TAVOLA PERIODICA E LEGAMI CHIMICI La configurazione elettronica

TAVOLA PERIODICA E LEGAMI CHIMICI La configurazione elettronica dell’atomo determina il suo comportamento chimico ed il variare di alcuni parametri, come: � RAGGIO ATOMICO � RAGGIO IONICO � ENERGIA DI IONIZZAZIONE � AFFINITA’ ELETTRONICA � ELETTRONEGATIVITA’ N. B. : è importante, a questo punto, avere una idea chiara dell’andamento delle configurazioni elettroniche lungo il gruppo e lungo il periodo nella Tavola Periodica.

Si aumenta sempre di 1 e-, rimanendo n costante Aumenta n, mentre per l’ultimo livello si ripete il n° di e-

RAGGIO ATOMICO Metà della distanza che separa i centri (nucleo) di atomi uguali adiacenti Metodi per avere informazioni su r: DIFFRATTOMETRIA - SPETTROSCOPIA. Come varia nella tavola periodica? r aumenta lungo il gruppo perché aumenta n e quindi la distanza dal nucleo r diminuisce lungo il periodo perché diminuisce il potere schermante degli e(aumentano gli e- dello stesso guscio) ciò porta ad un aumento della carica “sentita” dal nucleo, ed a una contrazione.

RAGGIO IONICO IONE: atomo che ha acquisito o perso 1 o +e-, ed è quindi carico negativamente o positivamente. Y + n e. Y – n e- Yn- ANIONE Yn+ CATIONE La distanza che separa i centri (nucleo) di ioni adiacenti in un composto ionico equivale a rcat+ ran r catione < r atomo neutro <r anione maggiore è la carica del catione, più piccolo è r catione Li+ 0. 68 Be 2+ 0. 35 B 3+ 0. 23 maggiore è la carica dell’anione, più grande è r anione O 21. 40 F 1. 36 Il raggio ionico indica il raggio assunto dall'atomo, supposto sferico e definito, dopo essere stato ionizzato, ovvero privato o fornito di una certa quantità di elettroni, gli elettroni di valenza.

Tra gli ioni ISOELETTRONICI, i metalli alcalini hanno il raggio ionico più grande di tutti gli altri cationi ma più piccolo di qualsiasi anione Al 3+ < Mg 2+ < Na+ < F-

ENERGIA DI IONIZZAZIONE Y (g) Y+(g)+ e- Ia ionizzazione Y+ (g) Y 2+(g) + e- IIa ionizzazione Etc. . . Energia necessaria a portare l’e- a distanza infinita (atomo neutro e isolato) En (Ia ionizzazione) < En (IIa ionizzazione) <. . . diminuisce lungo il gruppo (aumenta n, quindi aumenta la distanza tra nucleo ed e-, rimanendo costante l’effetto di schermo) aumenta lungo il periodo, come conseguenza della diminuzione di r Be, N, Mg. . . “eccezioni”dovute ad una carica elettrica con gusci mezzi pieni!

AFFINITA’ ELETTRONICA Y(g) + e- Y-(g) Energia in gioco nell’acquisizione di un e- da parte di un atomo gassoso (= neutro e isolato) Negativa se l’Energia è assorbita dall’atomo Positiva se l’Energia è ceduta dall’atomo

ELETTRONEGATIVITA’ Misura della capacità di un elemento ad attrarre e- di legame nei composti (Pauling) Aumenta lungo il periodo: • Diminuisce lungo il gruppo F, O, N sono gli elementi più elettronegativi Cs il più elettropositivo

ALCUNE PREVISIONI SUL COMPORTAMENTO CHIMICO DEGLI ATOMI H Gas rari o nobili o inerti: 1 s 1 : acquisto/ compartecipazione e- (mai protone nudo) ns 2(np 6) ottetto He: guscio 1 s 2 completo NB. la tendenza a dare ioni stabili cresce lungo il gruppo. Ioni positivi sono tipici degli elementi con comportamento metallico.

LEGAME CHIMICO La materia è costituita da atomi che diversamente si combinano dando le SOSTANZE Sostanze elementari Sostanze composte (o composti) Formula minima Notazione simboliche servono ad identificare le sostanze. Formula molecolare Formazione del legame: abbassamento di energia rispetto agli atomi isolati. Previsioni si possono fare sulla base della configurazione elettronica degli elementi interessati nel legame. LEGAME IONICO TIPI DI LEGAME COVALENTE LEGAME METALLICO LEGAME TRA MOLECOLE DISTINTE COORDINAZIONE

LEGAME IONICO Si instaura tra elementi con alta affinità elettronica ed elementi con basso potenziale di ionizzazione – Elevata ∆ elettronegatività In seguito alle loro caratteristiche si ha una vera e propria cessione/acquisto di elettroni ioni positivi e negativi configurazione elettronica gas rari. Il legame ionico è un legame di natura elettrostatica che si instaura tra cationi e anioni (interazioni di tipo Coulombiano) Tipicamente I e II gruppo più alogeni: KBr; KI; Na. Cl; Mg. Br 2; Ca. Cl 2; . . . Ma anche tra ioni metallici III gruppo o transizione e anioni VI e VII gruppo: K 2 S; Co. S; Al. Cl 3; Ca. S; . . . Si ricordi, ovviamente, la VALENZA IONICA dei vari ioni (per i vari gruppi).

I composti ionici sono SALI (vedi regole della nomenclatura). Si tratta di solidi in cui gli ioni sono “impacchettati” in un struttura tridimensionale in cui ogni CATIONE è circondato da un determinato numero di ANIONI e viceversa NO MOLECOLA! N° di ioni di carica opposta che circondano uno ione = N° DI COORDINAZIONE Vale tipicamente 4, 6, 8, a seconda delle dimensioni degli ioni (e quindi anche della carica) Cella elementare Coordinazione ottaedrica.

Energie in gioco nella formazione di Na. Cl

LEGAME COVALENTE E’ un legame che prevede la condivisione di una ( o più) coppie di e- tra 2 atomi. NB: NON LA CESSIONE! NO IONI! H· + ·H H : H H 2 Ha 1 s 1 Ha Hb Secondo questa rappresentazione, i 2 e- spaiati dei 2 orbitali 1 s per ciascun H si collocano in 1 orbitale ottenuto per “fusione” di essi. TEORIA ORBITALI MOLECOLARI

TEORIA ORBITALE DI VALENZA Per il PRINCIPIO DI PAULI in ogni orbitale, atomico o di valenza, si possono situare al massimo 2 e- on spin opposti per avere un legame covalente è necessario nel livello più esterno un orbitale atomico occupato da un solo elettrone (e- spaiato) su ciascun atomo. Secondo la TEORIA DEGLI ORBITALI DI VALENZA è lecito trascurare, anche per gli atomi polielettronici , i gusci più interni e ritenere che nel legame siano coinvolti essenzialmente solo gli e- del guscio più esterno (e- di valenza) (a differenza del modello degli ORBITALI MOLECOLARI) Diagramma E distanza fra nuclei

PREVISIONE DEL N° DI LEGAMI CHE CIASCUN ATOMO PUO’ FARE SULLA BASE DELLA TEORIA DEGLI ORBITALI DI VALENZA E DELLA REGOLA DELL’OTTETTO H 2; N 2; O 2 : legame covalente puro Molecole etero nucleari: legame covalente polare Atomi uguali, uguale elettronegatività, coppia di legame ugualmente condivisa. Molecola AB con A ≠ B diversa elettronegatività. Coppia di legame spostata verso il più elettronegativo dei 2 atomi. Diff. di elettronegatività non elevata. In una molecola AB con legame covalente polare si crea quindi una separazione spaziale di cariche : Baricentro cariche negative non coincidente con quello cariche positive: DIPOLO Caso limite: spostamento totale degli elettroni di legame: LEGAME IONICO, grossa differenza di elettronegatività

La linea di demarcazione tra legame covalente e legame ionico si misura sulla base della differenza di elettronegatività MOMENTO DI DIPOLO: M=q·r Maggiore è la differenza d elettronegatività e maggiore è il valore del momento di dipolo. Es. , calcolo momento dipolare per HCl:

MOLECOLE POLARI MOLECOLE APOLARI L’acqua è un dipolo!! In CO 2 i 2 momenti di dipolo si annullano a vicenda ↔ µ 1 + µ 2 = 0

LEGAME METALLICO Un metallo (nel n° ox = 0) è costituito da un aggregato di ioni positivi in precise posizioni di una struttura ordinata, in cui gli e- di valenza hanno una grande mobilità N° COORDINAZIONE: 8 oppure 12 N° COORD. = 8, es. : Li; Na; K; Rb; Cs Proprietà metalliche o Elevata conducibilità elettrica o Elevata conducibilità termica o Effetto fotoelettrico o Duttilità e malleabilità

Felix Bloch TEORIA DELLE BANDE il legame metallico è trattato sulla base di concetti fondamentali della meccanica quantistica. Applicando l'equazione di Schrödinger ad una quantità di atomi metallici tendente a infinito, si ottiene una successione di livelli energetici orbitalici, dove i livelli più bassi contengono elettroni e sono definiti bande di valenza, quelli a energia maggiore sono vuoti e rappresentano le bande di conduzione Conduttori metallici: banda di valenza parzialmente riempita o vicina o sovrapposta alla banda di conduzione. Gli elettroni risultano mobili e possono facilmente passare da un livello di energia ad uno superiore, generando una corrente elettrica per imposizione di una differenza di potenziale o per assorbimento di un determinato fotone hν

FORZE INTERMOLECOLARI NEI SOLIDI FORZE INTERMOLECOLARI NEI FLUIDI

FORZE DI ATTRAZIONE INTERMOLECOLARI 1. INTERAZIONI DIPOLO – DIPOLO Tra dipoli PERMANENTI si creano attrazioni elettrostatiche pos-neg: 2. LEGAME AD IDROGENO Si tratta anche qui di una interazione elettrostatica tra un elemento dotato di densità di carica disponibile e molto elettronegativo (F, O, N) e l’idrogeno, povero di densità elettronica, che viene “richiamato” collocandosi a ponte : Ecco perché l’H 2 O è liquida ed H 2 S è un gas.

3. FORZE DI WAN DER WAALS (DIPOLI ISTANTANEI) Laddove c’è sufficiente densità elettronica, pur non essendoci dipoli, possono crearsi dei dipoli ISTANTANEI (dovuti a temporanei sbilanciamenti di carica). Molto deboli, aumentano col PM I 2 solido; Br 2 liquido; F 2 e Cl 2 gas. 4. OGNI GENERE DI INTERAZIONE POS/NEG, AD ES. IONE-DIPOLO Ad esempio le interazioni ionemolecola d’acqua che conducono al discioglimento dei sali.

LEGAME DI COORDINAZIONE-COMPLESSI METALLICI Un complesso è un composto chimico in cui un atomo lega un numero di altre specie chimiche superiore al suo numero di ossidazione".

COMPLESSO DI COORDINAZIONE