PON C-1 Tavola e proprietà periodiche Legami chimici Immagini e testi tratti dai website di: genome.wellcome.ac.uk, dnaftb.org, unipv.it, unimi.it, wikipedia.it, unibs.it, unisi.it, unina.it, uniroma2.it, nih.gov, zanichelli.it, sciencemag.org, ncbi.gov

I primi 20 elementi 1H, 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 8O, 9F, 10Ne, Gruppo Periodo III IV V VI VII VIII I II 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2 1 1 H 2 He 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 1H, 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 8O, 9F, 10Ne, 11Na, 12Mg, 13Al, 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 18Ar, 19K, 20Ca,

Tavola periodica completa Gruppo Periodo III IV V VI VII VIII I II 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2 1 1 H gassoso alle STP liquido alle STP solido alle STP 2 He 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 113 114 115 116 117 118 Lantanidi 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 La Attinidi 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr

I gruppi I-VIII e i metalli di transizione Gruppo Periodo III IV V VI VII VIII I II 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2 1 11 Na 19 K 3 Li 1 H 37 Rb 55 Cs 87 Fr 18 Ar 36 Kr 10 Ne 2 He 54 Xe 86 Rn 118 2 12 Mg 20 Ca 4 Be 38 Sr 56 Ba 88 Ra 13 Al 31 Ga 5 B 49 In 81 Tl 113 14 Si 32 Ge 6 C 50 Sn 82 Pb 114 15 P 33 As 7 N 51 Sb 83 Bi 115 16 S 34 Se 8 O 52 Te 84 Po 116 17 Cl 35 Br 9 F 53 I 85 At 117 3 Metalli di transizione 4 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 5 6 7 Lantanidi 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 La Attinidi 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr

I blocchi s, p, d, f 57 La 89 Ac III IV V VI VII VIII I II 3 4 5 6 7 8 Gruppo Periodo III IV V VI VII VIII I II 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2 2 He 11 Na 19 K 3 Li 1 H 37 Rb 55 Cs 87 Fr 12 Mg 20 Ca 4 Be 38 Sr 56 Ba 88 Ra blocco s 1 blocco p 2 13 Al 31 Ga 5 B 49 In 81 Tl 113 14 Si 32 Ge 6 C 50 Sn 82 Pb 114 15 P 33 As 7 N 51 Sb 83 Bi 115 16 S 34 Se 8 O 52 Te 84 Po 116 17 Cl 35 Br 9 F 53 I 85 At 117 18 Ar 36 Kr 10 Ne 54 Xe 86 Rn 118 3 blocco d 4 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 5 6 7 blocco f 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 La 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr

Ordine di riempimento degli orbitali 1s2s2p3s3p 4s3d 4p5s 4d5p 6s 4f5d 6p 7s5f 6d 7p 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d 7p 4f 5f

Configurazioni di Lewis

Proprietà periodiche Variano con regolarità lungo i periodi e lungo i gruppi in base alla variazione periodica della configurazione elettronica: Raggio atomico Energia di (prima) ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Possono aumentare o diminuire lungo un gruppo, dall’alto in basso Possono aumentare o diminuire lungo un periodo, da sinistra a destra (il contrario da destra a sinistra)

Raggio atomico e raggio ionico Il r. atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento. Aumenta lungo un gruppo (altobasso), diminuisce lungo un periodo (sinistradestra). Gli anioni hanno raggio maggiore dei corrispondenti atomi neutri. I cationi hanno raggio minore dei corrispondenti atomi neutri.

Energia di prima ionizzazione Si misura in kJ/mol ed è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato (neutro) diminuisce lungo un gruppo (altobasso) aumenta lungo un periodo (snds). Esempio per il sodio (Ei=880 kJ/mol) Na(g) + Ei  Na+(g) + e- Le energie di seconda, terza ionizzazione ecc. hanno valori progressivamente crescenti perché è energeticamente più dispendioso strappare un elettrone da un catione che non da un atomo neutro.

Affinità elettronica Energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone e si trasforma in anione Si comporta come l’energia di prima ionizzazione: diminuisce lungo un gruppo (altobasso) diminuisce dssn Esempio per il cloro (Ae=350 kJ/mol) Cl(g) + e-  Cl-(g) + Ae

Elettronegatività misura la tendenza dell’elemento ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. diminuisce lungo un gruppo (altobasso) diminuisce dssn Nella tabella sono riportati i valori secondo Pauling arrotondati. L’elemento più elettronegativo è F (fluoro), seguito da O, N, Cl ecc.

Differenza di elettronegatività Δe Il calcolo si esegue tra i valori secondo Pauling degli elementi che si legano. Col variare del Δe varia la percentuale di polarità del legame, Es: Δe = 0,3  2% polarità; Δe = 1,5  48% polarità, Δe = 2,9  88% polarità Il valore di Δe = 1,9 (per alcuni autori 1,7) è considerato il valore limite per al disopra del quale il legame diventa ionico  60% polarità. Con Δe < 1,7  il legame è covalente. Esso può essere: Puro o omopolare – se sono legati 2 atomi identici, es H-H nell’H2 Δe = 0 Eteropolare – se sono legati 2 atomi differenti, es Na- Cl nel NaCl

Energia di legame Se due atomi isolati si legano si libera un’energia detta di legame. La stessa energia è necessaria per rompere i legami. Si misura in kJ/mol e indica l’energia da fornire a una mol di sostanza per rompere il legame che unisce i suoi atomi.: H2 = 436 (legame singolo: covalente apolare HCl = 430 kJ/mol (legame singolo: covalente polare) O2 = 496 (legame doppio) N2 = 944 (legame triplo) In alcuni composti il legame è molto forte ed è difficile spezzarlo: CO = 1034 infatti il CO (monossido di carbonio) è una molecola molto stabile e la sua tossicità per l’uomo dipende anche da questo.

VSEPR: geometria e angoli di legame La forma delle molecole dipende dalle coppie di legame (bp, bond pair) e quelle di non legame (lp, lone pair) del guscio di valenza, tuttavia la repulsione esercitata dalle c. di non legame è maggiore rispetto alle bp, infatti l’ordine di repulsione elettronica è: lp/lp > lp/bp > bp/bp, inoltre le lp occupano più spazio. La geometria elettronica è determinata dalle regioni di alta d.e. intorno all’atomo o atomi centrali. La geometria molecolare è determinata dalla disposizione degli atomi intorno all’atomo o gli atomi centrali molecola bp lp tipo angolo geometria elettronica geometria molecolare altre molecole CH4 4 AX4 109,5° tetraedrica tetraedr. SiH4, CF4, CCl4 NH3 3 1 AX3E 107,3° piramidale NF3 H2O 2 AX2E2 104,5° angolare, piegata HF AXE3 lineare HCl, HBr, HI

Geometria e angoli di legame Lunghezza di legame: angolo compreso tra i nuclei atomici. Aumenta al crescere del raggio atomico e al ridursi della forza di legame Legame σ  distribuzione elettronica concentrata lungo l’asse di legame e disposta in modo simmetrico intorno a esso Legame   distribuzione concentrata in due zone situate da parti opposte rispetto all’asse di legame e non è disposta simmetricamente intorno a esso Orbitali ibridi  funzioni matematiche derivanti dalla somma algebrica di un certo numero di orbitali atomici aventi energia simile. Orbitale ibrido Geometria e angoli di legame legami α legami π sp lineare– 180° 2 sp2 trigonale - 120° 3 1 sp3 tetraedrico – 109,5° 4

VSEPR: geometria molecolare e angoli di legame H2O: 104,5°

Angolo di legame: è formato dagli assi dei nuclei degli atomi che si legano. I legami covalenti doppi e tripli valgono come un legame singolo ai fini della geometria molecolare

Esempi di molecole e relative geometrie orbitali geometria esempi sp Lineare CO2, BeCl2, sp2 Trigonale planare BF3, SO2, CO3--, CH2CH2 sp3 Tetraedro CH4, SiF4 Piegata o angolare NH3, H2O sp2d Planare quadrata PdCl4--, Ni(CN)4-- sp3d Trigonale bipiramidale sp3d2 Ottaedro Ni(NH3)6++, IF5, SF6

Coppie elettroniche di legame e di non legame

Tipologie di legame dativo: tra donatore e accettore di elettroni metallico: attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano. Composti di coordinazione: un metallo o suo ione viene circondato da atomi donatori di elettroni.