PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI RAGGIO ATOMICO X  X+ + e- X  X+ + e- X + e-  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

Legame ionico Legame covalente Legame metallico 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 Legame metallico LEGAMI FORTI

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 ALTA ENERGIA di LEGAME Solubili in solventi polari Elevata conducibilità allo stato fuso Duri Fragili

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.

Caratteristiche del legame Proprietà del materiale LEGAME METALLICO Caratteristiche del legame Proprietà del materiale Legami forti Punti di ebollizione e fusione molto alti Alta densità Non solubilità Legami non direzionati Duttile 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 .                                                                                                                                       RAPPRESENTATI DALLE STRUTTURE DI LEWIS La densità elettronica (carica negativa) concentrata tra i nuclei dei due atomi (carica positiva) fa da collante (interazione elettrostatica) per la molecola.

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 LEGAMI MULTIPLI La condivisione di un’unica coppia di elettroni → legame semplice IN MOLTE MOLECOLE GLI ATOMI CONSEGUONO LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEI GAS MOBILI CONDIVIDENDO PIU’ DI UNA COPPIA DI ELETTRONI Condivisione di due coppie di elettroni DOPPIO LEGAME Condivisione di tre coppie di elettroni TRIPLO LEGAME ( ossigeno) (azoto) 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 struttura geometrica della molecola: è una mappa della distribuzione dei legami LEGAME COVALENTE Rappresentazione delle strutture di Lewis: 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

Lo ione nitrato (NO3-) ha 24 elettroni di valenza (5 + 18 +1). Per soddisfare la regola dell’ottetto: FORME RISONANTI Succede talvolta che per alcune sostanze la disposizione atomica non è adeguatamente descritta da una sola struttura di Lewis. ozono Sperimentalmente si osserva un unico tipo di legame N-O, di lunghezza intermedia fra quella di un legame singolo e doppio

Eccezioni alla regola dell’ottetto 1. Un gruppo piuttosto piccolo è costituito da molecole dotate di un numero dispari di elettroni (ClO2, NO e NO2) 2. Quando attorno ad un atomo ci sono meno di otto elettroni (BF3) 3. Presenza di più di otto elettroni nello stato di valenza di un atomo (PCl5) (formazione di un legame dativo) Il completamento dell’ottetto non è sempre appropriato dal 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 più bassa energia.

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).

LEGAME COVALENTE Regole: 1. Il numero di ossidazione di qualunque sostanza allo stato elementare è ZERO (Cl2, N2) 2. Gli elementi più elettronegativi assumono numero di ossidazione negativo, e 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, AlO2-) 4. Metalli (gr I A: n.o. 1+; gr. II A: n.o. 2+;gr. III A: Al: n.o. 3+; F: n.o. -1; O quasi sempre n.o. -2 tranne nei perossidi dove ha n.o. -1) 5. L’ H ha sempre n.o. +1, tranne negli idruri dei metalli dove ha n.o. -1 numero di ossidazione: carica formale di un atomo ottenuta assegnando gli elettroni dei legami covalenti polari all’atomo più elettronegativo che forma il legame. E’ la carica che l’atomo avrebbe se il legame fosse ionico. Es. H2O, H2O2 Nel caso in cui gli atomi coinvolti nel legame sono dello stesso elemento (stessa elettronegatività) gli elettroni vengono equamente divisi tra i due atomi che formano il legame covalente puro e il n.o. è 0. Es. O2

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. 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. Il principio base di tale legge dice: 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 FORMAZIONE di legami dipolo-dipolo 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). FORMAZIONE di legami dipolo-dipolo

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: E’ presente almeno un orbitale semioccupato in entrambi gli atomi che formano il legame. Gli orbitali atomici semioccupati possiedono la giusta orientazione per sovrapporsi. 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 Legami forti Punti di ebollizione e fusione molto alti Elevate durezze Non solubilità Legami direzionati Deformabili con difficoltà 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: 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 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 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. .