Fondamenti di chimica

LA TAVOLA PERIODICA periodiche

-Nel 1896 Mendelev scoprì che le proprietà degli elementi, se ordinati in base alla massa sono ma non riusciva a

spiegare il comportamento particolare di alcuni elementi, per esempio il cobalto, avendo numero di massa maggiore del

nichel tuttavia possiede delle proprietà che lo collocherebbero prima.

non

-Nel 1913 Moseley capì che il parametro ordinatore degli elementi era il numero atomico, bensì il numero di massa

semimetalli

7

Lautonidli

s sactivité

.

i gruppi

I periodi sono le righe orizzontali, mentre sono le colonne verticali La LEGGE PERIODICA è la legge secondo cui

metalli alcalini

Gli elementi del gruppo 1 sono detti disponendo gli elementi in ordine progressivo

metalli alcalino-terrosi

Gli elementi del gruppo 2 sono detti di numero atomico si nota un ripetersi

metalli di transizione

Gli elementi del gruppo 3-12 sono detti periodico delle loro propietà

calcogeni

Gli elementi del gruppo 16 sono detti alogeni

Gli elementi del gruppo 17 sono detti gas nobili

Gli elementi del gruppo 18 sono detti

LA CARICA NUCLEARE EFFICACE

Z* è la carica nucleare efficace. L’elettrone esterno è soggetto ad una schermatura da parte degli elettroni più interni

I

' elandanto

divat il

lugo peniodo

w Pen predies

2

move

-

s

^ eleuti

2 di qubo Boro

eCarBoxico

fever

V G

BOROSE CARBONCO 8 t enter

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MUro

un

eutteme enteco

t spn tèf

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î

u 5fkho

dilé 6 !

moro Gpt

Gli orbitali p sono a 90 gradi quindi non schermano quindi il boro ha la stessa struttura elettronica del carbonio mentre

essendo aumentata la carica del nucleo da 5 a 6 protoni, la Z* risentita dall’ultimo elettrone del boro è < di quella risentita

dall’ultimo elettrone del carbonio.

-Nella tavola periodica quindi Z* aumenta da dx verso sx

Nel 1 gruppo l’elettrone più esterno si colloca a distanze relativamente grandi dal nucleo quindi sempre ben schermata dagli

elettroni più esterni

-Sui gruppi quindi Z* resta costante

IL RAGGIO ATOMICO

Si definisce raggio atomico la metà della distanza tra i nuclei di 2 atomi della stessa specie in una molecola @ B

2 -

- - -

- - -

zr

p

Nel 2 periodo l’elettrone più esterno ( a parte litio e berillio) si trova sempre in un orbitale di tipo

e pertanto tutti gli elementi del secondo periodo dovrebbero a vere lo stesso raggio atomico,

U però da sx verso dx aumenta Z* che provoca un abbassamento dell’energia degli orbitali e

pertanto il raggio atomico diminuisce da dx verso sx.

-Nel primo gruppo la Z* resta costante, men'trIe I l’elettrone più esterno dall’alto verso il basso si colloca nell’orbitale

2s,3s,4s…

Quindi il raggio atomico aumenta dall’alto verso il basso

ENERGIA DI IONIZZAZIONE È l’energia necessaria per allontanare a distanza infinita

Xğte

\ tEiou dal nucleo l’elettrone meno legato ad esso

Cf

) s -Nel 2 periodo, da destra verso sinistra si ha una riduzione del raggio atomico e pertanto

^ l’elettrone più esterno risulta più fortemente legato quindi Eion aumenta

-Nel 1 gruppo, dall’alto verso il basso aumen'ta il raggio atomico e pertanto Eion aumenta dal basso verso l’alto

ENERGIA DI AFFINITÀ ELETTRONICA te ,

Yg Eoffie

t

neutro, isolato,

Liberata quando ad un atomo Meg 1

nel suo stato fondamentale viene addizionato un elettrone ,

) -Nel 2 periodo l’energia di affinità elettronica cresce da sx verso dx (perché diminuisce il raggio atomico)

^ E pertanto l’elettrone aggiunto si colloca più vicino al nucleo liberando un’energia sempre maggiore da

dx verso sx

RICORDA: ogni volta che si forma un legame chimico vene liberata energia.

Per la stessa ragione l’energia elettrochimica aumenta dal basso verso l’alto nel primo gruppo

L’ELETTRONEGATIVITÁ

Indica la tendenza di un atomo ad attirare a se elettroni quando si lega con un altro atomo. Il concetto di elettronegativit

diverso dall’energia di affinità elettronica A

-l’energia di affinità elettrica è una proprietà intrinseca degli atomi isolati e si riferisce a

-L’elettonegatività è una proprietà che ha significato solo quando si fa riferimento ad un atomo riferito ad altri atomi.

s -Lungo il 1 gruppo l’elettronegatività diminuisce dall’alto verso il basso

~ -Lungo il 2 periodo l’elettronegatività cresce da dx verso sx

IL CARATTERE METALLICO

Gli elementi chimici si possono classificare, basandosi sull’entità delle forze attrattive che legano gli atomi e gli elettroni più

esterni, in 2 grandi categorie: i metalli e i non metalli.

a metallici

Gli elementi sono costituiti da elementi i cui atomi sono caratterizzati da

deboli forze attrattive tra elettroni esterni e nucleo, il carattere metallico quindi è tanto più

accentuato quanto è più bassa la Eion dell’elemento considerato.

V

-Nel 1 gruppo il carattere metallico aumenta dall’alto verso il basso

-Nel 2 gruppo il carattere metallico aumenta da dx verso sx

non metalli notevole quantità

I sono costituiti da elementi nei cui atomi le forze tra nucleo ed elettroni esterni sono di così

da trattenere gli elettroni stabilmente legati ad esso e favorire eventualmente l’addizione di altri elettroni.

-Dato che l’energia di affinità elettrica cresce lungo il 2 periodo da sx verso dx, allora gli elementi con caratteristiche più

spiccate di non metallo si trovano nella parte destra della tavola periodica

-Dato che il carattere metallico varia con una certa continuità lungo ciascun periodo è naturale prevedere che alcuni elementi

della parte interna della TP maturino delle proprietà chimico-fisiche intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei non metalli.

semimetalli

Tali elementi sono i

IL LEGAME CHIMICO

L’esistenza di specie poliatomiche stabili (molecole o ioni poliatomici) dimostra che tra gli atomi possono stabilirsi delle

rilevanti interazioni per dar luogo a degli aggregati che dal POV energetico sono più stabili degli atomi separati.

Quindi l’energia degli elementi A+B———>AB , l’energia della specie AB è più bassa della somma delle energie di A+B.

legame chimico.

-Se l’abbassamento è maggiore di 50Kj/mol si può affermare che tra gli atomi si è formato un

CLASSIFICAZIONE DEI LEGAMI CHIMICI ionico, metallico, covalente, debole,

Psi amo classificare i legami chimici o in 4 tipi di legami cioè legame

I SIMBOLI DI LEWIS

Utili nella descrizione del legame chimico, il simbolo dell’elemento è circondato di punti tanti quanti sono i suoi elettroni di

valenza.

IL LEGAME COVALENTE

Nelle molecole O2, H2, N2 non è possibile invocare un trans ferimento di elettroni da un atomo all’altro nella loro

condivisione

formazione perché ambedue gli atomi sono della stessa specie, il legame si spiega attraverso una di

elettroni di valenza

TEORIA DI LEWIS NEL LEGAME COVALENTE elettroni di legame

-I legami covalenti sono formati dalla condivisione tra 2 atomi di una o più coppie di in modo che ciascun

atomo raggiunga al configurazione elettronica di un gas nobile elettroni di legame,

-la coppia di elettroni messi in comune costituisce la coppia di le coppie non condivise vengono dette

coppie solitarie

I LEGAMI SINGOLI

Si formano dalla condivisione di una copia di elettroni cascina dei quali proviene da un atomo diverso

Molecola di H2 Nell’Unione dei 2 atomi può pertanto essere realizzata per entrambi una struttura

Ho H )

t HH stabile

a gas nobile realizzando uno stato energeticamente piu

Iß In Is

Ir

^ î

î î d

j

I LEGAMI MULTIPLI

Esistono composti in cui il numero di elettroni disponibili all’interno non consente di rappresentare la struttura di lewis usando

legami multipli legame

solo legami singoli, ma richiede l’uso di se tra 2 atomi sono condivise 2 coppie di elettroni si ha un

doppio, legame triplo

se le coppie condivise sono 3 si ha un

Molecola di N2 NI

ni t . LA REGOLA DELL’OTTETTO

23,

ZPx?P4j2Pz

? T

He He

T 12 2

4 La tendenza degli atomi a reagire per avere una configurazione

i P+

7z n

pe, ) elettronica con 8 elettroni di valenza è alla base di questa teoria

V

zpaŻpû

O W

d ¿ Elte -si è visto che la configurazione di un gas nobile, modello di

2

THe 3 s .2s } grande stabilità è ns2, np6 = 8 elettroni

di

eleft legane

mwei di

eleft

EzpyEzpyd legiere

mei

nen man

D 47

î îi

ZptZpt

Elettenani dilegance

LA TEORIA DEL LEGAME COVALENTE (VB)

Un legame covalente si forma per sovrapposizione di 2 orbitali atomici ognuno dei quali contiene un solo elettrone

4 YB

e

a

provvisoriamente dai 2 atomi A e B

-Un legame tra 2 atomi A e B si forma solamente se B è un elettrone spaiato su ciascuno dei 2 orbitali che si combinano

CRITERIO DELLA MASSIMA SOVRAPPOSIZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI (VB)

Il processo di sovrapposizione di 2 orbitali atomici è in relazione nella teoria VB all’energia di un dato e questo valore

rappresenta la forza del legame stesso, infatti quanto è maggiore la sovrapposizione tra 2 orbitali, infatti quanto è maggiore

l’energia di legame tanto più forte è il legame

-Nella meccanica quantistica l’energia di legame è rappresentata da. (Integrale di sovrapposizione)

4

S 4 dr

-Sr.x a B

Tanto è maggiore S tanto maggiore è l’energia del legame e il significato di S può essere spiegato rappresentando la

sovrapposizione di 2 orbitali di tipo s ;, :;

t i €:

€ : t

i

f

: ;

:

t sacz s

5=0 :

<z .

.

" i!.

;

YEeart Y

Le superfici dei singoli orbitali sono tali da permettere di trascurare il valore delle funzioni nei punti esterni ad

esse, così il prodotto che compare nell’integrale di sovrapposizione, assume valori significativi i solo quando le 2 superfici si

sovrappongono f *" È proprio la sovrapposizione dei 2 orbitali atomici 1s

LA MOLECOLA DI H2 |¡".... contenenti ciascuno 1 elettrone a dare origine al legame

NELLA TEORIA VB 8

%

j"-"

|ű". nella molecola di H2

űű".". In 2 Zpy Zp

ZP z

+

s

LA MOLECOLA DI N2 siene

configmo monice O

diN

I elett a

p

P

NELLA TEORIA VB :M uguali

tutte

Pannam pertauto revolissore 3 3

che

somoffraisia feeo sareow e

nol

Z

7 y y O Samoppanizione

olteleb

-)

t x Nz

Pa Pz Esistono 2 tipi di sovrapposizione, una coassiale (asse x)

z u e 2 laterali (asse y,z), esse si differenziano per il diverso

Z Oo

o

y grado di estensione, risultando infatti maggiore quella

o o

->

o derivante dalla sovrapposizione coassiale rispetto alle 2

poop

£

O x identiche laterali.

Nz Dato che la forza di un legame è direttamente correlata

ßy

py all’entità della sovrapposizione , il legame che si forma

dalla sovrapposizione coassiale è più forte di ciascuno

t

7 8

y 8

7 dei 2 che si genera dalla sovrapposizione laterale.

o

o --3

o

o x legame sigma

Sovrapposizione coassiale forma un

t o

Nz legame pigreco

Sovrapposizione laterale forma un IT

Pz

Pz NB

diAZOTO

ALLORA NELLA oveeww

MOLECOLA N * .

LO STATO DI VALENZA DEGLI ATOMI puri

La teoria VB dei legami di valenza definisce un legame covalente formato per sovrapposizione di 2 orbitali atomici 4 Yß

e

A

ogni uno dei quali contiene 1 solo elettrone provenienti dai 2 atomi A e B nel loro stato elettronico fondamentale, è

spesso inadeguato per spiegare l’esistenza di alcune molecole

Per esempio il Berillio ha configurazione elettronica nel suo stato fondamentale 1s2, 2s2 e non possedendo alcun

non covalenti.

elettrone spaiato dovrebbe formare secondo VB dei legami Nella realtà invece esistono dei composti

del Berillio con legami covalenti es: BeCl2 allo stato gassoso

. cancetto atoni

itato degli

leso

di di no

Hl : --2"

Be Voleuso Jelettery

fendouto "

Promoove

di

StATO

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stato

: dal 27 2

al f

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ooo @ ôôo

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zÅzpxZpqzpx

cy lzz Zsz Zpx Zpy ZBz

0 0

0

Landanutole

Bamo I

itoto

vello

franiade elettrane pertout

epoiato e

lego

I

dombbe rolto

solo

recaudo VB nutre in coupoti

COVALENTE i

,

legani

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fandauto le stato

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Stato Voleuzo

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L

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ZpÅZppZpz

Zßz I .

ß 2

LO STATO DI IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI

La teoria VB che definisce un legame covalente formato per condivisione di 2 orbitali atomici puri , come la definizione di

legame come sovrapposizione dei singoli orbitali atomici puri sono spesso inadeguate per spiegare la struttura geometrica di

molte molecole

stato statooibridazione

foxdamentale statodivalenza

Qs Hu

CARBONLO +

: moleza

fardantole StaTO

stato di Lamapponizione

s 90%)

le

3 meture

di tipo

en

00

0 cochonio

0 000 0

n i nî o preamene

înH

O

O tipot

I

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in namopporiziae

O

O M

PPIP

. 1250

"+ Zsdi

2 I

2 dift

Z C

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s

7 Â

Ã

.

Otteniamo quindi 3 legami a 90° e 1 a 125°

uguali

Nella realtà si formano 4 legami in angolo, energia, lunghezza. Nel metano sono disposti secondo la geometria tetraedrica

-In genere quindi in una molecola poliatomica i legami covalenti non possono essere descritti facendo riferimento agli orbitali

orbitali atomici ibridi

atomici puri ma ad un nuovo tipo di orbitali detti che risultano da una combinazione matematica degli

orbitali atomici puri

TEORIA DELL’IBRIDAZIONE DEGLI ORBITALI

In generale avviene una combinazione matematica lineare se:

-Solo orbitali atomici puri corrispondenti ai livelli energetici vicini possono dare luogo al processo di ibridazione

n n ibridati

-Dall’ibridazione di orbitali atomici puri si ottengono orbitali atomici

-Per raggiungere lo stato di ibridazione un atomo deve spendere energia detta energia di ibridazione, l’energia spesa in tale

processo viene compensata dalla creazione di legami più forti dovuti alla più estesa sovrapposizione assicurata dagli orbitali

ibridi rispetto quelli atomici s p sp3

IBRIDAZIONE SP3 : tra 1 orbitale e 3 orbitali che produce 4 orbitali "

00

8

O co

, 7

7 :

LIVELLI ENERGETICI DEGLI ORBITALI IBRIDI

^ ^

^ rpzp

î

Tî rTtnap

zp 3

î zs

2

î

! s

Is

îi îi Is

2

î ? n

stato bridazione

statodivalenza

forbameNtale s p sp2

IBRIDAZIONE SP2 : tra 1orbitale e 2 orbitali che produce 3 orbitali Gli orbitali sp2 sono più piccoli rispetto gli

@

ô

@ sp3

co +

+ o

LIVELLO ENERGETICO ^

^ ^

ît

p

rî îZpz

zp 2p

î Zs îîîsp 2

2

î

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Is

îi îi

27

îd Is

stato bridazione

STATo

fombamentalE VALENZa

DI

" Oüroo

inn

I Legani Ottenti

" . ç

-çç*

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Onn

Li " 188

latule

suneppeisive

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IBRIDAZIONE SP : tra 1 orbitale e 1 orbitale che produce 2 orbitali

-

- 0 xoo

O

-

: +

-- i

LIVELLO ENERGETICO ^

^ ^ 2

îp

î

rî p+Zpy

zp 2p î

î 2

s sp

în

2

îi s

Ls

îi îo

r

î Is

2

?

STATO bridazione

stato

FONBAMEMTALE divalenza

LA TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

Il concetto base della teoria MO è:

-Tutti gli elettroni di 1 molecola, e particolarmente gli elettroni di legame sono associati a orbitali molecolari e non a orbitali

atomici come nel caso della teoria VB.

La teoria MO si fonda sui seguenti punti: Y

Y

-Si scrive l’equazione di schrodinger per la molecola con =orbitale molecolare al posto di. =orbitale atomico,

sirisolve questa equazione e si trovano le soluzioni, cioè le

E

-Ciascuna. corrisponde ad un preciso valore di E

Ü

-

-

-Le soluzioni ossia. sono caratterizzate da appropriati numeri quantici e prendono il nome di orbitale molecolare

Ö ö

-Le soluzioni hanno lo stesso significato che avevano per gli atomi singoli, ossia probabilità di trovare

Ydv =

l’elettrone nell’elemento di volume dv Su

-Per ogni candelabro deve essere verificata ala condizione di normalizzazione : =oÜdv=t

-Una volta ottenuti gli orbita