Nozioni, Chimica generale

ATOMI E TAVOLA PERIODICA

Atomo di Rutherford: elettrone

protone neutrone

NUMERO ATOMICO (Z)= NUMERO PROTONI

NUMERO DI MASSA (A) = protoni + neutroni

Atomo di Bohr: energia

energia

Principio di indeterminazione di Heisenberg: non si può stabilire

con esattezza posizione e velocità dell'elettrone

contemporaneamente.

Orbitale: rappresentazione grafica della probabilità di trovare

l'elettrone in un determinato punto dello spazio.

Schrödinger: gli orbitali elettronici possono assumere forme

diverse da quella sferica, e quindi avere diversi orientamenti

nello spazio.

Principio di esclusione di Pauli: un orbitale non può essere

occupato da più di due elettroni.

s d

sp

p d

S N

N S

senso orario

senso antiorario (+1/2)

(-1/2)

spin appaiati spin spaiato

RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

primo livello: 1 orbitale = max. 2 elettroni

secondo livello: 4 orbitali = max. 8 elettroni

terzo livello: 9 orbitali = max. 18 elettroni

H He Li Be B

C N O F Ne

carbonio: NO

1s 2s 2p SI

1s 2s 2p NO

1s 2s 2p

Regola di Hund: per ogni "set" di orbitali aventi uguale energia,

la configurazione elettronica più vantaggiosa dal punto di vista

energetico si ottiene disponendo gli elettroni in orbitali diversi di

questo set e con spin paralleli.

Per ogni sottolivello energetico gli elettroni si distribuiscono

occupando il maggiore numero di orbitali.

1 2 3 4 5 6 7 8

2

1

H He

4,003

1,008

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

20,18

6,941 9,012 10,81 12,01 14,01 16,00 19,00

12

11 13 14 15 16 17 18

Na Mg Al Si P S Cl Ar

Metalli di transizione

22,99 30,97 32,06

24,31 26,98 28,09 35,45 39,95

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

65,38

39,10 40,08 44,96 47,90 50,94 52,00 54,94 55,85 58,70 63,55 69,72 72,59 74,92 78,96 79,90 83,80

58,93

38

37 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

87,62

85,47 88,91 91,22 92,91 95,94 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3

55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

132,9 137,3 175,0 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 (209) (210) (222)

87 88 104 105 106 109

103 107 108

Fr Ra Lr Unq Unp Unh Uns Uno Une

(223) (226) (260) (261) (262) (263) (262) (265) (266)

Lantanidi

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

Ho Er Tm Yb

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy

138,9 140,1 140,9 144,2 (145) 150,4 152,0 157,3 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0

Attinidi 102

93 99

91

90 97 100

92

89 94 98 101

95 96

Ac Th Pa U Np Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Pu (247) (258) (259)

(227) 232,0 (231) (244) (242) (243) (247) (251) (252) (257)

238,0 1 2

1s H He

1 2 3 4 5 6 7 8

2s 2p

metalli di transizione

3s 3p

4s 3d 4p

5p

metalli di transizione interna

5s 4d

6s 5d 6p

4f

7s 5f 6d

elementi rappresentativi

1

H macroelementi 5 6 7 8 9

C N O

B F

oligoelementi

12

11 14 15 16 17

P

Na Mg S Cl

Si

19 20 23 24 25 26 27 28 29 30 34

K Ca V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Se

42 50 53

Mo Sn I

1

H 6 7 8

C N O

15 16

P S

La reattività chimica di un elemento dipende dagli elettroni più

esterni (elettroni di valenza) e quindi dal numero atomico

1 2 3 4 5 6 7 8

2

1

H He

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

12

11 13 14 15 16 17 18

Na Mg Al Si P S Cl Ar

1 2 3 4 5 6 7 8

2

1

H He

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

12

11 13 14 15 16 17 18

Na Mg Al Si P S Cl Ar

1 2 3 4 5 6 7 8

2

1

H He

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

12

11 13 14 15 16 17 18

Na Mg Al Si P S Cl Ar

Regola dell'ottetto (Lewis): quando si forma un legame chimico,

gli atomi acquistano, perdono o mettono in comune un numero

tale di elettroni che lo strato più periferico di ogni atomo

contiene otto elettroni, cioè una configurazione elettronica

esterna tipica di un gas nobile.

. . . . .

H H He

. .

. .. .

.

. .

. .

. C

C

. ..

. . .. .

.. .

. . .

. ..

.. . .

N Ne

N

. . .

. .. .

.

. .

.. . .

O O

PROPRIETA’ PERIODICHE

DEGLI ELEMENTI

Li+

Li

3+ 3+

Be++

Be

4+ 4+

elettronegatività: attrazione esercitata da un atomo su elettroni

impegnati in un legame con un secondo atomo

elettronegatività crescente

Scala di Pauling:

1 2 3 4 5 6 7 8

2

1

H He

2,1

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 4,0

3,5

12

11 13 14 15 16 17 18

P

Na Mg Al Si S Cl Ar

1,0 2,1 2,5

1,2 1,5 1,8 3,0

LEGAME IONICO E

LEGAME COVALENTE

Na Cl

Legame ionico: 17+

11+ -

+

Na Cl

11+ 17+

metalli del I gruppo: cationi monovalenti

metalli del II gruppo: cationi bivalenti

elementi del VII gruppo (alogeni): anioni monovalenti

1 2 3 4 5 6 7

+ -- -

++ H

+ O

Li Be F

-

H 3+ -

++ --

+ Mg

Na S Cl

Al

+

++ Cu

Fe

++

+ -

++ ++

Mn

K Ca Zn Br

3+ ++

Fe Cu

+ ++ -

Rb Sr I

+ ++ ++

Cs Ba Hg Orbitale molecolare

H H

Legame covalente: .

.

. .

H H H H H H

Orbitale molecolare

Cl Cl

Legame covalente:

.. .. .. ..

.. .. ..

.. ....

. .

.. .. ..

Cl Cl Cl Cl

.. .. ..

..

.. .. .. ..

..

.. .. ..

..

Cl Cl Cl

Cl

formula di Lewis

doppietti non condivisi ..

.. ..

.. ..

.. Cl

Cl

doppietto di legame

rottura omolitica:

.. .. .. ..

.. .. .. .. ....

. .

..

.. ..

Cl Cl Cl

Cl

Radicale libero

rottura eterolitica: .. ..

.. ..

.. .. .. .. . .

. .

-

.. .. +

.. ..

Cl

Cl Cl Cl

legame covalente semplice:

legame covalente doppio:

legame covalente triplo:

N N C C

H H

H H

N N C C

N C H

2 2 2

LEGAMI LUNGHEZZE DI ENERGIE DI

LEGAME (pm) LEGAME (kcal / mole)

H—O 96 110,6

H—H 74 104,2

H—C 109 98,8

H—N 101 93,4

C—O 143 84

C—C 154 83,1

C=O 120 170

C=C 134 145

C≡C 120 193,6

legame covalente puro:

H H C H

legame covalente polare:

H H

δ+ δ−

F

H -

+

Na Cl

elettronegatività legame

2,1 2,1 covalente puro

H H (∆Ε.Ν. < 1 )

δ+ δ− 2,1 4 covalente polare

F

H (2 > ∆Ε.Ν. > 1 )

-

+ 0,9 3 ionico

Na Cl (∆Ε.Ν. > 2 )

H

O

H H

O O

P

O

GEOMETRIA DELLE

MOLECOLE

H

C N O

H H H H

H H

H H

H

C N O

H H H H

H H

H H

s

nodo p p p

nodo sp sp sp sp

C C

2p 2p

2s 2s

1s 1s

C C

2p 3

sp

2s

1s 1s

109,5°

H H

H H

H H

s/s

sp/s

H sp/sp

p/s

H H p/p

H p/sp σ

legame

doppietto non condiviso doppietti non condivisi

NH H O

2

3

H H H

H H

N N

2p 3

sp

2s

1s 1s

O O

2p 3

sp

2s

1s 1s

H

C N O

H H H H

H H

H H

H

C N O

H H H H

H H

H H

H N O

C H

H H H

H H H

107,3° 104,5°

H 109,5° H

H H

C

H H

H

C C

H H

H H

H H

Struttura prospettica a cavalletto: H

H H H

H C

C C

C H

H H

H H

H

H

forma eclissata o coperta forma scoperta o sfalsata

H

120°

H C C 120°

H H

C C C 2p

2p 2p 2

sp

2s 2s

1s 1s 1s

120° σ

legame

H H

H H

π

legame

H H

σ

legame

H H

H H

σ σ

π C

C

σ σ

H H

σ

H

H C C H

H O O

O O

H C H

C

C C C

2p 2p 2p sp

2s 2s

1s 1s 1s

180°

sp x z sp

p y

p

H H

H σ C σ C σ

π H

N N doppietto non condiviso

N N

LEGAMI LUNGHEZZE DI ENERGIE DI

LEGAME (pm) LEGAME (kcal / mole)

C—C 154 83,1

C=C 134 145

C≡C 120 193,6

LEGAMI INTERMOLECOLARI

• Composti ionici: a temperatura

ambiente sono solidi sotto forma di

cristalli

• Molecole covalenti: a temperatura

ambiente possono esistere allo stato

gassoso, liquido o solido

Forze di London (o di van der Waals)

Dipolo

istantaneo

Dipoli

istantanei

indotti

Dipoli

istantanei

indotti

Tempo 1

Tempo 2

Tempo 3

Tempo 4

La forza di London

aumenta con il peso

molecolare

La forza di London

dipende anche dalla

forma delle molecole

La forza di London dipende dalla temperatura

Idrogeno liquido Metano liquido

H

C

H H H H

H

T eb = -253°C T eb = -164°C

A temperatura ambiente alcani:

1-5 C = gassosi

H H H H H H

H C H H C C H H C C C H

H H H H H H

metano etano propano

6-20 C: benzine (6-9 C), cheroseni (10-16 C), oli lubrificanti 17-20 C) = liquidi

H H H H H H H H

H C C C C C C C C H

H H H H H H H H

ottano H

H H CH H H H

H C C C C C H

H H H C H H H

isoottano H C H

H

>20 C (cere paraffiniche) = solidi

H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H

H C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C H

H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H

eicosatetrano

Legame Idrogeno

T (°C) H O

100 2

HF T eb = 100°C

H Te

2

0 H Se HI

2

NH

3 H S

2 SbH

HBr 3

SnH

HCl 4

PH

-100 AsH

3 3

GeH

4

SiH4

CH T eb = -60°C

4 2 3 4 5

periodo: δ− δ−

δ+ A

H

B A e B = N, O e F

δ+ δ− δ+ δ− δ+ δ−

F F F

H H H

Legame dipolo-dipolo tra dipoli permanenti

H

legame

idrogeno O H

Proprietà dell’acqua

• Aumento di volume da liquida a solida:

meno densaallo stato solido

• Massima densità a 4° C

• Alto punto di fusione e diebollizione

• Alta tensione superficiale

• Ottimo solvente

H H O

O H