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Tavola periodica e legame chimico

Tavola periodica e legame chimico. Lezione 3. atomo = particella “chimicamente elementare”. non sintetizzabile da particelle subatomiche di massa inferiore ( in assenza di forze elettromagnetiche e/o gravitazionali sufficienti). particelle subatomiche = protoni, neutroni,

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Tavola periodica e legame chimico

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Presentation Transcript

  1. Tavola periodica e legame chimico Lezione 3

  2. atomo = particella “chimicamente elementare” non sintetizzabile da particelle subatomiche di massa inferiore ( in assenza di forze elettromagnetiche e/o gravitazionali sufficienti) particelle subatomiche = protoni, neutroni, elettroni.

  3. atomo Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me mp : mn: me1 : 1 : 0,00054

  4. in ogni atomo il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni. Questo numero viene denominato Numero Atomico, Z. Si riconoscono così109 specie atomiche,con Z da 1 a 109, che vengono definite Elementi Chimici indicati con un simbolo che corrisponde alla prima lettera, o alle prime due lettere, del nome latino.

  5. ISOTOPI Esempio: 35Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni 37Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni Numero atomico (Z) = numero di elettroni

  6. Unità di massa atomica: 1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27kg) Alcune masse atomiche (pesi atomici): H 1,008 He 4,003 Li 6,941 Be 9,012 B 10,811 C 12,011 N 14,007 O 15,999 F 18,998 Ne 20,180 Na 22,990 Mg 24,305 Al 26,982 Si 28,086 P 30,974 S 32,066 Cl 35,453 Ar 39,948

  7. orbita sole pianeta orbita nucleo + - elettrone Modello planetario forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta

  8. Modello atomico di Bohr forza centrifuga della rotazione dell’elettrone intorno al nucleo = multiplo intero della costante di Planck = Niels Henrik Bohr Copenhagen 7.10.1885 - Copenhagen 18.11.1962 Nobel per la Fisica 1922 Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone momento angolare dell’elettrone Riproduce perfettamente lo spettro dell’atomo d’idrogeno ... e basta.

  9. Dualismo onda-materia Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza: Louis Victor Duc de Broglie Dieppe 15.8.1892 - Parigi 1987 Nobel per la Fisica 1929 elettroni Conseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo “onde stazionarie”

  10. Oscillazione di una corda tesa sono permesse solo le “onde stazionarie”

  11. “onde stazionarie” su orbite circolari: “orbita non stazionaria” “orbita stazionaria”

  12. Equazione di Schrödinger Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger Vienna 12 Agosto 1887 – Vienna 4 Gennaio 1961 Nobel per la Fisica 1933 Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): è la funzione d’onda che descrive la particella.

  13. è una funzione d’onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

  14. Principio di indeterminazione di Heisenberg px x Werner Heisenberg Würzburg 5.12.1901 - Monaco di Baviera 1976 Nobel per la Fisica 1932

  15. L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione, (x),ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m(x). Numeri quantici: n (principale) = 1, 2, 3, …  (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) m (momento magnetico) = -, …, 0, …, +

  16. S N Numero quantico di spin Una particella carica, che ruota su stessa, genera un campo magnetico. Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di “spin”, che può avere solo due valori, s = +½ e s = -½.

  17. atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo protone e quindi da un solo elettrone: È un atomo fittizioper il quale è relativamente facile definire le funzioni “orbitali atomici” Gli orbitali atomici di un atomo idrogenoide sono distinguibili con4 numeri quantici,denominati rispettivamente principale, n,  1; individua i livelli di energia possibili. orbitale, l; 0  l  (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è più probabile trovare l’elettrone. magnetico, m; - l  m  + l; indica piccole variazioni di energia dell’elettrone in presenza di un campo magnetico. di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2

  18. n,,m(x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli) Wolfgang Pauli Vienna 2.4.1900 – Zurigo 15.12.1958 Nobel per la Fisica 1945 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, …  = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½

  19. Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio. Orbitali atomici: s (orbitale sferico) p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d (5 orbitali orientati nello spazio) ….. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

  20. Orbitali p

  21. Orbitali d

  22. Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati” ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin di segno opposto.

  23. 5p 4d E 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s Ossigeno, ha 8 elettroni. 1s2 2s2 2p4        

  24. Julius Lothar Meyer1830-1895 Mendeleev, Dmitri Ivanovitch 1834 - 1907 Tavola periodica degli elementi (1860) Elementi organizzati in base al numero atomico e alle loro caratteristiche chimico-fisiche.

  25. H He Gas Li Be B C N O F Ne Liquidi Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Solidi

  26. Gruppi Periodi

  27. orbitali p orbitali s orbitali s He H orbitali d Be B C N O F Li Ne Mg Al Si P S Cl Na Ar Ti Ca Ga Sc V Ni Cu Zn Ge K Cr Mn Fe Co As Se Br Kr Zr Sr In Nb Pd Ag Cd Sn Rb Y Mo Tc Ru Rh Sb Te I Xe Hf Ba Tl Ta Pt Au Hg Pb Cs La W Re Os Ir Bi Po At Ra Ra Fr Ac Ce Ho Pr Gd Tb Dy Er Nd Pm Sm Eu Tm Yb Lu Th Es Pa Cm Bk Cf Fm U Np Pu Am Md No Lr orbitali f

  28. H He Non metalli Semimetalli Li Be B C N O F Ne Metalli Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

  29. O

  30. Massa atomica Numero atomico 8 Ossigeno 15,9994 Elettronegatività 3,5 O 13,61 -2 Prima ionizzazione (eV) 0,66 Numeri di ossidazione [He] 2s2 2p4 Raggio atomico (Å)

  31. Proprietà fisiche e chimiche Affinità elettronica Energia di ionizzazione  Numeri di ossidazione  Raggio atomico  Struttura cristallina

  32. Affinità elettronica: Capacità di un elemento di accettare un altro elettrone. Quella dei non metalli è più alta di quella dei metalli e quella degli alogeni è la più alta di tutte. Energia di ionizzazione: Energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’elemento. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo. Numeri di ossidazione: Carica che l’atomo di un elemento assumerebbe nell’ipotesi che tutti gli elettroni impegnati nei legami si localizzino sull’atomo più“elettronegativo”.

  33. Energia di ionizzazionedi un atomo (o potenziale di ionizzazione): A(g)  A+(g) + e-(g) H° = I1 Affinità elettronica di un atomo: A-(g)  A(g) + e-(g)H° = A

  34. Energia di ionizzazione Affinità elettronica  + Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Elettronegatività

  35. Elettronegatività He 0 H 2,2 N 3,0 O 3,4 Be 1,6 B 2,0 C 2,6 F 4,0 Li 1,0 Ne 0 Ar 0 P 2,2 S 2,6 Mg 1,3 Al 1,5 Si 1,8 Cl 3,2 Na 0,9 Kr 0 Ga 1,8 Sc 1,4 Ti 1,5 Co 1,9 Ni 1,9 Cu 1,9 Cr 1,7 Fe 1,8 As 2,2 Se 2,6 Br 3,0 Ca 1,0 V 1,6 Zn 1,7 Ge 2,0 Mn 1,6 K 0,8 In 1,8 Zr 1,3 Rh 2,3 Pd 2,3 Y 1,1 Mo 2,2 Ru 2,2 Sb 2,1 Te 2,1 I 2,7 Sr 1,0 Nb 1,6 Ag 1,9 Cd 1,7 Sn 2,0 Tc 1,9 Xe 0 Rb 0,8 Tl 2,0 Hf 1,3 Ir 2,2 Pt 2,3 Cs 0,8 La 1,1 W 2,4 Os 2,2 Bi 2,0 Po 2,0 At 2,2 Ba 0,9 Ta 1,5 Au 2,5 Hg 2,0 Pb 2,3 Re 1,9 Rn 0 Ra 0,9 Ac 1,1 Fr 0,7

  36. L’energia del legame A-B è l’energia necessaria per provocarne la dissociazione, in pratica è il H del processo: AB(g)  A(g) + B(g) I legami chimici sono sempre il frutto di interazioni elettrostatiche.

  37. Legame chimico • Covalente (omonucleare o eteronucleare) • Covalente polare (eteronucleare) • Ionico • Idrogeno

  38. Le cariche negative degli elettroni si trovano a contatto Se non avviene niente tra gli elettroni, i due atomi si respingono e non si ha nessun legame. Oppure, si possono verificare due casi limite:

  39. Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo

  40. Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: - + si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono LEGAME IONICO

  41. I due atomi hanno elettronegatività paragonabile: se si verificano le condizioni adatte, gli elettroni possano localizzarsi in mezzo ai due atomi LEGAME COVALENTE

  42. I due atomi hanno elettronegatività diversa, ma non troppo: gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi, ma un po’ spostati verso quello più elettronegativo LEGAME COVALENTE-POLARE

  43. Sovrapposizione degli orbitali atomici: possono essere condivisi soltanto due elettroni a spin opposto. • Perché il legame si formi la sovrapposizione degli orbitali atomici deve portare ad una stabilizzazione del sistema. • Il legame covalente è direzionale poiché gli orbitali atomici hanno una precisa orientazione nello spazio. • Il legame covalente si può formare tra atomi uguali, e anche tra atomi diversi. • Si possono formare molecole piccole o grandi (idrogeno e emoglobina), oppure reticoli di atomi collegati tra loro (diamante e quarzo).

  44. H2 *1s 1s 1s 1s Orbitale molecolare: Combinazione lineare degli orbitali atomici.

  45. *2p N2 2p 2p *2p 2p x y z 2p *2s 2s 2s 2s

  46. 180° F B F F 120° Talvolta la geometria degli orbitali atomici non è sufficiente a spiegare la geometria della molecola BeH2: la struttura sperimentale è H – Be – H BF3: la struttura sperimentale è

  47. Ibridazione Quando un atomo, che ha elettroni su orbitali s e p, inizia a formare dei legami molecolari abbiamo che si ha una combinazione tra gli orbitali p e l’orbitale s per dare dei nuovi orbitali molecolari. Orbitale s e un orbitale p 2 orbitali ibridi sp Orbitale s e due orbitali p 3 orbitali ibridi sp2 Orbitale s e tre orbitali p 4 orbitali ibridi sp3

  48. sp Orbitali ibridi 180° CO2 sp3 BF3 sp2 109,5° 120° CH4

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