Seconda parte Teorie atomiche. Configurazione elettronica ... · L'energia di ionizzazione decresce...
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Seconda parte
Teorie atomiche. Configurazione
elettronica. Il legame chimico
Prof. Stefano Piotto
Università di Salerno
Seconda parte bis
Teorie atomiche. Configurazione elettronica. Il
legame chimico
Seconda parte bis
1. Proprietà periodiche
2. Raggio atomico
3. Energia di ionizzazione4. Affinità elettronica
5. Elettronegatività
6. Elementi di sistematica
7. Legame ionico
8. Legame metallico
9. Legami deboli
1. Van der Waals
2. London
3. Legame a
idrogeno
Proprietà periodiche
I chimici hanno sempre tentato di ordinare lesostanze studiate in base a somiglianze chepermettessero, in qualche modo, di raggrupparle inmodo schematico; questa esigenza divenneprogressivamente più sentita nel secolo scorso,quando il progresso delle tecniche di analisi permisedi scoprire nuove sostanze semplici.
LEGGE PERIODICA: le proprietà dei corpi
semplici, come le forme e le proprietà delle
combinazioni, sono funzione periodica della
grandezza del peso atomico. (1868)
Gruppi e Periodi
I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali,
che riuniscono gli elementi con configurazioni
elettroniche simili;
◼ I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali,
con gli elementi disposti in ordine di peso
atomico crescente, sono indicati da un
numero progressivo all’estrema sinistra della
Tavola.
Tavola periodica di Mendeleev
Gli elementi erano ordinati secondo il PESO ATOMICO crescente
1700 - 1799 1800 - 1899 1900 - 2005
Timothy Stowe
Thoedor Benfey
Paul Giguere
Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola
periodica
Trucco per ricordare il riempimento degli orbitali
Il riempimento degli orbitali segue le frecce
Effetto di altri elettroni negli orbitali
interni
Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettroni esterni e aumentanonotevolmente l’energia dell’orbitale.
Carica nucleare efficace
Zeff ≈ Z – (n° di e- presenti nei livelli inferiori)
Per es. Na ha 11 e- (1s2 2s2 2p6 3s1)
n°di e- livelli inferiori = 10
Quindi Zeff ≈ 1
Effetto della carica nucleare e di un elettrone
addizionale nello stesso orbitale
L’aumento della carica nucleare fa diminuire l’energia dell’orbitale e aumenta l’En. Ionizz.
Ciascuno dei due elettroni
scherma parzialmente l’altro
nei confronti della carica
nucleare completa e
aumenta l’energia
dell’orbitale e diminuisce l’E.
Ion.
Raggio atomico
Energia di ionizzazione
L'energia di ionizzazione di un atomo o di una molecola è l'energia
minima richiesta per strappargli un elettrone e portarlo a distanza
infinita. Quindi è l'energia necessaria per far avvenire il seguente
processo:
X(g) → X+(g) + e−
L'energia di ionizzazione decresce lungo un gruppo della Tavola
periodica, e aumenta da sinistra a destra attraverso il periodo. Gli
elettroni degli atomi più piccoli sono più attratti dal nucleo, quindi
l'energia di ionizzazione è maggiore. Negli atomi più grandi gli
elettroni non sono trattenuti così fortemente e quindi l'energia di
ionizzazione richiesta è minore.
Affinità elettronica
L'affinità elettronica di un atomo è l'energia che si libera quando l'atomo in fase gassosa cattura un elettrone, trasformandosi in uno ione negativo; in altre parole è la misura della tendenza di un atomo all'acquisto di elettroni.
L'affinità elettronica varia in modo caratteristico: cresce da sinistra a destra per i primi due periodi e decresce lungo i gruppi dall'alto in basso. L'affinità elettronica è massima per gli elementi in alto a destra della tavola periodica (fluoro, ossigeno, zolfo, cloro, bromo, iodio), ai quali manca un solo elettrone per completare l'"ottetto".
Affinità elettronica
Elettronegatività
Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli elettroni che lo tengono unito ad un altro atomo per formare una molecola.
L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso), così come accade per l’affinità elettronica.
I motivi di questo andamento sono i seguenti:
L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni;
La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento dell’effetto schermo.
L'elettronegatività, forza F esercitata dal nucleo sugli elettroni di valenza, è definita dalla relazione:
F = Z*/r2 = Z S/r2
in cui:
Z* = carica nucleare efficace = Z*S
Z = carica nucleare totale (cioè il numero atomico, corripondente al numero di protoni del nucleo)
S = costante di schermo elettronico (dovuto agli elettroni sottostanti a quelli di valenza)
r = raggio covalente espresso in Å (10-8 cm = 10-10 m)
1 2 13 14 15 16 17 18
H 2,21 - - - - - - He -
Li 0,97 Be 1,47 B 2,01 C 2,50 N 3,07 O 3,50 F 4,10 Ne -
Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 Si 1,74 P 2,06 S 2,44 Cl 2,83 Ar -
K 0,91 Ca 1,04 Ga 1,82 Ge 2,02 As 2,20 Se 2,48 Br 2,74 Kr -
Rb 0,89 Sr 0,99 In 1,49 Sn 1,72 Sb 1,82 Te 2,01 I 2,21 Xe -
Cs 0,86 Ba 0,97 Tl 1,44 Pb 1,55 Bi 1,67 Po 1,76 At 1,90 Rn -
Fr 0,86 Ra 0,97 - - - - - -
Dal sito www.webelements.com
Tendenze di tre proprietà atomiche
Gli elementi del blocco s sono metalli molto
elettropositivi; essi reagiscono (alcuni violentemente)
con l’acqua dando idrossidi e con l’ossigeno si
trasformano in ossidi e perossidi a carattere basico.
Nel blocco p si trovano alcuni metalli i cui ossidi hanno
un comportamento anfotero come l’Al, Ga e tutti i non
metalli i cui ossidi hanno un carattere acido.
Gli elementi del blocco d (di transizione) sono i tipici
metalli dall’aspetto lucente, duri, fragili, con basse
resistività elettriche e alte conducibilità termiche.
Gli elementi del blocco f, i lantanidi, hanno caratteristiche chimiche e fisiche molto simili fra loro, sono metalli, hanno +3 come numero di ossidazione tipico, con ossidi di carattere basico.
Tutti gli attinidi sono elementi instabili e radioattivi.
Il carattere metallico, che e’ una proprietà composita, degli elementi sistemati nella tavola periodica, va diminuendo da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto.
Regola di Sanderson
> 0 metalli
n-m = -1 o -2 semimetalli
< -2 non metalli
n numero del periodo
m numero di elettroni nello strato esterno
Tendenze nel comportamento
metallico
Carattere metallico
Metalli alcalini (Gruppi I e II)
Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s nello
strato esterno (ns1), mentre i metalli del Gruppo II anno
due elettroni s esterni (ns2); gli elettroni esterni
debolmente trattenuti dal nucleo, rendono molto
reattivi questi metalli, che perdono facilmente gli
elettroni esterni e formano ioni stabili (con carica +1
per i metalli alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi).
Ad esempio:
Na Na+ + e-
Ca Ca2+ + 2e-
esempio
Reattivita’ di Li, Na e K
2 Li + 2 H2O 2 Li+ + 2 OH- + H2(g)
2 Na + 2 H2O 2 Na+ + 2 OH- + H2(g)
2 Na + 2 C2H5OH 2 Na+ + 2 C2H5O- + H2 (g)
2 K + 2 H2O 2 K+ + 2 OH- + H2(g)
Alogeni (gruppo VII)
Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, gli alogeni
possono presentarsi in diversi stati fisici (lo iodio è solido, il
bromo è liquido, cloro e fluoro sono gas);
il loro nome, che significa “generatori di sali”, sottolinea la
forte reattività di questi non metalli che mostrano,
nonostante alcune differenze, proprietà molto simili tra loro,
conseguenza della somiglianza tra le strutture elettroniche
(ns2 np5, 7 elettroni nello strato esterno).
Diversamente dagli elementi del blocco s, possono
assumere nei composti diversi numeri di ossidazione.
esempio◼ Reattività del Br con Al
Gas nobili (gruppo VIII)
Sono caratterizzati da una grande inerzia chimica, che può
essere messa in relazione con lo strato esterno completo (orbitali s
e orbitali p completamente riempiti, ns2 np6), molto stabile.
Metalli di transizione
Gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z = 30)
formano la prima serie degli elementi di transizione;
analogamente, nei periodi successivi possono essereindividuate una seconda ed una terza serie. Nelle tre serie
si ha il riempimento degli orbitali 3d, 4d e 5d,
rispettivamente.
Possono essere considerati metalli di transizione quelli che
formano almeno uno ione con orbitale d parzialmente
riempito; la vicinanza di energia tra gli orbitali d ed s fa sì
che essi possano presentare stati di ossidazione variabili.
Inoltre, le ridotte dimensioni degli atomi e la struttura
compatta che li caratterizzano (ogni atomo è circondato
da altri 12 atomi) conferiscono loro alti punti di ebollizione
e di fusione.
esempio
◼ Stati di ossidazione del Mn
Elettronegatività
È la capacità relativa di un atomo di attrarre gli elettroni condivisi.
Legame covalente polare
Quando si forma un legame covalente fra atomi
diversi
Momento dipolare
Quando, in una molecola, il baricentro delle cariche positive e negative non coincide: esiste un momento dipolare m
Esso è un vettore il cui modulo è dato dal prodotto della carica q per la distanza r tra i due baricentri delle cariche positive e negative:
Polarità della molecola e momento dipolare dei
legami
una molecola deve avere:
-Legami covalenti polari
-Geometria molecolare tale che la molecola risulta nel complesso polare
Polarità del legame
A. La differenza di elettronegatività (Dc) tra atomi legati presenta valori di soglia che fungono da guida generale al carattere ionico relativo di un legame.
B. La gradazione nel carattere ionico è rappresentata con l’ombreggiatura attraverso l’intero intervallo di legame da ionico (verde) a covalente (giallo).
I tre modelli del legame chimico
Legame chimico – Legame ionico
Si realizza quando atomi di un elemento fortemente elettropositivo (bassa energia di
ionizzazione) si combinano con atomi di un elemento fortemente elettronegativo (elevata affinità elettronica)
Il sale NaCl è formato da un
grandissimo numero di atomi di sodio
e cloro aggregati in un solido ionico
cristallino
Legame chimico – Legame ionico
Legame chimico – Legame ionico
Requisiti per la formazione di un legame ionico:
Legame chimico – Legame ionico Energia Reticolare: energia che si acquista nella formazione
del reticolo cristallino.
Legame ionico
Esiste qualcosa di simile ad un “legame ionico”?
La distanza dell’elettrone indicato dal nucleo di Li è minore quando è legato che quando è
presente nel atomo di Li isolato
Come vedete in figura un elettrone è più vicino quando è stato “perso” dal Li che quando era sul
Li stesso. La risposta alla domanda è al tempo stesso si e no: Sì, l’elettrone che era nell’orbitale 2s
del Li è ora nell’orbitale 2p del F, ma no, l’elettrone è più vicino ora e quindi come può essere
stato “perso”?
Una cosa indubbiamente vera è che ora ci saranno più elettroni vicini ai nuclei di quanto non
fossero prima, con Li e F separati. Ma questa è appunto il fondamento stesso della teoria VB: il
legame chimico si forma quando elettroni sono simultaneamente vicini ai due nuclei.
Stando così le cose, c’è veramente una reale differenza tra legame covalente e ionico? Ci sono
molti dubbi su quanto sia realistica l’immagine di un solido fatto di soli ioni. Lo schema che sta
emergendo è quello in cui gli orbitali occupati di atomi adiacenti sono semplicemente deformati
così da accomodare una maggiore densità elettronica intorno agli elementi “negativi” che
intorno a quelli “positivi”.
Occorre comunque ricordare che il modello ionico di legame chimico è molto utile per i nostri
scopi e non c’è nulla di sbagliato nel usare il termine “legame ionico” per descrivere le interazioni
tra atomi in solidi ionici come LiF e NaCl.
Struttura del reticoloFormazione del cristallo
Legame chimico – Legame metallico
Tendenze nel comportamento metallico
Teoria degli orbitali molecolari
gli elettroni di valenza sono delocalizzati
gli orbitali molecolari si formano per la sovrapposizione di orbitali atomici
gli elettroni di valenza sono negli orbitali molecolari, che sono delocalizzati sull’intera molecola
Tutti gli elettroni sono localizzati in orbitali che appartengono all’intera molecola (da qui il nome orbitali molecolari) e NON negli orbitali di ciascun atomo costituente la molecola.
Molecola di H2
Orbitali molecolari
La molecola N2
La molecola O2
Paramagnetismo
https://www.youtube.com/watch?v=Lt4P6ctf06Q
Legame metallico
La teoria delle bande
Legame metallico- Teoria delle bande
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Proviamo a visualizzare questi elettroni
Proviamo a visualizzare la densita’
elettronica
(in modalità onda stazionaria)
Proviamo a visualizzare gli elettroni di
valenza (in modalità corpuscolare)
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Isolante
Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da un dislivello (GAP) energetico
molto elevato
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Semiconduttore
Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da un dislivello (GAP) energetico
piccolo
Differenze tra metalli, isolanti e semiconduttori
Conducibilità termica
Ognuno sa che, a temperatura ambiente, una superficie
metallica appare al tatto più fredda di una superficie di
legno. L’alta conducibilità termica dei metalli permette al calore di fluire dal nostro corpo verso l’esterno molto
più efficacemente rispetto a legno o plastica. Per la
stessa ragione, una superficie metallica a T superiore a
quella corporea apparirà molto più caldo. L’alta
conducibilità termica è attribuita ad eccitazioni
vibrazionali degli elettroni de localizzati; queste
eccitazioni si diffondono molto rapidamente nel cristallo
e molto più lentamente in struttura meno organizzate come il legno
Lucentezza
Quando parliamo di “lucentezza” o di “tipico
effetto metallico” ci riferiamo alla capacità di
un metallo di riflettere la luce. Quando la luce
colpisce un metallo, il campo EM oscillante
induce simili oscillazioni negli elettroni
debolmente legati di superficie. Una carica
vibrante è di per sé un emettitore di radiazioni
elettromagnetiche, così che l’effetto è una
remissione, o riflessione, della luce incidente.
Van Arkel –
Ketelaar
Legami Chimici
Sommario delle forze di interazione
+
Ione
- +
dipolo
- +
- +
- +
- +
dipolo dipolo (incluso H)
dipolo indotto dipolo indotto
Carica ionica-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo indotto-dipolo indotto
Au
men
to f
orza d
i in
terazio
ne+
Ione
-
Ione
Carica ionica- Carica ionica
Energia potenziale tra le particelle interagenti
Distanza internucleare
più stabile
E = ENERGIA DI ATTRAZIONE+ ENERGIA DI REPULSIONE
Energia potenziale totale
Interazioni intermolecolari
1
d6
1
d3
1
d2
1
d
Energia potenziale per
l’interazione tra ioni
Energia potenziale per
l’interazione dipolo-dipolo
Energia potenziale per
l’interazione dipolo indotto –
dipolo indotto (interazione di
Van der Waals
en
erg
ia
Distanza di separazione
Interazioni di van der Waals
Interazioni ione-dipolo (ione Na+ e ione Cl- solvatati in acqua)
Polarità e proprietà chimiche
Forti interazioni dipolo – dipolo fra molecole
della stessa specie comportano
temperature di ebollizione alte => es. fase
condensata a pressione atmosferica (H2O)
Deboli interazioni dipolo – dipolo o nulle (molecole apolari) comportano temperature
di ebollizione basse => fase gassosa a
pressione atmosferica (CO2)
Momento di dipolo e temperatura di ebollizione
Forze di London
Es. Gli elettroni del Neon si muovono casualmente e in un dato momento si trovano tutti da un lato del nucleo. Ciò crea un dipolo istantaneo nell’atomo #1 , il quale induce un dipolo istantaneo anche sull’ atomo di Neon #2, poiché i suoi elettroni vengono respinti dal primo atomo. Questa polarità temporanea indotta consente ai due atomi di attrarsi l’un l’altro debolmente quando la parte negativa dell’atomo #1 è attratta dalla zona positiva dell’atomo #2
Le forze di dispersione di London possono essere indotte in molecole non polari, come idrogeno gassoso (H2), diossido di carbonio (CO2), azoto (N2), ed in gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, etc).
Forma molecolare e temperatura di ebollizione
Cristalli liquidi
Sono delle fasi intermedie tra i solidi e i liquidi.
Ovvero presentano un ordine a corto raggio in una direzione e a lungo raggio in un’altra.
S è il parametro d’ordine
La tendenza delle molecole di LC ad allinearsi lungo una direzione si definisce anisotropia
Cristalli liquidi
Polimorfismo
Fase nematica
Fase Smettica A
Fase Smettica C
Come funzionano i display a cristalli
liquidi?
Se vuoi divertirti a scoprire i cristalli liquidi visita questo sito (è in inglese)
http://plc.cwru.edu/tutorial/enhanced/lab/lab.htm
Legame a Idrogeno
Il legame di idrogeno è dovuto a interazione di atomi H legati ad atomi
elettronegativi, con atomi analoghi di altre molecole
Legame a Idrogeno
L'acqua liquida è tale perché esistono infiniti legami a idrogeno tra gli atomi H e O; il fenomeno è dovuto al fatto che, essendo O molto elettronegativo, gli H ad esso legati hanno una parziale carica positiva, che tendono a compensare interagendo con i doppietti liberi degli O di altre molecole: ogni O è praticamente legato parzialmente a 4 H, in una struttura pressoché tetraedrica.
Per NH3 il fenomeno incide poco; per CH4 non conta nulla (infatti C è poco elettronegativo rispetto ad H).
Link a un tutorial in inglese
Il legame a idrogeno nell’acqua determina la
formazione di un reticolo cristallino tetraedrico
ordinato. Ecco perché l’acqua allo stato solido è
meno densa dell’acqua allo stato liquido
L’acqua liquida mantiene solo in parte la struttura
del ghiaccio, dato che al crescere della
temperatura si rompe un certo numero di legami
ad idrogeno
A quattro gradi la densità dell’acqua è massima.
Struttura del ghiaccio