lezione 2 File
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PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI RAGGIO ATOMICO + XX + e-X Xee--+ + X X + 1/2(EI+AE) ENERGIA DI IONIZZAZIONE (IE) AFFINITA’ ELETTRONICA (EA) ELETTRONEGATIVITA’ Gruppo IA- metalli alcalini: litio, sodio, potassio, rubidio, cesio e francio L'idrogeno, pur facendo parte del gruppo IA, non è un metallo alcalino. -elevata reattività: in natura essi non si trovino mai allo stato elementare ma sotto forma di composti. -caratteristiche spiccatamente metalliche: possono essere tagliati con qualsiasi lama e piegati o schiacciati con le dita. -reagiscono con l'acqua per formare gli idrossidi generando soluzioni altamente alcaline e idrogeno Gruppo IIA-metalli alcalino terrosi: berilio, magnesio, calcio, stronzio, bario, radio. -elevata reattività: non esistono in natura allo stato elementare ma solo sotto forma di composti. -Formano facilmente cationi bivalenti Me2+ e come tali si ritrovano nei composti. Hanno comportamento metallico tanto più spiccato quanto maggiore è il valore del numero atomico. Gruppo IIIA-metalli terrosi: boro, alluminio, gallio, indio, tallio -reattivi e pertanto non si trovano in natura allo stato elementare. -l'alluminio che è il metallo più diffuso in natura e costituisce circa il 7,5% della crosta terrestre. -La struttura elettronica esterna dei metalli terrosi è s2p. Tali elementi riescono però facilmente a promuovere un elettrone dell’orbitale s in un orbitale p con formazione di ibridizzazione sp2 -A causa dei bassi valori dell'elettronegatività, gli elementi del terzo gruppo, come d'altronde quelli del primo gruppo e del secondo gruppo non presentano numeri di ossidazione negativi Metalli di transizione (blocco d): -caratteristiche metalliche: sono duri, buoni conduttori di elettricità e di calore, hanno elevati punti di fusione e di ebollizione. -Formano facilmente composti di coordinazione a causa della presenza di orbitali di tipo d parzialmente riempiti. I semimetalli: boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio e polonio. -presentano caratteristiche chimiche tipiche dei metalli o dei non metalli a seconda che si combinino con non metalli o metalli rispettivamente. -sono eccellenti semiconduttori, vengono utilizzati nella fabbricazione di transistor e circuiti integrati I non metalli: idrogeno, carbonio, azoto, ossigeno, fluoro, fosforo, zolfo, cloro, selenio, bromo, iodio, astato e i gas nobili. -aspetto opaco e sono cattivi conduttori di elettricità e di calore -elevata tendenza che hanno di formare ioni - danno luogo ossidi acidi quando reagiscono con ossigeno che a loro volta formano acidi ternari reagendo con acqua Gruppo VIIA-alogeni: -hanno configurazione elettronica esterna s2p5 e il loro comportamento è in massima parte dettato dal fatto che essi tendono a formare l'ottetto s2p6 -hanno un'elevata elettronegatività, anche se la tendenza ad acquistare un elettrone diminuisce con l'aumentare del numero atomico. -Il fluoro è l'elemento più elettronegativo della tavola periodica e nei suoi composti ha numero di ossidazione -1; gli altri alogeni, invece, hanno anche numeri di ossidazione positivi Gruppo VIIIA- gas nobili: elio, neon, argo, cripto, xeno, rado -sono tutti gas monoatomici -talvolta essi si trovano insieme ad altri gas -l'elio dopo l'idrogeno è l'elemento più diffuso nell'universo (circa 23%). -presentano tutti l'ultimo livello di energia completo (ottetto elettronico) tranne l’elio. - chimicamente sono quindi inerti IL LEGAME CHIMICO IL LEGAME CHIMICO Perché formare legami con altri atomi? Regola dell’ottetto Gli atomi degli elementi dei gruppi rappresentativi (sottogruppi A) acquistano, perdono o condividono elettroni per raggiungere una configurazione stabile come quella dei gas nobili con otto elettroni nel guscio di valenza Valenza E’ la capacità di combinazione di un elemento, corrispondente al numero di elettroni che il suo atomo mette in gioco nella formazione di legami chimici Legame ionico Legame covalente LEGAMI FORTI Legame metallico LEGAME IONICO Avviene tra elementi con elevata differenza di elettronegatività E’ caratterizzato da un vero e proprio scambio di elettroni Na → Na+ + 1e- (ossidazione) Cl + 1e- → Cl- (riduzione) per entrambi c’e il raggiungimento della configurazione del gas nobile Gli ioni sodio e cloruro interagiscono elettrostaticamente formando un solido cristallino di tipo ionico (sale) in cui ciascun ione è circondato da sei ioni con segno opposto LEGAME IONICO Proprietà: Solidi a temperatura ambiente Elevata temperatura di fusione ed ebollizione Scarsa conducibilità allo stato solido Solubili in solventi polari Elevata conducibilità allo stato fuso Duri Fragili ALTA ENERGIA di LEGAME LEGAME IONICO Influenzato da: Bassa energia di ionizzazione Elevata affinità elettronica Differenza di elettronegatività ≥ 2 E’ un processo esotermico → la formazione del legame avviene perché il composto E’ PIU’ STABILE (ha minore energia) La stabilità dell’impacchettamento è espressa dall’energia reticolare L’energia reticolare aumenta con l’aumentare della carica In alcuni casi è semplice prevedere la carica che si instaurerà sullo ione (Gr.IA, IIA, IIIA, VIA e VIIA) Metalli del Gr. IB (Cu, Ag, Au) danno ioni 1+ ; gr.IIB (Zn, Cd e Hg) danno ioni 2+ La maggior parte dei metalli di transizione perdono prima gli elettroni di valenza s e poi quelli d: manifestano più di uno “stato di carica” (Cr2+; Cr3+, Fe2+, Fe3+) LEGAME METALLICO E’ responsabile dell’attrazione tra atomi di elementi metallici con la conseguente formazione di aggregati cristallini I metalli possiedono bassi valori di elettronegatività e di energia di prima ionizzazione PERCIO’? I cationi formatisi occupano posizioni fisse e ordinate nei cristalli metallici mentre gli elettroni ceduti vengono messi in comune e costituiscono una nuvola elettronica molto mobile responsabile delle proprietà macroscopiche di questi elementi. Solo la presenza di elettroni liberi di muoversi riesce a spiegare l'elevata conducibilità elettrica dei solidi metallici. LEGAME METALLICO Caratteristiche del legame Proprietà del materiale Punti di ebollizione e fusione molto alti Legami forti Alta densità Non solubilità Duttile Legami non direzionati malleabile Elettroni delocalizzati Buoni conduttori di calore ed elettricità Opacità e lucentezza LEGAME COVALENTE Gli elettroni non vengono ceduti e acquisiti, ma condivisi da entrambi gli atomi . H + H → H2 Distanza del legame La densità elettronica (carica negativa) concentrata tra i nuclei dei due atomi (carica positiva) fa da collante (interazione elettrostatica) per la molecola. RAPPRESENTATI DALLE STRUTTURE DI LEWIS LEGAME COVALENTE Nel modello di Lewis la valenza di un elemento è associata al numero delle coppie di elettroni condivise al fine di ottenere l’ottetto esterno identità tra elettroni di valenza e il numero di gruppo di appartenenza F (VII A) O (VI A) N (V A) C (IV A) Permette di prevedere quanti legami tenderebbe ad instaurare l’elemento per completare l’ottetto LEGAME COVALENTE ORDINE di LEGAME LEGAMI MULTIPLI Per indicarediil numero legami di cheelettroni uniscono→ duelegame atomi si usa parlare di ordine di La condivisione un’unicadicoppia semplice legame: esso rappresenta il numero totale di coppie di elettroni che partecipano al legame tra due atomi IN MOLTE MOLECOLE GLI ATOMI CONSEGUONO LA L’ordine di legame di un legame singolo 1, quello di un legame doppio è 2, ecc. CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEIèGAS MOBILI CONDIVIDENDO PIU’ L’ordine DI UNAdiCOPPIA ELETTRONI legame (eDI di conseguenza l’uso di espressioni come legame singolo, doppio o triplo) trova riscontro sperimentale nella sequenza delle lunghezze e delle energie di legame: la lunghezza di legame diminuisce all’aumentare dell’ordine di legame, mentre l’energia di legame aumenta. Molecola Ordine di legame Lunghezza (pm) F2 Condivisione di 1 due coppie di elettroni O2 2 DOPPIO LEGAME N2 ( ossigeno) 3 Energia (kJ/mol) Condivisione di 142 159 tre coppie di elettroni 121 498 TRIPLO LEGAME 110(azoto) 945 La distanza tra due atomi legati diminuisce all’aumentare del numero di coppie di elettroni condivise Una struttura di Lewis non rappresenta un ritratto della vera LEGAME COVALENTE struttura geometrica della molecola: è una mappa della Rappresentazione delle strutture di distribuzione deiLewis: legami La formulazione delle strutture di Lewis per la maggior parte dei composti e degli ioni formati dagli elementi non metallici non presenta grosse difficoltà: 1. Sommare gli elettroni di valenza (ATTENZIONE se la specie è neutra, uno ione positivo o ione negativo) 2. Scrivere i simboli degli atomi interessati in modo da mettere in evidenza i collegamenti reciproci 3. Una volta definita la disposizione degli atomi, tracciare un legame semplice fra quelli che si ritengono siano legati direttamente; riportare gli elettroni rimanenti sui singoli atomi come coppie non condivise tentando di costruire un ottetto intorno a ciascun atomo (escluso l’idrogeno) a) Se ogni atomo ha un ottetto la struttura di Lewis è completa b) Se le coppie di elettroni non sono sufficienti, allora una o più coppie non condivise devono essere usate per creare legami doppi o tripli c) Se le coppie son in numero superiore allora nel composto la regola dell’otteto non vale Modalità per scrivere le strutture di Lewis di: HF, N2, NH3, CH4, CF4, NO+ Esempi di formule di risonanza nitrato (NO3-) ha 24- elettroni di valenza. Per soddisfare la di formuleLo diione risonanza Lo ione nitrato (NO ) ha 24 elettroni di valenza (5 + 18 +1). 3 regola dell’ottetto,Per si può scrivere la regola struttura a lato soddisfare la dell’ottetto: Questa l’esistenza di due tipi di legame N-O: uno più roni di valenza. Perprevede soddisfare la la strutturacorto a lato(quello doppio) e due più lunghi (legami singoli) Sperimentalmente un unico tipo di legame N-O, di tipi di legame N-O: uno più si osserva FORME RISONANTI nghi (legamilunghezza singoli) intermedia fra quella di un legame singolo e doppio: questa struttura, pur rispettando la Formule regola dell’ottetto, non la Succede talvolta che per alcune disostanze risonanza nico tipo di legame N-O, di rappresentadisposizione correttamenteatomica il legamenon esistente in NO3è adeguatamente Sperimentalmente osserva un unicositipo legamepiù N-O, di lunghezza i un legame singolo eIndoppio: alcuni casisiper una molecola puòdiscrivere di una struttura in cui la sola descritta da una sola struttura di Lewis. intermedia fra quella di un e doppio a regola dell’ottetto, non differenza è la localizzazione deilegame legamisingolo multipli o delle coppie solitarie La vera struttura è rappresentata dalla media delle 3 strutture me esistente in NO 3 esentata dalla media delle 3 strutture Û ozono In questi casi la struttura della molecola è interpretata come un ibrido di risonanza: la risonanza distribuisce il carattere di legame multiplo sugli atomi che partecipano al legame La struttura elettronica è data delle due formule e la risonanza è indicata Il completamento dell’ottetto è sempre appropriato punto di vista energetico completamento dell’ottetto nonnon è sempre appropriato daldal punto di vista energetico esempio in BF elettroni di valenza): dAd esempio in BF concon 24 24 elettroni di valenza): 3 (molecola 3 (molecola in questo caso laEccezioni struttura 6regola elettroni intorno a più bassa energia. alla dell’ottetto questo caso la struttura concon 6 elettroni intorno al BalèBaèpiù bassa energia. La struttura elettroni intorno al boro prevede la cessione di un elettrone struttura concon ottootto elettroni intorno al boro prevede la cessione di un elettrone daldal 1. Un gruppo piuttosto piccolo costituito da molecole dotateladila un fluoro al boro. Una carica positiva sull’atomo elettronegativo destabilizza oro al boro. Una carica positiva sull’atomo piùèpiù elettronegativo destabilizza Il completamento dell’ottetto non è sempre appropriato dal numero dispari di elettroni (ClO2, NO e NO2) struttura. uttura. punto di vista energetico Ad esempio in BF3 (molecola con 24 elettroni di valenza): in questo caso la struttura con 6 elettroni intorno al B è a più2.bassa energia. Quando attorno ad un atomo ci sono meno di otto elettroni (BF3) (formazione di un legame dativo) 3. Presenza di più di otto elettroni nello stato di valenza di un atomo (PCl5) LEGAME COVALENTE Quando il legame chimico si viene a formare tra due atomi che hanno la stessa elettronegatività si parla di legame covalente puro. O + O O2 Quando i due atomi hanno una diversa propensione di attrarre elettroni (diversa elettronegatività) il legame è di tipo covalente polare con la conseguente formazione di un dipolo elettrico (momento di dipolo del legame). + H Cl LEGAME COVALENTE Regole: numero di1. Ilossidazione: caricadiformale di un atomo ottenuta gli numero di ossidazione qualunque sostanza allo stato elementareassegnando è ZERO elettroni (Cl dei legami covalenti polari all’atomo più elettronegativo che forma il 2, N 2) legame. E’ la elementi carica più che l’atomo avrebbe il legame fossenegativo, ionico.eEs. H2O, 2. Gli elettronegativi assumono se numero di ossidazione H2O2 la grandezza del numero di ossidazione corrisponde + o – alla valenza o al numero dei legami a coppia di elettroni. 3. La somma dei numeri di ossidazione degli elementi presenti in una qualunque molecola o ione deve uguagliare sempre la carica complessiva della specie. (OF2, casoAlO in2 )cui gli atomi coinvolti nel legame sono dello stesso elemento Nel (stessa elettronegatività) gli gr. elettroni equamente i due 4. Metalli (gr I A: n.o. 1+; II A: n.o. vengono 2+;gr. III A: Al: n.o. 3+; divisi F: n.o. tra O quasi sempre n.o. -2 tranne neipuro perossidi dove èha0.n.o. atomi che1;formano il legame covalente e il n.o. Es.-1) O2 5. L’ H ha sempre n.o. +1, tranne negli idruri dei metalli dove ha n.o. -1 Geometria molecolare La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) è una semplice teoria che ci permette di predire la geometria delle molecole in base ad alcuni semplici principi. Il principio base di tale legge dice: Le coppie elettroniche di valenza si dispongono attorno ai nuclei il più distante possibile tra loro in modo da diminuire la repulsione tra le nuvole elettroniche. Le coppie elettroniche di valenza comprendono le coppie di non legame e le coppie di legame (dove un legame multiplo conta come una singola coppia elettronica). Le coppie di non legame occupano più spazio delle coppie di legame. La geometria della molecola dipende dalla disposizione nello spazio delle coppie di legame. Geometria molecolare (CO2) (BF3,, O3) (CH4, NH3, H2O, HF) (PCl5) (SF6, IF5) Geometria molecolare La geometria delle molecole determina proprietà chimico-fisiche diverse dei composti: molecole che possiedono un momento di dipolo non nullo (molecole polari) sono meno volatili (passano allo stato vapore con più difficoltà) di molecole che hanno un momento di dipolo nullo (molecole apolari). Momento di dipolo non nullo Molecola polare + OMomenti di dipolo di legame H + H FORMAZIONE di legami dipolo-dipolo Momento di dipolo nullo Molecola apolare - O + C - O TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA La teoria VSEPR non dà indicazione sul tipo di legame che viene a formarsi: I LEGAMI SINGOLO, DOPPIO O TRIPLO VENGONO comunque CONSIDERATI COME una singola coppia di legame La teoria del legame di valenza, descrive il legame covalente mediante l’uso degli orbitali atomici dei singoli atomi che formano il legame chimico e permette di ottenere utili indicazioni sul tipo e sull’ordine di legame. Il legame chimico tra due atomi si instaura se: 1) E’ presente almeno un orbitale semioccupato in entrambi gli atomi che formano il legame. 2) Gli orbitali atomici semioccupati possiedono la giusta orientazione per sovrapporsi. 3) Questi orbitali che si sovrappongono hanno un’energia paragonabile ORBITALI IBRIDI Gli orbitali ibridi sono orbitali atomici ottenuti dal mescolamento (combinazione lineare) degli orbitali atomici fondamentali. Il mescolamento di N orbitali atomici fondamentali produce N orbitali atomici ibridi degeneri (stessa energia). ORBITALI IBRIDI Tetraedrica ORBITALI IBRIDI Bipiramide trigonale ORBITALI IBRIDI ottaedrica 2 tipi di legami covalenti con orbitali ibridi: ● LEGAME σ: si tratta di un legame covalente normale fra due atomi che coinvolge almeno un orbitale ibrido. La sovrapposizione degli orbitali è in questo caso frontale e circolare, l'asse del legame è simmetrico. ● LEGAME π: può formarsi unicamente in presenza di un legame σ, si tratta di un legame che è decisamente diverso, gli elettroni condivisi si pongono in un orbitale non ibrido e posti in senso perpendicolare rispetto al legame precedentemente descritto, si tratta di una sovrapposizione laterale di orbitali, con asse centrale ma di forma chiaramente allungata. LEGAME COVALENTE Caratteristiche del legame covalete Proprietà del materiale Punti di ebollizione e fusione molto alti Legami forti Elevate durezze Non solubilità Deformabili con difficoltà Legami direzionati Fragilità Elettroni localizzati Cattivi conduttori di calore ed eletricità Geometria molecolare Un ulteriore esempio di relazione struttura-proprietà è dato dalle forme allotropiche del carbonio Le proprietà quali durezza, conducibilità elettrica, colore, etc. sono completamente diverse tra loro in queste tre forme allotropiche del carbonio e dipendono dal modo con cui i vari atomi di carbonio si legano tra loro. IL LEGAME CHIMICO:legami deboli Sono interazioni di natura elettrostatica. Ogni carica elettrica (ione o dipolo elettrico associato ad una molecola) genera un campo elettrico che può: i) indurre orientazione di eventuali dipoli presenti; ii) indurre polarizzazione in molecole polari; iii) causare la formazione di dipoli indotti in molecole apolari. Le forze dipolo-dipolo manifestano un aspetto macroscopico misurabile punto di ebollizione AUMENTO DELLE TEMPERATURE DI EBOLLIZIONE E DI FUSIONE STRUTTURA DEL GHIACCIO IMPORTANZA BIOLOGICA DEI LEGAMI IDROGENO La molecola di DNA è costituita da due catene. Ciascuna catena è tenuta unita da legami covalenti forti, ma milioni di legami a idrogeno legano una catena all’altra per formare la doppia elica. . L’energia totale dei legami a idrogeno mantiene unite le catene durante molti processi. Tuttavia, ciascun legame a idrogeno è molto debole. Dalla rottura di un piccolo numero i legami a idrogeno per volta, le catene possono separarsi durante i processi cruciali della sintesi proteica e della riproduzione cellulare
