chimica inorganica

Configurazione elettronica degli atomi

La distribuzione degli elettroni in un atomo è in relazione con l’energia degli orbitali presenti nei diversi livelli e sottolivelli. In particolare, l’energia degli orbitali dipende dal numero quantico principale (n) e dal numero quantico secondario (l), e aumenta al crescere dei valori di n.

Orbitali e livelli energetici

Per orbitali con diverso livello energetico (n) ma con la stessa forma (l), l’energia degli orbitali aumenta con il valore di n. Infatti, nel caso degli orbitali si ha: 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s.

Per orbitali con lo stesso livello energetico n ma con diversa forma l, l’energia degli orbitali aumenta con il valore di l: ns np nd nf.

Per gli orbitali con n=4 e l=0,1,2,3 si ha quindi: 4s < 4p < 4d < 4f. L’ordine di energia crescente per orbitali dello stesso livello energetico e di diversa forma si giustifica ammettendo che un elettrone si può trovare vicino al nucleo di un elettrone che si trova nell’orbitale p, d e in f.

Orbitali che appartengono allo stesso livello energetico n e che hanno la stessa forma l, hanno la stessa energia e si chiamano isoenergetici.

Ordine di energia crescente degli orbitali

• 1s
• 2s 2p
• 3s 3p 3d
• 4s 4p 4d 4f
• 5s 5p 5d 5f
• 6s 6p 6d
• 7s

Ordine di riempimento degli orbitali

In ogni atomo gli elettroni sono opportunamente distribuiti nei vari orbitali nei vari orbitali. L’ordine con il quale gli elettroni degli atomi polielettronici nello stato fondamentale riempiono gli orbitali che hanno a disposizione deve tener conto delle seguenti regole:

• Gli elettroni tendono a occupare gli orbitali di minore energia secondo l’ordine dei livelli energetici crescenti.
• Due elettroni in un atomo non possono avere i quattro numeri quantici uguali.
• Gli elettroni di un atomo che hanno a disposizione orbitali degeneri si dispongono con spin parallelo occupando il maggior numero di orbitali.

Tavola periodica degli elementi

È stata creata da Mendel nel 1830 attraverso lo studio del comportamento chimico dei diversi elementi. Nella tavola periodica le righe orizzontali dette periodi sono 12, mentre le colonne verticali sono 8. I gruppi invece sono composti da elementi con proprietà fisiche e chimiche simili.

Il sistema periodico risulta diviso in quattro grandi blocchi:

• A sinistra, blocco s
• A destra, blocco p
• Al centro, blocco d
• In basso, blocco f

Ogni elemento chimico viene inserito in una casella che contiene il nome, il simbolo chimico e alcuni dati significativi per la sua identificazione e per prevedere il suo comportamento chimico. Gli elementi sono classificati in due categorie principali:

• Metalli: situati a sinistra, a temperatura ambiente sono solidi
• Non metalli: situati a destra
• Semi-metalli: sono gli elementi che stanno attorno alla linea a zig-zag con caratteristiche simili ai precedenti

Blocco s

• Gruppo IA => comprende elementi che hanno un elettrone nell’ultimo (s¹). Si chiama anche gruppo dei metalli alcalini e contiene elementi che reagiscono con l’acqua, sono molto basici.
• Gruppo IIA => presentano due elettroni nell’orbitale s², gruppo dei metalli alcalino terrosi, ha elementi di colore argentato, basici che reagiscono con l’acqua.

Blocco p

• Gruppo IIIA => s²p¹, gruppo del Boro, contiene elementi anfoteri.
• Gruppo IVA => s²p², si chiama anche gruppo del Carbonio.
• Gruppo VA => s²p³, detto anche gruppo dell’Azoto e contiene sia metalli che non.
• Gruppo VIA => s²p⁴, detto gruppo dell’Ossigeno e contiene elementi molto comuni.
• Gruppo VIIA => s²p⁵, detto gruppo Alogeni contiene elementi molto elettronegativi.
• Gruppo VIIIA => s²p⁶, si chiamano anche Gas nobili, sono elementi gassosi molto stabili e con scarsissima reattività.

Blocco d

Esistono gruppi secondari (1°-8°B) che formano il blocco dei metalli di transizione, dove l’insieme di tutti gli elementi la cui configurazione elettronica è Ns²(n-1)d¹⁺¹⁰. Quasi tutti sono in grado di creare legami e formano composti.

Blocco f

Questi due gruppi sono i lantanoidi e gli attinidi che contengono elementi il cui ultimo livello energetico ha un numero da 1 a 14 di elettroni nell’orbitale f. Metalli di transizione: elemento allo stato neutro o di ione stabile è caratterizzato dall’avere il sottostato incompleto.

Proprietà periodiche degli elementi

Le proprietà degli elementi variano con regolarità lungo la tavola periodica in base alla variazione della configurazione elettronica.

Raggio atomico

Rappresenta la distanza degli elettroni più superficiali dal loro nucleo. In un periodo procedendo verso destra il raggio diminuisce mentre in un gruppo aumenta andando verso il basso.

Energia di ionizzazione

È l’energia necessaria per strappare elettroni da un atomo per creare uno ione positivo. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Affinità elettronica

È l’energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone formando uno ione monovalente negativo. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Elettronegatività

Misura la tendenza di un elemento di attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo un gruppo; è un numero puro che varia da 0,4 a 0,7 e il francio è l'elemento meno elettronegativo.

Valenza

Gli elettroni coinvolti nel raggiungimento di un ottetto rappresentano la valenza di un atomo.

Elettroni di valenza

Numero di elettroni nel guscio più esterno.

Simboli di Lewis

La struttura di Lewis permette di rappresentare la struttura elettronica dello stato di valenza degli elettroni dei gruppi principali.

Legami chimici

Gli atomi si legano tra loro per formare molecole attraverso i legami chimici. Essi sono formati dall’unione tra due o più atomi resa possibile da una forza. Gli elettroni interessati sono quelli più esterni. Essi tenderanno a raggiungere la configurazione stabile dei gas nobili (regola dell’ottetto).

Tipi di legami chimici

• Legami forti: covalenti, ionici, metallici
• Legami deboli: idrogeno, Van der Waals

A prescindere dal tipo di legame, ciò che spinge un atomo a legarsi con un altro è la tendenza a completare l’orbitale più esterno. Il raggiungimento dell’ottetto può avvenire mediante:

• Trasferimento di elettroni dal guscio più esterno di un atomo all’altro (legame ionico)
• Condividendo una o più coppie di elettroni (legame covalente)

Come capire che tipo di legame è?

Bisogna vedere la differenza di elettronegatività fra due atomi legati (se è grande → ionico)

Esempi

• H-H: Δen = 0,0 covalente non polare
• H-Cl: Δen = 0,9 covalente polare
• Na-Cl: Δen = 2,1 ionico

Legame ionico

Avviene quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9. In quelle condizioni un atomo è molto più elettronegativo dell’altro, quindi tende a strappare elettroni. I e II → bassa energia → creano facilmente ioni positivi (cationi). VI e VII → alta energia → creano facilmente ioni negativi (anioni).

I composti ionici allo stato solido presentano un reticolo cristallino, dove ogni ione occupa una posizione ben definita.

Proprietà dei composti ionici

• Legame metallo – non metallo, ma esistono anche ioni poliatomici, ovvero ioni (per la maggior parte negativi) in cui sono presenti due o più atomi.
• Sono tutti solidi a temperatura ambiente.
• Alcuni presentano temperature di fusione ed ebollizione elevate.
• Conducono la corrente elettrica solo allo stato liquido o in soluzione.
• Il composto ionico non corrisponde a una molecola, essa è infatti rappresentata dall’insieme di almeno due atomi uniti da un legame covalente.

Legame covalente

Il legame covalente può avvenire se la differenza di energia è minore di 1,9. È un legame che può avvenire tra atomi uguali (omonucleare) o diversi (eteronucleare) dovuto alla compartecipazione di due elettroni.

Se i due atomi sono uguali → legame covalente apolare.

Se uno degli atomi attrae maggiormente gli elettroni di legame → legame covalente polare.

Classificazione dei tipi di legame covalente

• In base alla polarità → puro (apolare) se Δen = 0,0
• Polare (eteropolare) quando 0,4 < Δen < 1,9
• In base all’ordine di legame (numero di elettroni coinvolti)
• Semplice (1 coppia elettronica forma il legame)
• Doppio (2 coppie elettroniche formano il legame)
• Triplo (3 coppie elettroniche formano il legame)
• In base al tipo di sovrapposizione degli orbitali
• σ (quando la sovrapposizione degli orbitali è frontale)
• π (quando la sovrapposizione è laterale)

Legame covalente apolare

Gli elettroni di un legame all’origine si trovano in un orbitale atomico. Quando i due atomi si avvicinano a sufficienza avviene una parziale sovrapposizione dei due orbitali che si comprendono formando un orbitale molecolare: gli elettroni di legame si troveranno in questi orbitali e appartengono contemporaneamente ai due atomi.

Legame covalente polare

Quando i due atomi si avvicinano, l’orbitale di H e quello di Cl si sovrappongono e i due elettroni vengono messi in comune. Cl attrae i due elettroni di legame più fortemente, venendo a ottenere una parziale carica negativa, mentre H ottiene una parziale carica positiva.

Se reagiscono due atomi diversi ci sarà una maggiore elettronegatività e quindi una maggiore tendenza ad attirare a sé elettroni di legame. Una molecola polare è caratterizzata dalla presenza di un dipolo elettrico. In pratica, si è verificato un accumulo temporaneo di cariche elettriche negative sull’atomo di un legame più elettronegativo (δ-) mentre l’altro atomo avrà un eccesso di cariche positive (δ+).

Ricordiamo che un dipolo elettrico è costituito da cariche elettriche, una positiva e una negativa, poste a distanza.