Riassunto esame Chimica e Propedeutica Biochimica, prof. Agostini, libro consigliato Chimica, Biochimica e Biologia Applicata di Taddei

Bisogna ricordare:

ogni orbitale si rappresenta con un quadratino.

• Ogni orbitale può contenere massimo due elettroni con spin opposti.

• Principio della costruzione progressiva: si occupano prima gli orbitali con più bassa energia.

• Principio di Hund: se ci sono più orbitali con la stessa energia, prima si occupa un elettrone

• su ogni orbitale, poi si completano quelli semipieni.

Il livello 4s ha energia minore rispetto a quello 3d per cui si riempie prima.

•

Per applicare queste regole bisogna ricordare il numero atomico dell'elemento e l'ordine di

riempimento degli orbitali.

La Tavola Periodica Degli Elementi Chimici

Meendeleev in Russia scoprì che se gli elementi vengono ordinati in base alle loro masse atomiche

crescenti, le loro proprietà si ripetono con regolarità. Sulla base di questa scoperta, nel 1869 mise a

punto una tavola periodica dove ordinò gli elementi fino ad allora conosciuti in modo crescente in

base alla loro massa atomica. A volte la regolarità era interrotta pertanto Meendeleev lasciò nella

tavola periodica degli spazi vuoti in attesa che gli elementi mancanti fossero scoperti. Leggendo lo

schema per colonne si notava che gli elementi avevano proprietà chimiche comuni.

Nella moderna tavola periodica gli elementi sono ordinati in base al numero atomico crescente. La

caratteristica fondamentale di questa tabella è la periodica distribuzione degli elettroni nel livello

più esterno. Perciò, elementi della stessa colonna (gruppo), hanno una configurazione elettronica

esterna simile e ciò comporta delle somiglianze nelle proprietà fisiche e chimiche di questi

elementi. Gli elettroni presenti nell'ultimo livello di energia sono chiamati elettroni di valenza.

Caratteristiche principali

Gli elementi sono ordinati in funzione del numero atomico.

• Nella tabella sono presenti 7 righe orizzontali, cioè 7 periodi. Il periodo di un elemento

• indica il livello di energia sul quale sono collocati gli elettroni di valenza.

Sono presenti 18 righe verticali, cioè 18 gruppi, ma vengono numerati con i numeri romani

• da I a VIII.

Tra il gruppo II ed il gruppo III si trovano gli elementi di transizione nei quali si riempiono i

• sottolivelli di tipo d.

In fondo alla tavola periodica ci sono i lantanidi e gli attinidi. In questi 28 elementi si stanno

• riempiendo i sottolivelli di tipo f.

Strutture di Lewis

Gli elettroni di valenza possono essere rappresentati secondo un metodo introdotto dal chimico

statunitense Lewis. Secondo questo metodo gli otto elettroni del livello più esterno sono

rappresentati come punti o come coppie di punti disegnati ai quattro lati del simbolo chimico

dell'elemento. Osservando il secondo ed il terzo periodo si può notare come tutti gli elementi

appartenenti allo stesso gruppo presentino la stessa configurazione elettronica esterna.

Proprietà periodiche

Le proprietà periodiche degli elementi sono quelle proprietà che variano gradualmente nell'ambito

di un periodo o di un gruppo. Le informazioni relative al comportamento di un elemento sono

ottenibili della posizione che esso occupa nella tavola periodica. Le proprietà periodiche più

importanti sono:

il raggio atomico.

• L'energia di ionizzazione.

• L'affinità elettronica.

• L'elettronegatività.

•

Andamento del raggio atomico nella tavola periodica

Il raggio atomico aumenta, in un gruppo, procedendo verso il basso. Infatti scendendo lungo un

gruppo:

gli elettroni vanno a collocarsi in orbitali più esterni, quindi più lontani dal nucleo.

• La carica elettrica del nucleo è schermata dagli elettroni più interni. Il nucleo pertanto attrae

• con minor forza gli elettroni più esterni.

In un periodo, procedendo verso destra, il raggio atomico diminuisce, infatti:

aumentano il numero di elettroni ma tutti sono collocati nello stesso livello energetico e

• quindi alla stessa distanza dal nucleo.

Il maggior numero di protoni non viene efficacemente schermato dagli elettroni in quanto

• sono tutti equidistanti dal nucleo.

•

Energia di ionizzazione

Si definisce energia di prima ionizzazione è l'energia necessaria ad una mole di atomi allo stato

gassoso per trasformarla in una mole di cationi monovalenti. L'atomo che perde l'elettrone mantiene

inalterato il suo numero di protoni ed assume dunque una carica positiva, cioè si orma uno ione

positivo o catione. L'energia di prima ionizzazione è l'energia che serve per allontanare l'elettrone

più esterno o quello con minor energia tra quelli più esterni; ed ha un valore inferiore a quella

dell'energia di seconda ionizzazione.

L'energia di prima ionizzazione aumenta dal basso verso l'alto nei gruppi e da sinistra verso destra

nei periodi. Questa è minima nei metalli alcalini, i quali danno facilmente ioni positivi, ed è

massima nei gas nobili.

Affinità elettronica

Alcuni atomi tendono ad acquistare spontaneamente un elettrone formando ioni negativi (anioni)

più stabili dell'atomo neutro da cui provengono. L'affinità elettronica è l'energia liberata da una

mole di atomi neutri allo stato gassoso quando si trasforma in una mole di anioni monovalenti.

L'affinità elettronica è associabile alle dimensioni dell'atomo: è tanto maggiore quanto è più piccolo

il volume atomico.

L'elettronegatività

È una grandezza che caratterizza il potere di attrazione di un atomo nei confronti degli elettroni del

legame con un altro atomo. Nella tavola periodica l'elettronegatività aumenta da sinistra verso

destra, escludendo l'idrogeno, e diminuisce dall'alto verso il basso. Questo perché gli elementi a

sinistra hanno pochi elettroni e quelli a destra ne hanno di più, pertanto i primi tendono a cederli ed

i secondi ad acquistarli. I Legami Chimici

Con il termine legame chimico si indicano le interazioni tra gli atomi che portano alla formazione di

molecole. Queste interazioni riguardano principalmente gli elettroni più esterni degli atomi.

I fondamenti della teoria elettronica dei legami chimici si rifanno al modello di Lewis secondo cui

ogni atomo tende a completare gli orbitali del livello più esterno e quindi ad avere 8 elettroni di

valenza. Per farlo tendono ad assumere, cedere e mettere in comune i propri elettroni.

Esistono vari tipi di legami chimici:

legame covalente: si forma tra atomi che hanno un alto valore di elettronegatività e quindi

• tra atomi “non metallici”.

Legame ionico: si realizza quando la differenza di elettronegatività tra i due elementi che

• intendono legarsi è superiore a 1,9. Si verifica il trasferimento di uno o più elettroni

dall'atomo meno elettronegativo a quello più elettronegativo.

Legame metallico: tiene uniti gli atomi che costituiscono un metallo.

•

Energia di legame

Si definisce energia di legame l'energia per mole necessaria a rompere un dato legame allo stato

gassoso.

Legame covalente

Il legame covalente si forma tra atomi che hanno un alto valore di elettronegatività e quindi che

sono non metallici. Esistono tre tipi di legame covalente:

legame covalente puro: si realizza tra atomi di uno stesso elemento. Questi atomi mettono

• tra loro alcune coppie di elettroni comuni per arrivare a completare l'ottetto. Queste coppie

di elettroni vengono rappresentate con un trattino. Possono essere messe in comune fino a

tre coppie di elettroni formando prima un legame covalente singolo, successivamente un

legame covalente doppio per arrivare poi a quello triplo.

Legame covalente polare: quando il legame covalente si forma tra atomi che presentano un

• diverso valore di elettronegatività, la nube elettronica degli elettroni che costituiscono il

legame è concentrata sull'atomo più elettronegativo. Quest'ultimo acquista pertanto una

carica parzialmente negativa e l'altro assume una carica parzialmente positiva. Così si crea

un dipolo.

Legame covalente dativo: quando la coppia elettronica viene fornita da un solo atomo,

• chiamato donatore, l'altro atomo, detto ricevente, deve avere un orbitale vuoto nel quale

accogliere la coppia di elettroni. Tale legame è detto legame covalente dativo ed una volta

formatosi non è distinguibile da un normale legame covalente.

Legame ionico

Il legame ionico si realizza quando la differenza di elettronegatività tra i due elementi che intendono

legarsi è superiore a 1,9. Si verifica così il trasferimento di uno o più elettroni dall'atomo meno

elettronegativo, che diventerà uno ione positivo cioè un catione, a quello più elettronegativo, che

diventerà uno ione negativo cioè un anione.

Legame metallico

Gli ioni che costituiscono un metallo sono tenuti insieme dal legame metallico. Secondo il modello

a nube elettronica gli atomi perdono i loro elettroni di valenza trasformandosi in cationi, i quali

vanno ad impacchettarsi nel miglior modo possibile creando strutture geometriche bene definite. Gli

elettroni invece sono liberi di muoversi (elettroni delocalizzati) tra i vari cationi.

Legame di valenza (VH)

Secondo questa teoria il legame covalente si forma quando gli orbitali semipieni di due atomi si

sovrappongono dando origine ad un nuovo orbitale molecolare che permette ad entrambi gli

elettroni di appartenere a ciascun atomo. Questo nuovo orbitale è chiamato orbitale molecolare ed

accoglie due elettroni con spin opposto.

La Forma Delle Molecole E Le forze Intermolecolari

Geometria delle molecole

I legami covalenti sono legami direzionali e pertanto possono formare tra loro angoli caratteristici

che determinano la forma e quindi la geometria della molecola. La geometria di una molecola può

essere prevista applicando la teoria VSEPR.

Teoria VSEPR

“Le coppie di elettroni più esterne, avendo tutte la stessa carica negativa, tendono a respingersi le

une con le altre e a disporsi il più lontano possibile”. In questa teoria bisogna tenere conto di tutte le

coppie di elettroni del guscio di valenza.

Contiamo il numero totale di elettroni nello strato più esterno.

• Si distinguono gli atomi e li leghiamo tra loro con legami semplici.

• Attribuiamo ai vari atomi, partendo da quelli più elettronegativi, le restanti coppie

• elettroniche.

Se non tutti hanno raggiunto l'ottetto, modifichiamo una o più coppie non condivise in

• coppie di legame.

Esempio:

Polarità delle molecole

Dire che una molecola ha legami covalenti polari non significa dire che la molecola &