame chimico.

ENERGIA RETICOLARE

Il bilancio energetico derivante dalla somma dei processi di perdita

e acquisto di elettroni da parte delle specie interessate può essere

sfavorevole (>0). La formazione del cristallo tuttavia rende il

processo energeticamente favorevole (<0)

La stabilizzazione dovuta alla formazione del reticolo cristallino è

detta energia reticolare ed è definita come la differenza esistente tra

gli ioni in fase gas e gli ioni aggregati a formare il

solido cristallino.

CICLO DI BORN-HABER

È un metodo per calcolare l’energia reticolare di un

solido ionico. Tale energia è di solito difficile da

determinare. Esempio :

Si immagina di preparare NaCl solido mediante i

seguenti stadi:

1- Sublimazione di una mole di Na(s)

2- Dissociazione di 0.5 moli di Cl (g)

2 20

+

3- Ionizzazione di Na in Na

-

4- Ionizzazione di Cl in Cl

5- Formazione del cristallo di NaCl.

Allo stesso tempo NaCl solido può essere ottenuto dagli elementi, cioè Na e Cl2. L'energia di

questo processo, Δ H°, è nota.

f

Note le energie dei vari passaggi è possibile determinare l'energia reticolare, cioè Δ H5

r

Requisiti per la formazione del legame ionico

Gli elementi che hanno basso potenziale di

ionizzazione tendono a perdere elettroni:

n+ -

M→M + ne

Gli elementi che hanno elevata affinità elettronica

tendono ad acquistare elettroni:

- m-

X+me →X

Si formano quindi composti ionici del tipo: MnXm

La scrittura della formula di Lewis per i

composti ionici prevede la separazione di

carica tra catione e anione.

Nelle strutture di Lewis, cationi e anioni

vengono scritti tra parentesi quadre

LEGAME COVALENTE

Nel legame covalente coppie di elettroni vengono condivise tra due o più atomi.

- nella molecola di idrogeno vi è un legame covalente singolo;

- i due elettroni fanno parte di un coppia di legame;

- ogni atomo raggiunge una configurazione elettronica più stabile (simile a quella di He).

Tipologie di legame covalente:

• singolo: una coppia elettronica; 21

• doppio: due coppie elettroniche;

• triplo: tre coppie elettroniche;

Nota: le coppie di elettroni che non partecipano al legame sono coppie solitarie.

ELETTRONEGATIVITÀ