Tavola periodica e legame chimico

Presentazione sul tema: "Tavola periodica e legame chimico"— 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 atomo protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me
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 il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.
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 H He Li Be B C N O F Ne 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

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

7 Unità di massa atomica:
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg) 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

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

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

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

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

12 “orbita non stazionaria”
“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 d’onda che descrive la particella.

14 P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x
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

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

16  (momento angolare) = 0, 1, … (n-1)
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, …, +

17 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.

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” Gli orbitali atomici di un atomo idrogenoide sono distinguibili con 4 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

19 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici:
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 p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani)
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

21 Orbitali p

22 Orbitali d

23 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.

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

25 Tavola periodica degli elementi (1860)
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 Solidi Liquidi Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi
Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al Mg Na Ne F O N C B Be Li He H Liquidi Solidi Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Ac

27 Gruppi Periodi

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

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

30 H He Li Be B C N O F Ne 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 O 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

31 Prima ionizzazione (eV)
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)

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. 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”.

34 Energia di ionizzazione di 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

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

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

37 I legami chimici sono sempre il frutto di interazioni elettrostatiche.
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.

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

39 Oppure, si possono verificare due casi limite:
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 o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo
Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: uno o più elettroni passano all’atomo più elettronegativo

41 si forma uno ione positivo ed uno negativo che si attraggono
Uno dei due atomi è più elettronegativo dell’altro: + - 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:
gli elettroni si localizzano in mezzo ai due atomi, ma un po’ spostati verso quello più elettronegativo LEGAME COVALENTE-POLARE

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

46 *2p N2 2p 2p *2p 2p x y z 2p *2s 2s 2s 2s

47 BeH2: la struttura sperimentale è H – Be – H
Talvolta la geometria degli orbitali atomici non è sufficiente a spiegare la geometria della molecola BeH2: la struttura sperimentale è H – Be – H 180° BF3: la struttura sperimentale è F 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 l’orbitale s per dare dei nuovi orbitali molecolari. Orbitale s e un orbitale p orbitali ibridi sp Orbitale s e due orbitali p orbitali ibridi sp2 Orbitale s e tre orbitali p orbitali ibridi sp3

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