AA : Corso di Orientamento Elementi di Chimica Domenico Ciavardelli - Ph.D.

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1 Università degli Studi Kore di Enna Facoltà di Scienze dell Uomo e della Società CdL in Scienze delle attività motorie e sportive AA : Corso di Orientamento - Ph.D.

2 Carboidrati Prodotti di Degradazione/Ossidazione Proteine Lipidi

3

4 Numero atomico (Z) Massa Atomica (A, u) Punto di fusione ( C) Punto di ebollizione ( C) Elettronegatività (Scala Pauling) Densità (0 C, 1atm) Numeri di Ossidazione Configurazione elettronica

5 Teoria Atomica modello sviluppato in 2500 anni! Democrito( a.c.):, indivisibile. Epicuro ( a.c.): atomi immutabili Conservazione della materia. Lucrezio: De Rerum Natura John Dalton ( ) Teoria Atomistica Moderna

6 1927 Solvay Conference on Quantum Mechanics

7 A Z X A = numero di massa Z = numero atomico N = numero di neutroni = A-Z Stesso numero atomico, diverso numero di massa ISOTOPI Es.: 12 C, 13 C Stesso numero di massa, diverso numero atomico ISOBARI Es.: 14 C, 14 N Massa di un elettrone: *10-24 g Massa di un protone:1.6723*10-24 g Massa di un neutrone:1.6745*10-24 g Massa Atomica Relativa (uma) 1uma = 1/12 massa (g) 12 C, massa 12 C = 19,925*10-24 g 1uma= 19,925*10-24g/12 = 1,660*10-24 Massa 12 C (uma) = 12 Massa degli elettroni trascurabile.

8 Modello Atomico: evoluzione. Dalton atomi indivisibili Spettroscopia Ottica Transizioni livelli energetici Fisica Quantistica Thomson particelle subatomiche Plank Teoria dei Quanti Einstein Fotoni e Teoria Corpuscolare della Luce Rutherford atomo nucleare Atomo di Bohr r De Broglie Dualismo particella/onda dell elettrone Heisemberg Principio di indeterminazione Schrödinger Numeri Quantici Probabilità Orbitali

9 Orbitale atomico: Orbitali s: n = 1, 2, 3, 4,... l = 0 V=4/3 r 3 Orbitali p: n = 2, 3, 4,... l = 1 Orbitali d: n = 3, 4,..., l = 2 n=numero quantico principale l=numero quantico secondario

10 Ogni funzione d onda ovvero ogni orbitale corrisponde ad uno specifico livello energetico ogni elettrone può avere un energia che varia in modo discreto Livelli energetici per ATOMI POLIELETTRONICI E = f( n, l ) 3d 4s M L 2p 2s 3p 3s K 1s n

11 Costruzione delle configurazioni elettroniche degli elementi Aufbau Costruzione distribuzione degli elettroni in atomi polielettronici nei possibili orbitali atomici con la graduale occupazione degli orbitali di minore energia. Principio di esclusione di Pauli: gli elettroni in un atomo non possono essere caratterizzati dagli stessi numeri quantici. Ogni orbitale può ospitare al massimo due elettroni aventi diverso valore di numero quantico di spin ± ½. Regola di Hund: principio della massima molteplicità. Gli elettroni si dispongono con spin paralleli nel massimo degli orbitali disponibili. n

12 Es. Costruzione della configurazione elettronica per l azoto: N: 1s 2 2s 2 2p 3 numeriamo arbitrariamente i 7 elettroni (e - ) dell azoto: e - 1, e- 2, e- 3, e- 4, e- 5, e- 6, e- 7. Il primo elettrone e - 1 avrà l energia più bassa possibile maggiore stabilità favorita in pratica questo si traduce nell iniziare a riempire l orbitale a minore energia 1s Ogni orbitale può descrivere il moto di due elettroni a spin antiparallelo l orbitale 1s che abbiamo iniziato a riempire è semivuoto ovvero può descrivere il moto di un altro elettrone ed è l orbitale, seppur parzialmente riempito, a minore energia e - 2 occuperà la lacuna elettronica nell orbitale 1s è avrà spin antiparallelo rispetto a e - 1 (moto di rotazione sul proprio asse opposto a quello dell orbitale e - 1 ). Con la stessa logica gli elettroni e - 3 e e- 4 riempiranno l orbitale 2s che corrisponde al livello energetico immediatamente superiore rispetto ad 1s che ormai è pieno. Gli elettroni e - 5, e- 6, e- 7 non potranno che essere descritti dai 3 orbitali degeneri (stessa energia) 2p che corrispondono al livello energetico immediatamente superiore al livello corrispondente all orbitale 2s. Questi 3 elettroni hanno a disposizione 3 orbitali vuoti come si disporranno?

13 1) Prima possibilità: 2e - (e - 5 ed e - 6 ) occuperanno il primo orbitale p e avranno spin antiparallelo mentre l ultimo elettrone (e - 7 ) occuperà uno degli orbitali p vuoti E = f( n, l ) 2) Seconda possibilità: I tre elettroni e - 5, e- 6, e- 7 occupernno singolarmente i 3 orbitali 2p vuoti E = f( n, l ) M L 2p 2s e5 e6 e7 e3 e4 M L 2p 2s e3 e5 e6 e7 e4 K 1s e1 e2 K 1s e1 e2 1 2 n 1 2 La seconda possibilità corrisponde alla maggiore stabilità in quanto si riducono notevolmente le forze di repulsione tra i due elettroni entrambi carichi negativamente minore repulsione maggiore stabilità configurazione favorita! n

14 Primo e Secondo periodo. He: 1s 2 Li: [He]2s 1 Be: [He]2s 2 B: [He]2s 2 2p 1 C: [He]2s 2 2p 2 N: [He]2s 2 2p 3 O: [He]2s 2 2p 4 F: [He]2s 2 2p 5 Ne: [He]2s 2 2p 6 E = f (n, l ) M L K 1s 2p 2s Elio [He] 3d 3p s 4s 4 n

15 Configurazione elettronica Legame Chimico Interazione attrattiva sufficientemente intensa da permettere la formazione di un sistema poli-atomico stabile ed individuabile come entità distinta MOLECOLA VALENZA: numero di legami che un atomo può formare TEORIA VB. REGOLA DELL OTTETTO: gli elementi tendono alla configurazione elettronica esterna ad 8 elettroni dei gas nobili. Tale tendenza determina la valenza di una specie atomica. Ogni atomo può formare un numero di legami pari al numero dei propri elettroni spaiati (Es: nel caso dell azoto descritto prima si ha la possibilità di formare tre legami per messa in compartecipazione dei tre elettroni spaiati) Ogni atomo può raggiungere l ottetto per: 1. Condivisione di elettroni tra atomi diversi configurazione dell ottetto LEGAME COVALENTE 2. Condivisione di elettroni provenienti da UNO DEI 2 ATOMI coinvolti nell interazione LEGAME DATIVO 3. TRASFERIMENTO di elettroni da un atomo donatore ad un atomo accettore, che acquista che acquista una carica negativa formazione di IONI LEGAME ETEROPOLARE o IONICO

16 Legame Covalente Es: Molecola di idrogeno I due elettroni originariamente spaiati sono accoppiati in un orbitale molecolare e condivisi dai due nuclei. Legame covalente Orbitale Molecolare (Legame minimo di energia) DIAGRAMMA DELL ENERGIA: La formazione del legame porta il sistema costituito dai due atomi ad uno stato corrispondente ad un livello energetico minore. Infatti i due atomi di idrogeno (H: 1s) mettendo in compartecipazione gli elettroni nella formazione del legame covalente assumeranno la configurazione stabile dell Elio (He: 1s 2 ) corrispondente al riempimento del livello K. Aumentando la distanza tra i due atomi rispetto alla lunghezza di legame (r ) il sistema molecola viene meno e la sua energia tende a zero. Per valori della distanza tra i due atomi <r prevalgono le forze repulsive tra i nuclei e l energia del sistema tende a +. Gli elettroni di legame occupano orbitali molecolari generati dalla sovrapposizione di orbitali atomici tanto più efficace in termini di stabilizzazione del legame quanto più la direzionalità degli orbitali atomici di partenza è simile. Lo stesso tipo di legame si instaura tra atomi che formano altre molecole biatomiche omonucleari: N2, O2, F2 LEGAME COVALENTE PURO. Tali composti si presentano in natura come molecole biatomiche omonucleari in virtù della stabilizzazione di tale sistema rispetto ai relativi sistemi atomici.

17 Un LEGAME potrà essere definito COVALENTE PURO solo nel caso di legami tra atomi uguali. Solo in tal caso, infatti, la differenza di elettronegatività tra gli atomi è nulla e gli elettroni di legame sarà ugualmente attratti dai due nuclei. LEGAMI COVALENTE POLARIZZATO attrazione degli elettroni di legame da parte dell atomo più elettronegativo Atomi X e Y tali che χ(x) < χ(y) X ----Y χ= elettronegatività = parziale carica positiva di X, = parziale carica negativa di Y Polarità del Legame

18 Proprietà periodiche Gli elementi di uno stesso gruppo presentano caratteristiche chimiche e fisiche simili. Nell ambito di un gruppo le proprietà variano REGOLARMENTE al variare del numero atomico. 1. Potenziale di prima ionizzazione. 2. Affinità elettronica. 3. Raggio Atomico.

19 1. Potenziale di ionizzazione: energia E necessaria al processo M + E (M + ) + (e-) (Ossidazione) Cosa si intende per periodicita? Il processo di ionizzazione è quindi ENDOERGONICO. Diminuisce nei gruppi poichè gli elettroni più esterni sono schermati da quelli interni e cresce da sinistra a destra lungo i periodi poiche l aumento del numero di elettroni corrisponde all aumento della carica nucleare con l aumento dell energia richiesta per l estrazione dell elettrone Es: Metalli alcalini e alcalino terrosi tendono a dare ioni mono e bivalenti positivi rispettivamente Es: valore massimo per i gas nobili: REGOLA dell OTTETTO.

20 2 Affinità elettronica: energia E sviluppata nella formazione di uno ione negativo gassoso X + (e-) (PROCESSO ESOERGONICO) (X-) + E o, considerando il processo inverso, l energia necessaria a strappare un elettrone all anione. Es.: Il cloro tende ad acquistare un elettrone il processo è favorito ed esotermico elevata affinità elettronica. Il sodio, al contrario, ha un comportamento opposto: tende a perdere un elettrone non ad acquistarlo. il processo di formazione dello ione Na - è sfavorito e la sua affinità elettronica è molto bassa Aumenta da sinistra a destra lungo i periodi (aumenta Z e la carica nucleare a parità di n l elemento acquista più facilmente l elettrone, il processo è più favorito e l energia sviluppata è maggiore) e diminuisce lungo i gruppi (aumentano Z ma anche n. Benchè aumenti la carica nucleare, cresce anche il livello energetico degli orbitali capaci di ospitare l elettrone per dare l anione gassoso. L elettrone acquistato sarà meno vincolato, l anione sarà meno stabile e il processo complessivamente meno favorito). 3 Raggio atomico: distanza dal nucleo dell regione in cui è massima la probabilità di trovare gli elettroni più esterni. Tale distanza è direttamente proporzionale al numero quantico principale n. Diminuisce lungo i periodi (n=cost, Z crescente contrazione) Cresce nell ambito dei gruppi (n cresce, Z cresce ma prevale l effetto di n).

21 =elettrone spaiato (possibilità di formare un legame) =nucleo =orbitale atomico (zona dello spazio in cui è più probabile trovare un elettrone) Atomi uguali (stessa ELETTRONEGATIVITA ) Atomi differenti (diversa ELETTRONEGATIVITA ) Legame covalente puro (Nessuna polarità di legame; elettroni ugualmente condivisi dai due nuclei) Legame covalente polare (L atomo più elettronegativo attrae gli elettroni di legame; Polarità)

22 Orbitali atomici (ψ n, l, ml ) e configurazione elettronica Legame chimico 1. I A (1) H Li Na K Rb II A (2) Be Mg Ca Sr Covalente puro 2. Covalente polarizzato Differenza di Elettronegatività 3. Legame ionico Elettronegatività χ III B (13) B Al Ga In IV B (14) C Si Ge Sn V B (15) N P As Sb VI B (16) O S Se Te VII B (17) F Cl Br I Cs Ba Tl Pb Bi Po At Aumentando la differenza di elettronegatività tra gli atomi coinvolti nel legame aumenta il carattere polare del legame covalente. Per valori di χ>1.7 (Scala Pauling) il legame potrà essere definito ionico. Differenza di elettronegatività 0,00 0,65 0,94 1,19 1,43 1,67 1,91 2,19 2,54 3,03 Percentuale di carattere ionico 0% 10% 20% 30% 40% 50% 60% 70% 80% 90%

23 Es.: Come possiamo prevedere sia un legame C-H? χ C =2,50; χc=2,20 χ=0,3 il legame sarà leggermente polarizzato verso il carbonio ma la differenza di elettronegatività è così bassa da poter considerare il legame covalente. Es.: Come possiamo prevedere sia il legame C-O? χc=2,50; χc=3,50 χ=1,0 il legame covalente χ<1,7) ma di sicuro più polarizzato rispetto al precedente parziali cariche + e - su C e O rispettivamente Es.: Come possiamo prevedere sia il legame Na-Cl? χna=1,01; χcl=2,83 χ=1,81>1,7 il legame non sarà covalente polare ma sarà di tipo ionico completa separazione di cariche interazione elettrostatica attrattiva tra anione Cl - e catione Na +.

24 Legame ionico Repulsione r<2,4 Å Equilibrio r=2,4 Å Energia potenziale (ev) Attrazione r>2,4 Å Energia di legame=4,2 ev Na + Cl - Distanza interatomica, r (Angstroms, Å=1*10-10 m) Na 0 + Cl 0 Legame ionico χ è tale che l atomo più elettronegativo acquista l elettrone dall atomo più elettropositivo COMPLETA SEPARAZIONE DI CARICA) Interazione puramente elettrostatica: Legge di Coulomb F=k*(q 1 *q 2 )/r 2 Distanza tra gli ioni (r, lunghezza del legame) corrispondente al minimo di energia per il sistema poliatomico

25 Differenza di elettronegatività NUMERO DI OSSIDAZIONE: carica formale che può essere assegnata ad un elemento (atomo) coinvolto in un legame chimico. L elemento più elettronegativo attrae gli elettroni di legame e assume una carica formale negativa. L elemento meno elettronegativo tende a cedere l elettrone di legame assumendo una carica formale positiva H Cl H 0 H 0 C 0 H 0 C + H 0 H è uno degli elementi meno elettronegativi: carica formale +1 O è uno degli elementi più elettronegativi: carica formale -2 Elementi e composti nello stato di riferimento legami tra atomi uguali χ=0 carica formale nulla O - O -

26 Il numero di ossidazione del Carbonio aumenta CH4 CH3OH H2CO HCOOH CO2

27 Variazione del numero di ossidazione reazioni di ossidoriduzione Ossidazione e riduzione Riduzione B ossidato A ridotto Ossidazione Aumento della carica positiva Diminuzione della carica positiva

28 Per approfondimenti: Capitoli 1, 2, 3 del testo Chimica, Bichimica e Biologia Applicata di Massimo Stefani e Niccolò Taddei, seconda edizione (Zanichelli 2008). E possibile inoltre utilizzare qualsiasi testo in uso presso le scuole secondarie di secondo grado.

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