Chimica. Lezione 2 Il legame chimico Parte I

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1 Chimica Lezione 2 Il legame chimico Parte I

2 GLI ATOMI TENDONO A LEGARSI SPONTANEAMENTE FRA DI LORO, PER FORMARE DELLE MOLECOLE, OGNI QUALVOLTA QUESTO PROCESSO PERMETTE LORO DI RAGGIUNGERE UNA CONDIZIONE DI MAGGIORE STABILITA ENERGETICA. QUESTO PROCESSO DA LUOGO AL LEGAME CHIMICO

3 OGNI LEGAME TRA ATOMI COINVOLGE GLI ELETTRONI PERIFERICI, DETTI ELETTRONI DI VALENZA Elettroni di valenza

4 Gas nobili e regola dell ottetto Ci sono elementi che esistono in natura sotto forma di ATOMI ISOLATI Appartengono all ottavo gruppo della tavola periodica e vengono chiamati gas nobili o gas inerti. La configurazione elettronica esterna di ciascuno di essi è s 2 p 6. È costituita da 2 elettroni nel sottolivello s e 6 nel sottolivello p (otto elettroni nel loro ultimo livello).

5 s 2 p 6 Questa configurazione è chiamata OTTETTO conferisce agli atomi stabilità e inerzia chimica: i gas nobili non hanno tendenza a reagire e sono noti pochissimi composti di cui essi entrino a far parte; infatti sono gli unici elementi che esistono in natura sotto forma di atomi isolati mentre la gran parte della materia che ci circonda è costituita da molecole. Sono tutti presenti nell'atmosfera in piccole quantità (il più abbondante è l'argon: circa 1%).

6 La regola dell ottetto Un atomo è stabile quando possiede 8 elettroni nel suo livello di valenza. Gli atomi che non hanno tale configurazione tendono ad acquistarla legandosi con altri atomi in modo da modificare il loro assetto elettronico e renderlo simile a quello di un gas nobile che precede o segue l atomo considerato. Ogni elemento tende ad assumere la configurazione elettronica del gas nobile ad esso più vicino nella tavola periodica.

7 Gli elementi dei primi gruppi della tavola periodica perdono elettroni (ionizzazione) assumendo in tal modo la struttura elettronica del gas nobile che li precede; gli elementi del VI e VII gruppo tendono invece ad acquistare elettroni raggiungendo la struttura elettronica del gas nobile che segue

8 Eccezioni alla regola dell ottetto Idrogeno ed elio, possedendo solamente un orbitale s, raggiungono una configurazione completa con due elettroni. Metalli di transizione, nel cui guscio di valenza possono essere ospitati fino a 18 elettroni: hanno ottetto espanso. Gli elementi a partire dal terzo periodo, analogamente ai metalli di transizione, possono sfruttare gli orbitali d espandendo anche loro l'ottetto (ad esempio PCl 5 e SCl 6 ).

9 I metalli del I, II e III tendono a perdere rispettivamente 1, 2 e 3 elettroni per raggiungere la configurazione del gas nobile che li precede. I non metalli che appartengono al V VI e VII gruppo tendono ad acquistare 3, 2 e 1 elettroni per assumere la configurazione elettronica del gas nobile che li segue.

10 Formalismo simbolico di Lewis Rappresentazione degli elettroni di valenza; permette di seguire gli elettroni di valenza durante la formazione di un legame Consiste nel simbolo chimico dell elemento più un puntino per ogni elettrone di valenza Es.: Zolfo Ha 6 elettroni di valenza. Il suo simbolo secondo Lewis è:

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16 Se la differenza di elettronegatività ( x) è 1,9 il legame è IONICO Se 0,5 x < 1,9 il legame è covalente polare Se x < 0,5 il legame è covalente puro

17 Appendice La configurazione elettronica degli elementi

18 Regole per stabilire la configurazione elettronica degli elementi Teoricamente il numero di strati è infinito; per gli elementi noti è stato individuato un numero massimo di 7 strati (o livelli o gusci) di elettroni intorno al nucleo Gli strati possono contenere un numero diverso di elettroni. Questo numero aumenta andando dallo strato più vicino al nucleo alla periferia. Gli elettroni degli strati più vicini al nucleo possiedono energie MINORI degli elettroni appartenenti agli strati più lontani dal nucleo. Gli elettroni si dispongono sempre negli strati di minor energia e riempiono questi prima di occupare posizioni più lontane dal nucleo a maggiore energia; soltanto l'ultimo strato può quindi essere incompleto.

19 Nella tabella sono indicati i numeri massimi di elettroni che possono occupare i primi quattro livelli. Questo numero può essere calcolato dalla formula: 2n 2 in cui n rappresenta il numero che contraddistingue il livello. Es: il livello numero 3 può contenere 2 x 9 =18 elettroni. livello n di elettroni

20 Da un'analisi più approfondita dei dati sperimentali in ogni livello sono stati individuati dei SOTTOLIVELLI che vengono indicati con le lettere s, p, d e f. Ciò significa che all'interno di un singolo livello non tutti gli elettroni possiedono la stessa energia (anche se le differenze fra di essi sono sicuramente minori che tra elettroni che occupano livelli differenti).

21 Riassumiamo alcune informazioni riguardanti il riempimento elettronico dei sottolivelli Nel 1 livello esiste solamente il sottolivello s. Nel 2 livello esistono i sottolivelli s e p. Nel 3 livello esistono i sottolivelli s, p e d. Nel 4 livello e in tutti quelli successivi esistono i sottolivelli s, p, d e f. Il sottolivello s può contenere 2 elettroni, il sottolivello p ne può contenere 6, il sottolivello d ne può contenere 10 e quello f 14. All'interno di ogni livello l'energia dei sottolivelli cresce nell'ordine s, p, d, f e questo quindi è anche l'ordine con cui vengono riempiti

22 Esempio: proviamo a mettere in pratica le regole e a determinare la configurazione elettronica del boro L'elemento boro ha atomico 5 (Z=5). La sua configurazione elettronica può venire indicata nel seguente modo: 1s 2 2s 2 2p 1 I numeri scritti in grande rappresentano il livello, le lettere rappresentano i sottolivelli e gli esponenti delle lettere indicano il numero di elettroni presenti in quel sottolivello.

23 Primo livello: 1s 2 La configurazione elettronica del boro inizia col numero 1 perchè questo è il primo livello a riempirsi (essendo quello di minor energia). Dopo il numero 1 troviamo la lettera s perchè nel primo livello esiste solamente il sottolivello s ed il suo esponente è 2 perchè è riempito dai primi 2 elettroni.

24 Secondo livello (sottolivello s) 2s 2 Il 1 livello è pieno; passiamo al secondo. Ora dobbiamo scrivere 2 (perchè i sottolivelli che andiamo a riempire appartengono al 2 livello). Incontriamo di nuovo il sottolivello s che è quello a minore energia del suo strato, e si riempie con altri 2 elettroni (e questo numero lo mettiamo di nuovo come esponente).

25 Secondo livello (sottolivello p) 2p 1 L'ultimo elettrone rimasto (ne abbiamo già sistemati 4 dei 5 che l'atomo di boro possiede) si posiziona nel sottolivello p; anche stavolta gli scriviamo davanti 2 per ricordarci a che livello appartiene e come esponente scriviamo il numero 1. Se facciamo la somma degli esponenti presenti nella configurazione elettronica otteniamo 5 che è il numero atomico del boro: siamo così sicuri di avere sistemato tutti gli elettroni dell'elemento Il boro ha il primo livello completo e possiede 3 elettroni nel 2 livello che per lui è il più esterno.

26 Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre con la regolarità che abbiamo indicato perchè nei livelli più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi sottolivelli tendono a diminuire sempre più (e anzi in alcuni casi avvengono delle "sovrapposizioni" tra sottolivelli). Per poter stabilire le configurazioni elettroniche di tutti gli elementi chimici è però sufficiente seguire lo schema riportato sotto:

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