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Tavola periodica e legame chimico. atomo = particella chimicamente elementare non sintetizzabile da particelle subatomiche di massa inferiore ( in assenza.

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Presentazione sul tema: "Tavola periodica e legame chimico. atomo = particella chimicamente elementare non sintetizzabile da particelle subatomiche di massa inferiore ( in assenza."— Transcript della presentazione:

1 Tavola periodica e legame chimico

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 Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento atomo protonim p neutronim n elettronim e m p : m n : m e 1 : 1 : 0,00054 nucleo

4 in ogni atomo il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni. Questo numero viene denominato Numero Atomico, Z. Si riconoscono così 109 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 HHe LiBeBCNOFNe NaMgAlSiPSClAr KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe CsBaLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn FrRaLrRfDbSgBhHsMtUunUuu LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYb AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNo

6 ISOTOPIEsempio: 35 Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni 37 Cl : 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni Numero atomico (Z) = numero di elettroni

7 Unità di massa atomica: 1/12 della massa di 12 C ( = 1,6606× kg) H1,008 He4,003 Li6,941 Be9,012 B10,811 C12,011 N14,007 O15,999 F18,998 Ne20,180 Na22,990 Mg24,305 Al26,982 Si28,086 P30,974 S32,066 Cl35,453 Ar39,948 Alcune masse atomiche (pesi atomici):

8 Modello planetario forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta + nucleoorbitaelettrone - pianeta soleorbita

9 Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone forza centrifuga della rotazione dellelettrone intorno al nucleo = momento angolare dellelettrone multiplo intero della costante di Planck = Riproduce perfettamente lo spettro dellatomo didrogeno Modello atomico di Bohr Niels Henrik Bohr Copenhagen Copenhagen Nobel per la Fisica e basta.

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

11 Oscillazione di una corda tesa sono permesse solo le onde stazionarie

12 onde stazionarie su orbite circolari: orbita non stazionaria orbita stazionaria

13 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 donda che descrive la particella.

14 è una funzione donda 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

15 x pxpx Principio di indeterminazione di Heisenberg Werner Heisenberg Würzburg Monaco di Baviera 1976 Nobel per la Fisica 1932

16 m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + Lequazione di Shrodinger è unequazione differenziale del secondordine, la cui soluzione non è un unica funzione, (x), ma una famiglia di funzioni donda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m (x). n (principale) = 1, 2, 3, … (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) Numeri quantici:

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

18 atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo protone e quindi da un solo elettrone: È un atomo fittizio per il quale è relativamente facile definire le funzioni orbitali atomici 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 lelettrone. magnetico, m; - l m + l; indica piccole variazioni di energia dellelettrone in presenza di un campo magnetico. di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2 Gli orbitali atomici di un atomo idrogenoide sono distinguibili con 4 numeri quantici, denominati rispettivamente

19 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, … = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½ 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 – Zurigo Nobel per la Fisica 1945

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

21 Orbitali p

22 Orbitali d

23 Si può immaginare di costruire la struttura elettronica di un atomo andando a collocare un elettrone dopo laltro nellorbitale 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, laltro 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.

24 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Ossigeno, ha 8 elettroni. 1s 2 2s 2 2p 4

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

26 Gas Liquidi YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLa NoMdFmEsCfBkCmAmPuNpUPaThAc Solidi

27 Periodi Gruppi

28 orbitali d orbitali s orbitali p orbitali f

29

30 HHe LiBeBCNOFNe NaMgAlSiPSClAr KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe CsBaLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn FrRaLrRfDbSgBhHsMtUunUuu LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYb AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNo O

31 O [He] 2s 2 2p ,9994 3,5 -2 Numero atomico Massa atomica Elettronegatività Numeri di ossidazione Ossigeno 13,61 0,66 Prima ionizzazione (eV) Raggio atomico (Å)

32 Proprietà fisiche e chimiche Affinità elettronica Energia di ionizzazione Numeri di ossidazione Raggio atomico Struttura cristallina

33 Affinità elettronica: Capacità di un elemento di accettare un altro elettrone. Energia di ionizzazione: Energia necessaria per rimuovere un elettrone dallelemento. Numeri di ossidazione: Carica che latomo di un elemento assumerebbe nellipotesi che tutti gli elettroni impegnati nei legami si localizzino sullatomo più elettronegativo. Quella dei non metalli è più alta di quella dei metalli e quella degli alogeni è la più alta di tutte. Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.

34 Affinità elettronica di un atomo: A - (g) A(g) + e - (g) H ° = A Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione): A(g) A + (g) + e - (g) H ° = I 1

35 Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Elettronegatività Energia di ionizzazioneAffinitàelettronica+

36 ElettronegativitàH2,2 Na0,9 K0,8 Li1,0 Rb0,8 Cs0,8 Be1,6 Mg1,3 Ca1,0 Sr1,0 Ra0,9 Ba0,9 Sc1,4 Y1,1 Ac1,1 La1,1 Ti1,5 Zr1,3 Hf1,3 V1,6 Nb1,6 Ta1,5 Cr1,7 Mo2,2 W2,4 Mn1,6 Tc1,9 Re1,9 Fe1,8 Ru2,2 Os2,2 Co1,9 Rh2,3 Ir2,2 Ni1,9 Pd2,3 Pt2,3 Cu1,9 Ag1,9 Au2,5 Zn1,7 Cd1,7 Hg2,0 B2,0 Al1,5 Ga1,8 In1,8 Tl2,0 C2,6 Si1,8 Ge2,0 Sn2,0 Pb2,3 N3,0 P2,2 As2,2 Sb2,1 Bi2,0 O3,4 S2,6 Se2,6 Te2,1 Po2,0 F4,0 Cl3,2 Br3,0 I2,7 At2,2 Ne0 Ar0 KrKr00KrKr000 Xe0 Rn0 He0 Fr 0,7

37 Lenergia del legame A-B è lenergia 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.

38 Legame chimico Covalente (omonucleare o eteronucleare) Covalente polare (eteronucleare) Ionico Idrogeno

39 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:

40 Uno dei due atomi è più elettronegativo dellaltro: uno o più elettroni passano allatomo più elettronegativo

41 Uno dei due atomi è più elettronegativo dellaltro: + - si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono LEGAME IONICO

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

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

44 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).

45 Orbitale molecolare: Orbitale molecolare: Combinazione lineare degli orbitali atomici. 1s H2H2 * 1s

46 2s * 2s N2N2N2N2 2p x yz * 2p

47 Talvolta la geometria degli orbitali atomici non è sufficiente a spiegare la geometria della molecola BeH 2 : la struttura sperimentale è H – Be – H 180° BF 3 : la struttura sperimentale è FFF B 120°

48 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 lorbitale 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 sp 2 Orbitale s e tre orbitali p 4 orbitali ibridi sp 3

49 Orbitali ibridi sp 2 sp 3 sp CO 2 BF 3 CH 4 180° 120° 109,5°


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