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Seconda parte bis
Teorie atomiche. Configurazione
elettronica. Il legame chimico
Prof. Stefano Piotto
Università di Salerno
Seconda parte bis
1. Proprietà periodiche
2. Raggio atomico
3. Energia di ionizzazione
4. Affinità elettronica
5. Elettronegatività
6. Elementi di sistematica
7. Legame ionico
8. Legame metallico
9. Legami deboli
1. Van der Waals
2. London
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Proprietà periodiche
• I chimici hanno sempre tentato di ordinare le
sostanze studiate in base a somiglianze che
permettessero, in qualche modo, di raggrupparle in
modo schematico; questa esigenza divenne
progressivamente più sentita nel secolo scorso,
quando il progresso delle tecniche di analisi permise
di 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)
Lezione 2b 2013
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
aumentano
notevolmente 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
Lezione 2b 2013
Raggio atomico
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.
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
resistivita’ elettriche e alte conducibilita’ 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
La reazione è fortemente isotermica (Ho = -1022 kJ). Questo
spinge l’intero processo e l’energia è liberata sotto forma di luce
e calore
2 Al (s) + 3 Br2 (l) --> Al2Br6 (s)
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 essere individuate 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:
Lezione 2b 2013
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 reticolo
Formazione 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
Legame metallico
• La teoria delle bande
Legame metallico- Teoria delle
bande
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Proviamo a visualizzare questi elettroni
Proviamo a visualizzare gli
elettroni di valenza (in modalità
corpuscolare)
Proviamo a visualizzare
la densita’ elettronica
(in modalità onda
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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
Aumento
forza
di
interazione
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Ione
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Energia potenziale tra le particelle
interagenti
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più stabile
E = ENERGIA DI ATTRAZIONE+ ENERGIA DI REPULSIONE
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1
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d2
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d
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l’interazione tra ioni
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Distanza di separazione
Lezione 2b 2013
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
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  • 1. Seconda parte bis Teorie atomiche. Configurazione elettronica. Il legame chimico Prof. Stefano Piotto Università di Salerno
  • 2. Seconda parte bis 1. Proprietà periodiche 2. Raggio atomico 3. Energia di ionizzazione 4. 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
  • 3. Proprietà periodiche • I chimici hanno sempre tentato di ordinare le sostanze studiate in base a somiglianze che permettessero, in qualche modo, di raggrupparle in modo schematico; questa esigenza divenne progressivamente più sentita nel secolo scorso, quando il progresso delle tecniche di analisi permise di 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)
  • 5. 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.
  • 6. Tavola periodica di Mendeleev Gli elementi erano ordinati secondo il PESO ATOMICO crescente
  • 7. 1700 - 1799 1800 - 1899 1900 - 2005
  • 11. Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola periodica
  • 12. Trucco per ricordare il riempimento degli orbitali Il riempimento degli orbitali segue le frecce
  • 13. Effetto di altri elettroni negli orbitali interni •Gli elettroni interni schermano molto efficacemente gli elettroni esterni e aumentano notevolmente l’energia dell’orbitale.
  • 14. 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
  • 17. 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.
  • 18. 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.
  • 19. 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".
  • 21. 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.
  • 22. 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 - - - - - -
  • 24. Tendenze di tre proprietà atomiche
  • 25. • 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 resistivita’ elettriche e alte conducibilita’ termiche.
  • 26. • 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.
  • 27. • 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
  • 30. 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-
  • 31. 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)
  • 32. 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.
  • 33. esempio Reattività del Br con Al La reazione è fortemente isotermica (Ho = -1022 kJ). Questo spinge l’intero processo e l’energia è liberata sotto forma di luce e calore 2 Al (s) + 3 Br2 (l) --> Al2Br6 (s)
  • 34. 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.
  • 35. 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 essere individuate 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.
  • 36. esempio  Stati di ossidazione del Mn
  • 37. Elettronegatività È la capacità relativa di un atomo di attrarre gli elettroni condivisi.
  • 38. Legame covalente polare • Quando si forma un legame covalente fra atomi diversi
  • 39. 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:
  • 41. 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
  • 42. 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).
  • 43. I tre modelli del legame chimico
  • 44. 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
  • 45. Legame chimico – Legame ionico
  • 46. Legame chimico – Legame ionico • Requisiti per la formazione di un legame ionico:
  • 47. Legame chimico – Legame ionico • Energia Reticolare: energia che si acquista nella formazione del reticolo cristallino.
  • 48. 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.
  • 50. Legame chimico – Legame metallico
  • 52. 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.
  • 58. Legame metallico • La teoria delle bande
  • 60. Conduttori, isolanti e semiconduttori
  • 61. Proviamo a visualizzare questi elettroni Proviamo a visualizzare gli elettroni di valenza (in modalità corpuscolare) Proviamo a visualizzare la densita’ elettronica (in modalità onda stazionaria)
  • 62. Conduttori, isolanti e semiconduttori Isolante Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da un dislivello (GAP) energetico molto elevato
  • 63. Conduttori, isolanti e semiconduttori Semiconduttore Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da un dislivello (GAP) energetico piccolo
  • 64. Differenze tra metalli, isolanti e semiconduttori
  • 65. 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
  • 66. 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.
  • 67. Van Arkel - Ketelaar
  • 69. Sommario delle forze di interazione + Ione - + dipolo - + - + - + - + dipolo dipolo (incluso H) dipolo indotto dipolo indotto Carica ionica-dipolo Dipolo-dipolo Dipolo indotto-dipolo indotto Aumento forza di interazione + Ione - Ione Carica ionica- Carica ionica
  • 70. Energia potenziale tra le particelle interagenti Distanza internucleare più stabile E = ENERGIA DI ATTRAZIONE+ ENERGIA DI REPULSIONE Energia potenziale totale
  • 71. 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 energia Distanza di separazione
  • 73. Interazioni di van der Waals • Interazioni ione-dipolo (ione Na+ e ione Cl- solvatati in acqua)
  • 74. 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)
  • 75. Momento di dipolo e temperatura di ebollizione
  • 76. 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).
  • 77. Forma molecolare e temperatura di ebollizione
  • 78. 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.
  • 79. S è il parametro d’ordine La tendenza delle molecole di LC ad allinearsi lungo una direzione si definisce anisotropia Cristalli liquidi
  • 81. Come funzionano i display a cristalli liquidi?
  • 82. Se vuoi divertirti a scoprire i cristalli liquidi visita questo sito (è in inglese) http://plc.cwru.edu/tutorial/enhanced/lab/ lab.htm
  • 83. Legame a Idrogeno Il legame di idrogeno è dovuto a interazione di atomi H legati ad atomi elettronegativi, con atomi analoghi di altre molecole
  • 84. 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
  • 85. 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