Tavola periodica
origine
1869= chimico russo Mendeleev prima versione tavola periodica, elementi ordinati per massa atomica
63 elementi disposti in caselle con righe= periodi e in colonne=gruppi cioè coordinate chimiche
nella tavola periodica moderna gli elementi sono disposti in base al numero atomico (n protoni)
118 elementi ognuno individuato in modo univoco dall'appartenenza alle sue coordinate chimiche
configurazione elettronica
legge periodica= proprietà elementi chimici ricorrono in modo periodico se ordinati in base a massa atomica
segue l'ordine di riempimento degli orbitali e la configurazione elettronica, elementi riempiti a partire da in alto a sinistra verso destra
-principio esclusione Pauli
elementi organizzati in 7 periodi dall'alto al basso e 18 gruppi da sinistra a destra secondo la IUPAC. La tavola periodica si divide in 4 blocchi
blocco s= gruppi 1 e 2 blocco p= gruppi da 13 a 18 blocco d= gruppi da 3 a 12 blocco f= elementi dal 58 al 71 e da 91 a 103
blocco s e p= gruppi rappresentativi blocco d= elementi transizione blocco f= elementi di transizione interna cioè lantanidi e attinidi
elementi di ciscun gruppo hanno la stessa configurazione esterna, quelli dello stesso periodo, la stessa configurazione elettronica interna
costituisce il nocciolo/ core, che corrisponde in un elemento alla parte di configurazione elettronica rappresentata da orbitali completi
gli elettroni formano barriera (guscio) intorno al nucleo, che ha capacità poi ridotta di attrarre elettroni di altri atomi
atomo stabile quando ha 8 elettroni nel livello più esterno (regola dell'ottetto)
elettroni stesso gruppo hanno stessa distribuzione di elettroni nella conf. elettronica esterna e stesso numero di elettroni di valenza
simbologia Lewis
conf elett esterna degli elementi nei blocchi s e p si possono rappresentare con la notazione di Lewis del 1916
elettroni del livello elett. più esterno indicato con puntini intorno al simbolo elemento, prima si occupano i lati e poi si riempiono (regola Hund), solo 2 elettroni per orbitale (principio esclusione Pauli) e principio Aufbau
proprietà periodiche elementi
simili per elementi di uno stesso gruppo ma variano spostandosi di periodo
dipendono dalla configurazione elettronica esterna dei loro atomi e non dal numero totale degli elelttroni
uniformità comportamento tra elementi dipende da n° di elettroni di valenza
raggi
raggio atomico= raggio di atomo espresso in nm equivalente alla metà della distanza minima tra nucleo dell'atomo considerato e quello di un atomo uguale
influiscono:
interazione elettrostatica tra particelle dipende da n° di elettroni dell'atomo e la distanza tra loro. La forza attrattiva elettrica tra protoni e elettroni è tanto maggiore quanto più numerose sono le particelle, diminuisce di intensità se la distanza reciproca è elevata
carica efficace= carica nucleare effettiva che gli elettroni esterni percepiscono realmente. La carica percepita dagli elettroni esterni, è schermata dal core. Quanto più sono numerosi i livelli completi, tanto più è debole la forza attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni esterni
raggio atomico diminuisce da sinistra verso destra e aumenta dall'alto verso il basso
raggio ionico= atomi possono perdere/ acquisire elettroni formando ioni negativi (anioni) o positivi (cationi)
un catione ha raggio atomico inferiore all'atomo neutro corrispondente e un anione ha un raggio atomico maggiore rispetto all'atomo neutro corrispondente
energia ionizzazione
è l'energia che serve per strappare un elettrone esterno di un atomo isolato trasformandolo in ione positivo monovalente
è legata alla dimensione dell'atomo; diminuisce lungo il gruppo dall'alto verso il basso e aumenta nel periodo da sinistra a destra
elettronegatività
l'affinità elettronica è l'energia rilasciata quando un atomo accetta un elettrone per formare uno ione negativo e così si forma uno ione monovalente
misura la tendenza di un atomo di quell'elemento ad attirare verso di sè elettroni di legame
dipende dalle coordinate chimiche, dal raggio atomico, dalla carica efficace; diminuisce nei gruppi e aumenta nei periodi
carattere metallico
si può valutare in un atomo solo quando è legato ad un altro atomo
Pauling propone una scala di valori calcolati assegnando un valore arbitrario e ricavando per confronto i valori degli elementi
esistono metalli, semimetalli e non metalli
aumenta scendendo nei gruppi e diminuisce verso destranei periodi
struttura
gruppo 1= metalli alcalini
gruppo 2= metalli alcalino-terrosi
gruppo f= lantanidi e attinidi
blocco d= metalli di transizione
gruppo 13= metalli terrosi
gruppo 18 gas nobili
gruppo 17= alogeni
gruppo 16= conf elett s4p4
gruppo 15= conf elett s3p3
gruppo 14= conf elett s2p2
LEGAMI CHIMICI
legame metallico
atomi elementi metallici hanno bassa elettronegatività, quelli degli elementi non metallici sono accettori di elettroni, quelli del gruppo 14 suddivisi tra metalli e non metalli possono sia cedere elettroni che acquisirli e i gas nobili sono stabili quindi non tendono a condividere gli elettroni
cos'è
legame ionico
legame covalente
strutture di Lewis di molecole poliatomiche
consiste nell'attrazione di natura elettrica che si instaura tra atomi, ioni o molecole
energia di legame=energia che occorre fornire a una mol di sostanza per rompere i legami che uniscono 2 atomi (kJ/mol)
lunghezza/distanza di legame= distanza dei nuclei degli atomi legati
secondo la regola dell'ottetto, un atomo può raggiungere la configurazione del gas nobile più vicino cedendo, acquistando o condividendo elettroni
la differenza di elettronegatività influenza il comportamento degli atomi degli elementi che formano il legame e determina il tipo di legame che si instaura
-legame covalente= condivisione di elettroni tra 2 atomi quando il valore di elettronegatività è basso o nullo
-legame ionico= un atomo cede o acquista uno o più elettroni poichè il valore di elettronegatività è elevato
-legame metallico= quando gli elettroni sono condivisi da un numero molto elevato di atomi
si forma quando 2 atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni spaiati, dette coppie di legame
atomi lontani non interagiscono, quando sono abbastanza vicini le forze di attrazione diventano significative e più forte, l'avvicinamento è poi rallentato dalla repulsione nucleare e si arresta quando raggiunge la condizione di minor energia potenziale e le forze attrattive e repulsive si bilanciano
rappresentazione Lewis
permette di visualizzare le formule di struttura delle molecole, questo tipo di legame si rappresenta con 2 punti-elettrone tra i 2 atomi o con un trattino che unisce i simboli degli elementi , le coppie elettroniche non coinvolte si dicono coppie di non legame
legame covalente dativo= la coppia elettronica di legame è messa a disposizione da un solo atomo (donatore) ed è condivisa da un altro atomo (accettore), che completa il guscio di valenza
quando un atomo ha un orbitale vuoto si dice che possiede una lacuna elettronica
legame covalente omopolare si stabilisce tra atomi uguali o diversi solo se la differenza di elettronegatività sia tra 0 e 0,4
legame covalente eteropolare tra atomi con differenza di elettronegatività tra 0,5 e 1,7
legami covalenti multipli= se ogni atomo condivide con un altro 2 elettroni si ha un legame covalente doppio e se ne condivide 3, legame covalente triplo
sui 2 atomi impegnati in un legame covalente eteropolare si instaura carica elettrica parziale: l'atomo + elettronegativo ha carica parziale negativa, quello - elettronegativo, ha carica parziale positiva
quando una molecola è caratterizzata da 2 poli elettrici opposti si dice dipolo
si rappresentano con 2/3 coppie di puntini o con 2/3 trattini tra i simboli degli elementi
molecole costituite da una coppia di atomo= atomiche ma si possono rappresentare anche molecole costituite da più di 2 atomi= poliatomiche in cui un atomo centrale si lega a più di un atomo per raggiungere l'ottetto
è la forza di attrazione elettrostatica che si instaura tra ioni di carica opposta
nei composti ionici non esistono vere e proprie molecole, ma aggregati di ioni di carica opposta che si attraggono reciprocamente
anioni e cationi formati iniziano ad attrarsi e formare aggregati con disposizione ordinata e ripetitiva detta reticolo cristallino
quando la differenza di elettronegatività tra atomi è molto elevata, maggiore/uguale a 1,7, un atomo è in grado di attirare a sè elettroni di valenza di un altro atomo con forza tale da strapparglieli
dovuto all'attrazione che gli ioni metallici positivi esercitano nei confronti degli elettroni mobili che li circondano
gli elettroni ceduti non sono acquistati da alcun atomo ma condivisi tra tutti gli atomi e si distribuiscono nell'intero solido, per questo si dice legame cooperativo
la nube formata dagli elettroni di valenza messi in condivisione si dice mare di elettroni