L22_AA2013-14_Corso di

Università degli Studi Kore di Enna
Facoltà di Scienze dell’Uomo e della Società
CdL in “Scienze delle attività motorie e sportive”
AA 2013-2014: Corso di Orientamento
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli - Ph.D.
email: [email protected]
Carboidrati
Prodotti di
Degradazione/Ossidazione
Proteine
Lipidi
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Numero atomico (Z)
Massa Atomica (A, u)
Punto di fusione (°C)
Punto di ebollizione (°C)
Elettronegatività (Scala Pauling)
Densità (0°C, 1atm)
Numeri di Ossidazione
Configurazione elettronica
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Teoria Atomica  modello sviluppato in 2500 anni!
•Democrito(460-370 a.C.): , indivisibile.
•Epicuro (341-270 a.C.): atomi immutabili  Conservazione
della materia.
•Lucrezio: “De Rerum Natura”
•John Dalton (1766-1844)  Teoria Atomistica Moderna
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
1927 Solvay Conference on Quantum Mechanics
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
A
Z
X
A = numero di massa
Z = numero atomico
N = numero di neutroni = A-Z
Stesso numero atomico, diverso numero di massa  ISOTOPI
Es.: 12C, 13C
Stesso numero di massa, diverso numero atomico  ISOBARI
Es.: 14C, 14N
Massa di un elettrone: 0.0009106*10-24 g
Massa di un protone:1.6723*10-24 g
Massa di un neutrone:1.6745*10-24 g
Massa Atomica Relativa (uma)
1uma = 1/12 massa (g) 12C, massa 12C = 19,925*10-24g 
1uma= 19,925*10-24g/12 = 1,660*10-24
Massa 12C (uma) = 12
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Massa degli elettroni trascurabile.
Domenico Ciavardelli
Modello Atomico: evoluzione.
Dalton 
atomi indivisibili
Spettroscopia Ottica 
Transizioni  livelli energetici
Fisica Quantistica
Plank  Teoria dei Quanti
Thomson 
particelle subatomiche
Einstein  Fotoni e
Teoria Corpuscolare della Luce
Rutherford 
atomo nucleare
Atomo di Bohr
r
De Broglie 
Dualismo particella/onda
dell’elettrone
Heisemberg 
Principio di
indeterminazione
Schrödinger 
Numeri Quantici
Probabilità
Orbitali
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Orbitale atomico:
Orbitali s: n = 1, 2, 3, 4,....
l =0
V=4/3  r3
Orbitali p: n = 2, 3, 4,....
l=1
Orbitali d: n = 3, 4, ....,
l=2
n=numero quantico principale
l=numero quantico secondario
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
•Ogni funzione d’onda ovvero ogni orbitale corrisponde ad
uno specifico livello energetico  ogni elettrone può avere
un’energia che varia in modo discreto
•Livelli energetici per ATOMI POLIELETTRONICI
E = f( n, l )
3d
M
2p
2s
L
K
4s
3p
3s
1s
1
2
3
4
n
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Costruzione delle configurazioni elettroniche degli elementi
•AufbauCostruzione distribuzione degli elettroni in atomi
polielettronici
nei
possibili
orbitali
atomici
con
la
graduale
occupazione degli orbitali di minore energia.
 Principio di esclusione di Pauli: gli elettroni in un atomo non possono
essere caratterizzati dagli stessi numeri quantici. Ogni orbitale può ospitare
al massimo due elettroni aventi diverso valore di numero quantico di spin ±
½.
Regola di Hund: principio della massima molteplicità. Gli elettroni si
dispongono con spin paralleli nel massimo degli orbitali disponibili.
Corso di Orientamento:
n
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Es. Costruzione della configurazione elettronica per l’azoto:
N: 1s2 2s2 2p3 
•numeriamo arbitrariamente i 7 elettroni (e-) dell’azoto: e-1, e-2, e-3, e-4, e-5, e-6, e-7.
•Il primo elettrone e-1 avrà l’energia più bassa possibile  maggiore stabilità
favorita in pratica questo si traduce nell’iniziare a riempire l’orbitale a minore
energia 1s
•Ogni orbitale può descrivere il moto di due elettroni a spin antiparallelo 
l’orbitale 1s che abbiamo iniziato a riempire è semivuoto ovvero può descrivere il
moto di un altro elettrone ed è l’orbitale, seppur parzialmente riempito, a minore
energia  e-2 occuperà la lacuna elettronica nell’orbitale 1s è avrà spin
antiparallelo rispetto a e-1 (moto di rotazione sul proprio asse opposto a quello
dell’orbitale e-1).
•Con la stessa logica gli elettroni e-3 e e-4 riempiranno l’orbitale 2s che corrisponde
al livello energetico immediatamente superiore rispetto ad 1s che ormai è pieno.
• Gli elettroni e-5, e-6, e-7 non potranno che essere descritti dai 3 orbitali degeneri
(stessa energia) 2p che corrispondono al livello energetico immediatamente
superiore al livello corrispondente all’orbitale 2s.
•Questi 3 elettroni hanno a disposizione 3 orbitali vuoti  come si disporranno?
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Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
1) Prima possibilità: 2e- (e-5 ed e-6)
occuperanno il primo orbitale p e
avranno spin antiparallelo mentre
l’ultimo elettrone (e-7) occuperà uno
degli orbitali p vuoti
E = f( n, l )
2) Seconda possibilità: I tre
elettroni e-5, e-6, e-7 occupernno
singolarmente i 3 orbitali 2p
vuoti
E = f( n, l )
M
M
e5
e6
e7
e5
2p
e7
2p
L
L
e3
e4
e3
2s
K
e6
e1
2s
e2
K
1s
1
e4
2
n
e1
e2
1s
1
2
n
La seconda possibilità corrisponde alla maggiore stabilità in quanto si riducono notevolmente le
forze di repulsione tra i due elettroni entrambi carichi negativamente  minore repulsione 
maggiore stabilità  configurazione favorita!
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Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Primo e Secondo periodo.
He: 1s2
Li: [He]2s1
Be: [He]2s2
B: [He]2s22p1
C: [He]2s22p2
N: [He]2s22p3
O: [He]2s22p4
F: [He]2s22p5
Ne: [He]2s22p6
E = f (n, l )
3d
3p
M
4s
3s
2p
L
2s
K
1s
Elio [He]
1
2
3
4
n
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Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Configurazione elettronica  Legame Chimico
Interazione attrattiva sufficientemente intensa da permettere la formazione di un
sistema poli-atomico stabile ed individuabile come entità distinta  MOLECOLA
•
VALENZA: numero di legami che un atomo può formare  TEORIA VB.
•
REGOLA DELL’OTTETTO: gli elementi tendono alla configurazione elettronica esterna ad
8 elettroni dei gas nobili. Tale tendenza determina la valenza di una specie atomica.
•
Ogni atomo può formare un numero di legami pari al numero dei propri elettroni spaiati (Es: nel
caso dell’azoto descritto prima si ha la possibilità di formare tre legami per messa in
compartecipazione dei tre elettroni spaiati)
•
Ogni atomo può raggiungere l’ottetto per:
1.
Condivisione di elettroni tra atomi diversi  configurazione dell’ottetto  LEGAME
COVALENTE
2.
Condivisione di elettroni provenienti da UNO DEI 2 ATOMI coinvolti nell’interazione 
LEGAME DATIVO
3.
TRASFERIMENTO di elettroni da un atomo donatore ad un atomo accettore, che
acquista che acquista una carica negativa  formazione di IONI  LEGAME
ETEROPOLARE o IONICO
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Legame Covalente  Es: Molecola di idrogeno
I due elettroni
originariamente spaiati sono
accoppiati in un orbitale
molecolare e “condivisi” dai
due nuclei.
Orbitale
Molecolare
(Legame  minimo di energia)
Legame covalente
•DIAGRAMMA DELL’ENERGIA: La formazione del legame porta il sistema costituito dai due atomi ad uno stato corrispondente ad un
livello energetico minore. Infatti i due atomi di idrogeno (H: 1s) mettendo in compartecipazione gli elettroni nella formazione del legame
covalente assumeranno la configurazione stabile dell’Elio (He: 1s2) corrispondente al riempimento del livello K.
•Aumentando la distanza tra i due atomi rispetto alla lunghezza di legame (r ) il sistema molecola viene meno e la sua energia tende a zero.
Per valori della distanza tra i due atomi <r prevalgono le forze repulsive tra i nuclei e l’energia del sistema tende a +∞.
•Gli elettroni di legame occupano orbitali molecolari generati dalla sovrapposizione di orbitali atomici tanto più efficace in termini di
stabilizzazione del legame quanto più la direzionalità degli orbitali atomici di partenza è simile.
•Lo stesso tipo di legame si instaura tra atomi che formano altre molecole
biatomiche omonucleari: N2, O2, F2  LEGAME
COVALENTE PURO. Tali composti si presentano in natura come molecole biatomiche omonucleari in virtù della stabilizzazione di tale
sistema rispetto ai relativi sistemi atomici.
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
•Un LEGAME potrà essere definito COVALENTE PURO solo
nel caso di legami tra atomi uguali. Solo in tal caso, infatti, la
differenza di elettronegatività tra gli atomi è nulla e gli elettroni
di legame sarà ugualmente attratti dai due nuclei.
•LEGAMI COVALENTE POLARIZZATO  attrazione
degli elettroni di legame da parte dell’atomo più elettronegativo
Atomi X e Y tali che χ(X) < χ(Y)  X  ----Y 
χ= elettronegatività
= parziale carica positiva di X,
= parziale carica negativa di Y
Polarità del Legame
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Proprietà periodiche
•Gli elementi di uno stesso gruppo presentano caratteristiche chimiche e fisiche
simili.
•Nell’ambito di un gruppo le proprietà variano REGOLARMENTE al variare
del numero atomico.
1. Potenziale di prima ionizzazione.
2. Affinità elettronica.
3. Raggio Atomico.
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
1.
Potenziale di ionizzazione: energia E necessaria al processo
M+E
(M+) + (e-) (Ossidazione)
Il processo di ionizzazione è quindi ENDOERGONICO.
Diminuisce nei gruppi poichè gli elettroni più esterni sono
schermati da quelli interni e cresce da sinistra a destra lungo
i periodi poiche’ l’aumento del numero di elettroni
corrisponde all’aumento della carica nucleare con l’aumento
dell’energia richiesta per l’estrazione dell’elettrone
Es: Metalli alcalini e alcalino terrosi tendono a dare ioni mono e
bivalenti positivi rispettivamente
Es: valore massimo per i gas nobili: REGOLA dell’OTTETTO.
Cosa si intende per periodicita’?
2 Affinità elettronica: energia E sviluppata nella formazione di uno ione negativo gassoso
(PROCESSO ESOERGONICO)
X + (e-)
(X-) + E
o, considerando il processo inverso, l’energia necessaria a strappare un elettrone all’anione.
Es.: Il cloro tende ad acquistare un elettrone  il processo è favorito ed esotermico  elevata
affinità elettronica.
Il sodio, al contrario, ha un comportamento opposto: tende a perdere un elettrone non ad
acquistarlo.  il processo di formazione dello ione Na- è sfavorito e la sua affinità
elettronica è molto bassa
Aumenta da sinistra a destra lungo i periodi (aumenta Z e la carica nucleare a parità di n
 l’elemento acquista più facilmente l’elettrone, il processo è più favorito e l’energia
sviluppata è maggiore) e diminuisce lungo i gruppi (aumentano Z ma anche n.
Benchè aumenti la carica nucleare, cresce anche il livello energetico degli orbitali
capaci di ospitare l’elettrone per dare l’anione gassoso. L’elettrone acquistato sarà
meno vincolato, l’anione sarà meno stabile e il processo complessivamente meno
favorito).
3 Raggio atomico: distanza dal nucleo dell regione in cui è massima la probabilità di trovare gli
elettroni più esterni. Tale distanza è direttamente proporzionale al numero quantico
principale n. Diminuisce lungo i periodi (n=cost, Z crescente  contrazione) Cresce
nell’ambito dei gruppi (n cresce, Z cresce ma prevale l’effetto di n).
=elettrone spaiato (possibilità di formare un legame)
=nucleo
=orbitale atomico (zona dello spazio in cui è più probabile trovare un elettrone)
Atomi uguali
(stessa ELETTRONEGATIVITA’)
Atomi differenti
(diversa ELETTRONEGATIVITA’)

Legame covalente puro
(Nessuna polarità di legame;
elettroni ugualmente condivisi
dai due nuclei)

Legame covalente polare
(L’atomo più elettronegativo attrae gli
elettroni di legame; Polarità)
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
•Orbitali atomici (ψn, l, ml) e configurazione elettronica
•Legame chimico 1. Covalente puro
2. Covalente polarizzato  Differenza di Elettronegatività
3. Legame ionico
Elettronegatività
I A (1)
χ
II A (2)
III B (13)
IV B (14)
V B (15)
VI B (16)
VII B (17)
Li
0.97-0.94-0.98
Be
1.47-1.46-1.57
B
2.01-2.01-2.04
C
2.50-2.63-2.55
N
3.07-2.33-3.04
O
3.50-3.17-3.44
F
4.10-3.91-3.98
Na
1.01-0.93-0.93
Mg
1.23-1.32-1.31
Al
1.47-1.81-1.61
Si
1.74-2.44-1.90
P
2.06-1.81-2.19
S
2.44-2.41-2.58
Cl
2.83-3.00-3.16
K
0.91-0.80-0.82
Ca
1.04-------1.00
Ga
1.82-1.95-1.81
Ge
2.02-------2.01
As
2.20-1.75-2.18
Se
2.48-2.23-2.55
Br
2.74-2.76-2.96
Rb
0.89-------0.82
Sr
0.99-------0.95
In
1.49-1.80-1.78
Sn
1.72-------1.80
Sb
1.82-1.65-2.05
Te
2.01-2.10-2.1
I
2.21-2.56-2.66
Cs
0.86-------0.79
Ba
0.97-------0.89
Tl
1.44-------1.62
Pb
1.55-------1.87
Bi
1.67-------2.02
Po
1.76-------2.0
At
1.96-------2.2
H
2.20----------
•Aumentando la differenza di elettronegatività tra gli atomi coinvolti nel legame aumenta il carattere polare del legame covalente.
•Per valori di
χ>1.7 (Scala Pauling) il legame potrà essere definito ionico.
Differenza di elettronegatività
Percentuale di carattere ionico
0,00 0,65 0,94 1,19 1,43 1,67 1,91 2,19 2,54 3,03
0% 10% 20% 30% 40% 50% 60% 70% 80% 90%
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Es.: Come possiamo prevedere sia un legame C-H?
χC=2,50; χC=2,20  χ=0,3  il legame sarà leggermente polarizzato verso il
carbonio ma la differenza di elettronegatività è così bassa da poter considerare il
legame covalente.
Es.: Come possiamo prevedere sia il legame C-O?
χC=2,50; χC=3,50  χ=1,0  il legame covalente χ<1,7) ma di sicuro più
polarizzato rispetto al precedente  parziali cariche + e - su C e O
rispettivamente
Es.: Come possiamo prevedere sia il legame Na-Cl?
χNa=1,01; χCl=2,83  χ=1,81>1,7  il legame non sarà covalente polare ma
sarà di tipo ionico  completa separazione di cariche  interazione
elettrostatica attrattiva tra anione Cl- e catione Na+.
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Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Legame ionico
Repulsione
r<2,4 Å
Energia potenziale (eV)
Equilibrio
r=2,4 Å
Attrazione
r>2,4 Å
Na0 + Cl0
Legame ionico
χ è tale che l’atomo più elettronegativo
acquista l’elettrone dall’atomo più
elettropositivo  COMPLETA
SEPARAZIONE DI CARICA)
Distanza interatomica,
r (Angstroms, Å=1*10-10m)
Energia
di legame=4,2 eV
Na+ Cl-
Interazione puramente elettrostatica:
Legge di Coulomb
F=k*(q1*q2)/r2
Distanza tra gli ioni (r, lunghezza del legame)
corrispondente al minimo di energia per il sistema
poliatomico
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Differenza di elettronegatività  NUMERO DI OSSIDAZIONE:
carica formale che può essere assegnata ad un elemento (atomo)
coinvolto in un legame chimico.
•L’elemento più elettronegativo attrae gli elettroni di legame e
assume una carica formale negativa.
•L’elemento meno elettronegativo tende a cedere l’elettrone di
legame assumendo una carica formale positiva
H≈0
H
Cl
H≈0 C≈0
H≈0
O-
C+
O-
H≈0
•H è uno degli elementi meno elettronegativi: carica formale +1
•O è uno degli elementi più elettronegativi: carica formale -2
•Elementi e composti nello stato di riferimento  legami tra atomi
Corso di Orientamento:
uguali χ=0 carica formale nulla
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Il numero di ossidazione del Carbonio aumenta
-4
CH4
-2
CH3OH
0
+2
H2CO HCOOH
+4
CO2
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Variazione del numero di ossidazione  reazioni di ossidoriduzione
•Ossidazione e riduzione
Riduzione
B ossidato
A ridotto
Aumento della
carica positiva
Diminuzione della
carica positiva
Ossidazione
Corso di Orientamento:
Elementi di Chimica
Domenico Ciavardelli
Per approfondimenti:
•Capitoli 1, 2, 3 del testo “Chimica,
Bichimica e Biologia Applicata” di
Massimo Stefani e Niccolò Taddei,
seconda edizione (Zanichelli 2008).
•E’ possibile inoltre utilizzare qualsiasi
testo in uso presso le scuole secondarie
di secondo grado.
Corso di Orientamento:
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