Chimica Inorganica e della materia vivente (parte 2)

  TAVOLA  PERIODICA  

GRUPPI-­‐  aumenta  il  numero  quantico  principale  (n)  

Ci  sono  due  tipi  di  numerazione  

1°  metalli  alcalini  

2°metalli  alcalino-­‐terrosi  

6°  (XVI)  calcogeni  

7°  (XVII)  alogeni  

8°  (XVIII)  gas  nobili  

PERIODI-­‐  aumenta  il  n  di  elettroni  esterni    

BLOCCHI-­‐  prendono  il  nome  dall’ultimo  orbitale  riempito  

PROPRIETà  PERIODICHE  

RAGGIO  ATOMICO=  metà  della  distanza  che  separa  i  due  

• nuclei  di  atomi  contigui  

Aumenta  lungo  il  gruppo  (perché  aumenta  n)  

Ø Diminuisce  lungo  il  periodo  (perché  aumenta  

Ø Zeffàmaggiore  attrazione  degli  elettroni  da  parte  

del  nucleo)  

POTENZIALE  DI  IONIZZAZIONE=  energia  necessaria  per  

• strappare  un  elettrone  ad  un  atomo  (nel  caso  del  

potenziale  di  prima  ionizzazione),  due  elettroni  

(potenziale  di  seconda  ionizzazione)…  

Massimaàgas  nobili  

Ø Minima metalli  alcalini    

à  

Diminuisce  lungo  il  gruppo  (è  più  facile  strappare  

Ø elettroni  se  n  è  più  grande)  

Aumenta  lungo  il  periodo  (gli  elettroni  sono  più  

Ø attratti  dal  nucleo  ed  è  più  difficile  strappare  gli  

elettroni)  

AFFINITà  ELETTRONICA   =variazione  di  energia  ottenuta  

• per  aggiunta  di  un  elettrone  ad  un  atomo  gassoso  a  

formare  un  anione  gassoso  (OPPOSTO  DEL  POTENZIALE  

DI  IONIZZAZIONE).  Può  essere  endoergonica  (l’energia  va  

spesa)  o  esoergonica  (l’energia  viene  liberata)  

Diminuisce  lungo  il  gruppo  (elettroni  sono  meno  

Ø attratti  se  n  aumenta)  

Aumenta  lungo  il  periodo  (aumenta  l’attrazione  degli  

Ø elettroni  al  nucleo  ed  è  più  facile  aggiungere  un  

elettrone)  

Minima:  gas  nobiliàendoergonica  

Ø Massima:  alogeni  

Ø    

LA  MASSA  DEGLI  ATOMI  

Può  essere  determinata   sperimentalmente  con  lo  

• spettrometro  di  massa  dal  rapporto  massa/carica.  

Può  essere  

calcolata  sommando  i  pesi  di  tutte  le  

• particelle  che  lo  compongono  

DIFETTO  DI  MASSA  

Ottengo  due  valori  diversiàm  =difetto  di  massa=    

• massa  –  massa  

calcolata sperimentale

Spiegato  dall’equazione  di  Einsteinà  E=  Δmc  

2

• Fusione  nucleare=due  nuclei  si  fondono  a  

Ø formare  un  nucleo  più  grandeàmassa  diventa  

energia  rilasciata    

Fissione  nucleare=  da  un  nucleo  che  cattura  un  

Ø Fissione nucleare

neutrone  e  diventa   instabile   si  formano  due  

nuclei   più  leggeriàmassa  diventa  energia  

La trasformazione, tipica di nuclei instabili e a Z elevato, viene innescata dalla cattura

di un neutrone e procede con la frammentazione del nucleo in due nuclidi di massa

rilasciata   (minore   di  quella  della  fusione)  

inferiore e dall’emissione di neutroni, radiazione gamma e notevoli quantità di energia

(aumenta il difetto di massa). + h ( )

+ E

instabile  

  Energia emessa: ~ 200 MeV

n + U U Ba + Kr + 3n

235 236 * 144 89 (contro i 20 eV delle reazioni

  Xe + Sr + 2n

140 94 chimiche)

PESO  ATOMICO   ( PA)  

Non tutti i nuclei a Z elevato subiscono la reazione di fissione ma solo U, tra gli

235

U e, soprattutto, Pu, tra gli isotopi artificiali.

isotopi naturali, e 233 239

Bisogna  ricorrere  a  un  unità  di  misura  per  gli  atomi  

• perché  non  si  può  calcolare  sperimentalmente  a  causa  del  

difetto  di  massa ricorriamo  a  una  particella  con  massa  

à

paragonabile  a  quella  degli  atomi  u.m.a  o  dalton  

à

u.m.a.=1/12  della  massa  di  C12  

• numero  adimensionale  

•

  !

PA=    

! !  !"  !!"

!"

MOLE  

N  di  atomi  di  carbonio  contenuti  in  12g  di  C12  

• N  di  atomi  in  1  mole=  1/u.m.a.=  6.022  x  10 =n  di  

23

• AVOGADRO  

MASSA  MOLARE  (o  grammoatomo)=  n  di  grammi  pari  a  

una  mole  di  quell’elemento=  n  di  grammi  pari  al  PA  

g=  PA  x  moli  

COMPOSTI    

MOLECOLARI  –  formati  da  molecole  

• Formula  molecolareànumero  di  atomi  di  ciascun  

Ø elemento  (es.  C H )  

4 10

Formula  minima  (o  bruta)àrapporto  minimo  tra  gli  

Ø elementi   (

C H )  

Formula di struttura: rappresentazione grafica semplificata (tipica della chimica

2 5

Formula   d

i  strutturaàrappresentazione   grafica  

organica) che indica quali atomi sono legati con quali altri atomi.

Ø semplificata  

H H H H p.es. Butano

H C C C C H

H H H H  

PESO   M OLECOLARE   (PM)    

Ø C H C H

4 10 Formula minima? 2 5

PM  di  A B C =  aPA +  bPA  +  cPA

a b c A   b c  

GRAMMOMOLECOLA =  peso  di  una  mole  di  un  

Ø composto  molecolare=  numero  di  g  pari  al  PM  

IONICI  –  formati  da  ioni  che  insieme  formano  una  carica  

• neutra  

PESO  FORMULA  (PF)

   =  PM  (però  il  composto  

Ø ionico  non  è  formato  da  unità  singole)  

  IL  LEGAME  

1)LEGAME  IONICO  

=  attrazione  di  ioni  di  cariche  opposte,  permette  la  

formazione  di  reticoli  ionici  

Cationi monoatomici: ciascun elettrone perso fa aumentare di uno la

Cationi   (carica  

positiva)  

• carica di un atomo (rispetto allo stato elementare)

à  la  c

arica   non   supera   il  +3   perché   altrimenti  il  

potenziale  di  ionizzazione  aumenterebbe  troppo  

àmonoatomici  

Cationi monoatomici più comuni (da ricordare tutti)

1 2 transizione 13 14

Li Be

+ 2+

Na Mg Al

+ 2+ 3+

K Ca Fe /Fe ,Cu /Cu ,Zn Ga

+ 2+ 2+ 3+ + 2+ 2+ 3+

Rb Sr Ag Cd In ,In Sn ,Sn

+ 2+ + 2+ + 3+ 2+ 4+

Cs Ba Au /Au Hg /Hg Tl /Tl Pb /Pb

+ 2+ + 3+ 22+ 2+ + 3+ 2+ 4+  

1°  gruppoàcarica  +1    

non dimenticate: i cationi del 1° gruppo (metalli alcalini) hanno carica monopositiva;

2°gruppoàcarica  

+

2  

i cationi del 2° gruppo (metalli alcalino terrosi) hanno carica bipositiva

àpoliatomici  (sono  molecole,  la  carica  è  delocalizzata  

su  tutta  la  molecola)  

Cationi poliatomici: sono molecole, si formano secondo diversi

Anioni  (carica  negativa)  

• meccanismi. NH (ammonio), NO (nitrosonio). La carica è del

+

4+ non  metalli  

àgeneralmente  

tutto o in parte “delocalizzata” sull’intera molecola

àmonoatomici  

àpoliatomici  

RETICOLO  IONICO  

Cationi  sempre  più  piccoli,  anioni  sempre  più  grandi  

• Principio  della  minima  energia  (massima  attrazione  e  

• minima  repulsione)  

N.c=  numero  di  coordinazione  (es.  ogni  ione  cloruro  è  

• circondato  

d

a  6  

i

oni  sodio:  n.c=6)  

Composti ionici - esempi Nitrato di Sodio

Cloruro di Sodio Ioduro di Litio NaNO , Na e NO

+ -

NaCl, Na e Cl

+ - LiI, Li e I

+ -

                                        3 3

Scelta  del  r

eticolo   ionico  

Sono composti con carica globale neutra, ma formati da specie ioniche, cioè

cariche, che possono essere sia monoatomiche che molecolari

Il  catione  deve  essere  a  contatto  con  il  maggior  numero  

• possibile  di  anioni  

Li +

Na + NO 3-

Cl - I -

Gli  anioni   non  possono   compenetrarsi    

• anioni

cationi

Geometrie  possibili  

TETRAEDRICAà  r \r  <  0.414    n.c=4  

+ -­‐

• OTTAEDRICAà  0.732>  r \r  >  0.414    n.c.=6  

+ -­‐

• CUBICAà  r \r >0.732    n.c=8  

+ -­‐

•

È  più  stabile  una  coppia  ionica  o  i  singoli  atomi?  Coppia  

ionica!  

Ciclo  termodinamicoà  ΔE  negativo  (si  libera  

calore)àprocesso  favorevole  

calcoliamolo con un ciclo termodinamico

A di Cl =

+ e

E - 349 kJ/mol

K Cl

+(g) (g) -

+

E di K =

I,1 K Cl

+(g) -(g)

+ 418kJ/mol z

z A B

interazione cost

E=

K Cl elettrostatica d

(g) (g) -

+

?

E (K ,Cl )

+ - (g)

E è davvero negativo? (processo favorevole)  

-­‐349  kJ\mol   affinità  elettronica  

à

  Δ

E=  +418-­‐349-­‐443=-­‐347  kJ\mol  

ENERGIA  DI  RETICOLO  (U) =  serie  di  interazioni  

elettrostatiche  che  si  istende  idealmente  per  tutto  il  reticolo  

cristallino  

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) + U

à

Da  dove  si  origina?  Interazioni  Columbiane  

• Da  cosa  dipende?  Carica  e  distanzaà  carica  grande  e  

• dimensioni  piccole  danno  luogo  a  entalpie  reticolari  

grandi  

! !

! !

U=  A    

• !

Dove  A=  costante  di   Madelung  

Z=  cariche  

d=distanza  tra  ioni  

U  è  anche  detto  variazione  di  entalpia  reticolareà   ∆

• L

Unità  di  misura:  kJ\mol  

• U  può  essere  calcolato  o  valutato  per  differenza  tra  gli  altri  

• parametri  del   ciclo  di  Born-­‐Haber  (sapendo  che  tutte  le  

entalpie  sommate  danno  0)  

  +

Na + Cl + e

(g) (g) Il ciclo di Born-Haber per NaCl

E reazione (misurabile, dato sperim. H )

f

Affinità

E ionizzazione E

elettronica sublimazione di Na

di Na ½ E atomizzazione di Cl

2

+

Na + Cl

(g) (g) E ionizzazione di Na

Na + Cl

(g) (g) Affinità elettronica

½ E atomizzazione di Cl 2

Na + ½ Cl

(g) (g)

2

E sublimazione di Na

Na + ½ Cl

(s) (g)

2 U (en. reticolare)

U

E reazione

NaCl (s)

    Punto  di  fusione  dei  cristalli  ionici  

T

ionici:

punto T

fus

sione:

rafico)

ore la

varia

ve per calore fornito  

nico quando  si  arriva  al  punto  di  fusione  la  temperatura  non  

varia  perché  l’energia  serve  per  rompere  il  legame  

ionicoàmaggiore  la  temperatura  di  fusioneàmaggiore  

energia  dobbiamo  fornireàmaggiore  energia  reticolare  

  BeCl CO

2)LEGAME  COVALENTE  

2 2

=  legame  che  tiene  insieme  le  molecole  

Coppie  di  valenza  (coppie  esterne)=  coppie  di  legame  (in  

compartecipazione)  +  coppie  di  non-­‐legame  (solitarie)   C O

O

Be Cl

Cl (notazione  di  Lewis)  

La  regola  dell’ottetto

:  un  atomo  in  una  molecola  darà  

tanti  legami  quanti  bastano  a  fargli  avere  attorno  8  elettroni.  

Eccezioni:  posso  superare  l’ottetto  dal  3°  periodo  in  poi  

perché  riempio  l’orbitale  p  (ho  orbitali  d  accessibili  che  

possono  sistemare  attorno  a  sé  5  o  6  coppie  

elettroniche)àottetto  espanso  

sp d  

3

sp d

3 2  

Non  è  possibile  se  l’atomo  centrale  è  del  2°  periodo  

CARICA  FORMALE :  carica  che  risulta  su  un  atomo  in  una  

molecola  o  ione  quando  si  dividono  equamente  gli  elettroni  di  

legame.  La  somma  delle  cariche  formali  uguaglia  la  carica  della  

molecola.    

Parametri  ch