Proprietà periodiche Quale è il significato di periodicità? Quali sono ?

Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità

Costruiamo la tabella periodica

Nota la numerazione progressiva dei gruppi

Esercizi N. Atomico Configurazione elettronica Posizione nella tabella periodica

Proprieta’ periodiche Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Le proprieta’ atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprieta’ periodiche degli elementi.

Energia di prima ionizzazione Energia minima necessaria per togliere un elettrone ad un atomo neutro isolato gassoso A A+ + e-

Periodicità della Energia di prima ionizzazione

Energia di prima ionizzazione E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, e quindi bisogna spendere energia. Lungo un periodo aumenta il numero di protoni nel nucleo e degli e- dello stesso strato: l’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo. L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo perche l’e- e’ sempre piu’ schermato dal nucleo.

Energie di ionizzazione successive A2+ + e- Energia di seconda ionizzazione A2+ A3+ + e- Energia di terza ionizzazione Le energie di seconda ionizzazione sono SEMPRE maggiori, perché la rimozione di un elettrone porta all’aumento dell’attrazione tra il nucleo e gli elettroni rimanenti

X- X + e- Affinita' elettronica Energia relativa alla reazione di perdita di un elettrone da parte di ione monoatomico negativo gassoso. X- X + e-

Periodicità della affinita' elettronica

Affinita’ elettronica Gli atomi della maggior parte degli elementi hanno affinita’ elettronica > 0. Eccezioni: gas nobili, Be (2s2), Mg (3s2), N (2s2 2p3). Questa e’ una riprova che ci sono delle configurazioni elettroniche relativamente piu’ stabili delle altre.

Dimensioni atomiche Le dimensioni di un atomo sono determinate dalla distribuzione degli elettroni intorno al nucleo. Non e’ possibile determinare sperimentalmente le dimensioni di un atomo isolato.

Raggi atomici J.C. Slater ha proposto un insieme congruente di raggi atomici basandosi sulle distanze tra atomi nelle sostanze elementari e nei composti allo stato solido. I raggi atomici sono stati definiti in modo tale che la somma dei raggi dia le distanze fra i nuclei. Naturalmente il raggio atomico variera' a seconda di come l'atomo in esame interagisce con i suoi vicini, ma la deviazione dal valor medio del raggio atomico e' entro 12 pm.

Raggi atomici (in pm) degli elementi    1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 H 25 Li 145 Be 105 B 85 C 70 N 65 O 60 F 50 Na 180 Mg 150 Al 125 Si 110 P 100 S 100 Cl 100 K 220 Ca 180 Sc 160 Ti 140 V 135 Cr 140 Mn 140 Fe 140 Co 135 Ni 135 Cu 135 Zn 135 Ga 130 Ge 125 As 115 Se 115 Br 115 Rb 235 Sr 200 Y 180 Zr 155 Nb 145 Mo 145 Tc 135 Ru 130 Rh 135 Pd 140 Ag 160 Cd 155 In 155 Sn 145 Sb 145 Te 140 I 140 Cs 260 Ba 215 La * 195 Hf 155 Ta 145 W 135 Re 135 Os 130 Ir 135 Pt 135 Au 135 Hg 150 Tl 190 Pb 180 Bi 160 Po 190 At    - Fr   - Ra 215 Ac ** 195  

Raggi atomici Le dimensioni atomiche diminuiscono lungo ciascun periodo, nel senso in cui aumentano le interazioni nucleo-elettroni. Le dimensioni atomiche aumentano scendendo lungo un gruppo, nel senso in cui le interazioni nucleo-elettroni diminuiscono.

Raggi atomici e raggi ionici Il raggio atomico del Litio è maggiore di quello del Fluoro Il raggio atomico diminuisce man mano che si va da sinistra a destra in ogni periodo

Raggi atomici e raggi ionici All’aumentare del numero atomici aumenta il numero di elettroni nella sfera esterna, ma aumenta anche il numero di protoni nel nucleo, ovvero l’effetto attrattivo del nucleo. Ciascun elettrone é schermato da tutti gli altri, quindi si potrebbe pensare che la carica effettiva sentita da ogni elettrone rimane la stessa. In effetti NON é cosi’ perché gli elettroni appartenenti allo stesso livello energetico (periodo) hann un potere schermante molto ridotto sugli elettroni dello stesso livello, dal momento che appartengono allo stesso “guscio”

Raggi atomici

Raggi atomici e raggi ionici Per gli anioni vale il discorso inverso. Un aumento della nube elettronica determina la diminuzione della attrazione tra nucleo ed elettroni. Quindi l’ anione ha raggio ionico molto piu’ grande del raggio atomico La consequenza dell’aumento dell’attrazione tra il nucleo e gli elettroni rimanenti è che il catione ha raggio ionico molto piu’ piccolo del raggio atomico

Raggi ionici

Metalli e non metalli

Metalli e non metalli

Il legame chimico

Il Legame chimico Fra due atomi A e B vi è un legame chimico quando esiste fra essi una interazione cosi’ forte che si possa considerare l’insieme AB come qualcosa di unitario. Si tratta di un concetto rispetto alla interazione tra due atomi. Due atomi o ioni possono anche avere energie di interazione molto elevate ma mantenere inalterate le caratteristiche degli atomi A e B. Al contrario, vi sono caso in cui anche interazione molto debole tra gli atomi A e B è comunque sufficiente per creare un insieme AB con caratteristiche molto diverse rispetto a quello degli atomi di partenza Solo grazie al legame chimico ….

Il legame covalente Quando due atomi isolati vengono portati vicino, si originano nuove forze di attrazione e di repulsione

Il legame covalente Energia di legame Variazione dell'energia potenziale del sistema biatomico AB in funzione della distanza r fra gli atomi : nel caso a si forma il legame chimico, nel caso b non si forma. Energia di legame

Il legame covalente Un legame covalente è formato da una coppia di elettroni a spin antiparallelo condivisa da due atomi, o in compartecipazione fra due atomi

Il legame covalente Un legame covalente deriva dalla sovrapposizione di due orbitali di due atomi che complessivamente contengono due elettroni

Il legame di tipo s Perché il legame si formi le due  devono sovrapporsi con lo stesso segno Maggiore la sovrapposizione, maggiore la energia del legame

Il legame di tipo p La sovrapposizione tra orbitali atomici di tipo p porta alla formazione di orbitali s se la sovrapposizione avviene tra due orbitali che sono lungo l’asse di legame Se la sovrapposizione avviene lungo un asse ortogonale all’asse di legame, l’orbitale è di tipo p

Orbitale molecolare I legami s sono piu’ forti dei legami p La sovrapposizione tra lobi dello stesso segno porta alla formazione degli orbitali molecolari I legami s sono piu’ forti dei legami p Gli atomi di un legame s possono ruotare indipendentemente intorno all’asse di legame. Nel caso di un legame p questa rotazione è bloccata dal legame

Non puo’ esistere un legame che sia solo di tipo p. Ordine di legame Il legame semplice è sempre un legame s. Il legame doppio è l’insieme di 1 legame s e 1 legame p. Il legame triplo è l’insieme di 1 legame s e 2 legami p. Non puo’ esistere un legame che sia solo di tipo p. In generale i doppi legami sono piu’ corti di quelli semplici, e i legami tripli lo sono ancora di piu’

Formalismo di Lewis Un legame, sia esso s o p, è indicato con un trattino tra i due atomi. Ogni trattino indica la compartecipazione di una coppia di elettroni H H

Formalismo di Lewis Cl Cl Anche le coppie di elettroni NON condivise, dette anche Coppie di non legame, oppure Coppie solitarie Sono indicate con un trattino Cl Cl

Molecole biatomiche omonucleari Costruiamole…..

Il legame nelle molecole biatomiche

Il legame nelle molecole biatomiche Cl2 H2

Il legame nelle molecole biatomiche

Lunghezza di legame ed energia di dissociazione (pm) Energia di dissociazione (kJ mol-1) C-C 154 343 C=C 133 615 CC 120 812 N-N 147 159 N=N 125 418 NN 110 946 C-N 293 C=N CN 115 879