ATOMICO RAGGIO IONICO ENERGIA DI IONIZZAZZIONE AFFINITA ELETTRONICA

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1 TAVOLA PERIODICA La tavola periodica può servire a prevedere un ampio campo di proprietà alcune delle quali decisive ai fini della comprensione della chimica Varie sono le proprietà che in modo periodico variano nella tavola periodica: - RAGGIO ATOMICO - RAGGIO IONICO - ENERGIA DI IONIZZAZZIONE - AFFINITA ELETTRONICA

2 RAGGIO ATOMICO Un atomo non ha un confine ben delineato che definisce precisamente la sua dimensione e quindi non è possibile misurare il raggio esatto dell atomo Tuttavia, in relazione ai legami chimici che gli atomi possono instaurare con altri atomi, possiamo definire il RAGGIO ATOMICO come il raggio una sfera che comporta la distanza di legame osservata quando le sfere arrivano a toccarsi

3 Ad esempio se la distanza di legame in una molecola di Br 2 (Br-Br) è uguale a 2,286 Å allora si assume che il raggio atomico del Br sia 1,14 Å

4 Lungo il gruppo il raggio atomico CRESCE Infatti, mentre i primi elementi di ogni gruppo hanno soltanto un guscio intorno al nucleo, gli ultimi ne hanno ben sette; il raggio del guscio più esterno, quindi, è via via più grande

5 Muovendosi invece all interno di un periodo, si deve considerare che: gli elettroni aumentano di numero, ma rimangono sempre nello stesso livello di energia e quindi si collocano pressoché alla stessa distanza dal nucleo; l aumento del numero di protoni comporta una attrazione via via crescente verso gli elettroni, che occupano sempre lo stesso livello, così che essi tendono ad avvicinarsi di più al nucleo. Z=6 Z=7 Z=8 Z=9 Il risultato è che:

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7 DIMENSIONE DEGLI IONI Gli ioni positivi (CATIONI) sono più piccoli degli atomi da cui derivano in quanto hanno un numero di protoni superiore a quello degli elettroni La carica nucleare in eccesso infatti attira più vicino al nucleo gli elettroni ed una diminuzione del raggio atomico Gli ioni negativi (ANIONI) sono più grandi dei rispettivi atomi in quanto hanno un numero di elettroni superiore a quello dei protoni e quindi l attrazione esercitata è inferiore con conseguente aumento del raggio atomico

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9 ENERGIA DI IONIZZAZIONE (I) Gli elettroni dello strato di valenza sono quelli che imprimono le caratteristiche chimiche agli elementi, tra cui al tendenza a cedere o acquisire un elettrone Se consideriamo un atomo di un elemento e «allontaniamo un elettrone» avremo: X X + + e - Dove X + è un CATIONE La spesa energetica per questa reazione è chiamata ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE (I) L energia necessaria per allontanare un altro elettrone è definita ENERGIA DI SECONDA IONIZZAZIONE L energia necessaria per elettroni successivi è via maggiore

10 L atomo che perde uno o più elettroni, mentre mantiene inalterato il numero di protoni del nucleo, assume una o, rispettivamente, più cariche positive. Si forma, cioè, uno ione positivo, o catione. Si dice anche che l energia di ionizzazione aumenta a mano a mano che aumenta il numero di elettroni sul livello esterno Le evidenze riportate sottolineano ancora una volta che sono gli elettroni del guscio più esterno disponibili al trasferimento o compartecipazione di elettroni nelle reazioni chimiche

11 Per questo motivo tutti i metalli alcalini hanno una tendenza spiccata a cedere l elettrone e trasformarsi nel catione monovalente stabile L energia di ionizzazione aumenta passando agli elementi del gruppo II A e diviene sempre maggiore avvicinandosi ai gas nobili

12 Considerando anche le energie richieste per allontanare gli elettroni successivi si nota che i metalli alcalino-terrosi hanno spiccata tendenza a cedere 2 elettroni dello strato di valenza ed acquistano la configurazione del gas nobile sottostante Ad esempio l atomo di Calcio (Ca) perdendo 2 elettroni diventa ione calcio (Ca ++ o Ca 2+ ) che ha la configurazione dell argon

13 Gli andamenti descritti possono essere messi in relazione con il valore del raggio atomico. Infatti, più gli elettroni sono lontani dal nucleo, minore sarà l energia necessaria per distaccarli. L energia di ionizzazione è minima nei metalli alcalini, che danno facilmente ioni positivi, e massima nei gas rari.

14 Le dimensioni dei cationi che si formano sono inferiori a quelle dei rispettivi atomi poiché, oltre a mancare un elettrone, il nucleo esercita un attrazione maggiore su quelli che rimangono

15 AFFINITA ELETTRONICA I non metalli non hanno alcuna tendenza a cedere elettroni e i valori di energia di prima ionizzazione sono molto elevati Per i non metalli è più opportuno introdurre il concetto di AFFINITA ELETTRONICA: l energia che si libera quando aggiungiamo un elettrone ad un atomo neutro per generare un ANIONE X + e - X -

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17 Il nuovo elettrone conferisce una carica negativa all atomo, che diviene così uno ione negativo o anione.

18 L affinità elettronica è associabile alle dimensioni dell atomo: essa è tanto maggiore quanto più piccolo è il volume atomico. Quanto più piccolo infatti è l atomo, tanto più vicino al nucleo si collocherà l elettrone acquisito e tanto maggiore sarà la quantità di energia liberata. Pertanto:

19 Le dimensioni degli anioni sono maggiori di quelle dei rispettivi atomi, vista la presenza di un elettrone in eccesso non adeguatamente bilanciata dalla carica del nucleo

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21 ELETTRONEGATIVITA E definita come la media aritmetica tra l energia di prima ionizzazione e l affinità elettronica di quell atomo E una stima della «fame» di elettroni di un atomo Un atomo più elettronegativo ha maggiore tendenza ad acquisire elettroni mentre uno meno elettronegativo ha maggiore tendenza a cederli Gli elementi più elettronegativi sono quelli posti in alto a destra della tavola periodica mentre quelli meno elettronegativi sono in basso a sinistra

22 Tra i vari criteri utilizzati per calcolare l elettronegatività di un elemento, il più diffuso è quello proposto dal chimico statunitense Linus Pauling, che ha definito una scala arbitraria assegnando il valore minimo (0,7) al francio e il massimo (4) al fluoro Con questo metodo non è calcolabile l elettronegatività dei gas nobili, per i quali si assume il valore 0 Poiché entrambe le proprietà che la determinano variano nello stesso modo: Per questo motivo gli elementi più elettronegativi si trovano a destra in alto e quelli meno elettronegativi si trovano a sinistra in basso.

23 La classificazione degli elementi: metalli, nonmetalli e semimetalli La tavola periodica è attraversata, in diagonale, da una linea a forma di scaletta: gli elementi alla sua sinistra sono detti metalli, quelli alla sua destra non-metalli. gli elementi che confinano con la linea di separazione sono i semimetalli. H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

24 I metalli sono gli elementi più abbondanti e, in condizioni normali, sono quasi tutti solidi. Hanno bassa elettronegatività e si trasformano facilmente in ioni positivi. Questa facilità a perdere elettroni è responsabile di molte delle loro caratteristiche, quali la conduzione della corrente e del calore e la tipica lucentezza.

25 I non-metalli hanno caratteristiche esattamente opposte. Dotati di alta elettronegatività, divengono facilmente ioni negativi. Non conducono la corrente né il calore e non hanno la lucentezza tipica dei metalli. zolfo selenio iodio Differenti forme di fosforo

26 I semimetalli hanno caratteristiche intermedie. Di particolare importanza è la loro capacità di condurre la corrente solo in determinate condizioni: motivo per cui si dicono semiconduttori. silicio tellurio antimonio germanio

27 Le caratteristiche manifestate da metalli e da non-metalli dipendono dall elettronegatività che a sua volta dipende dalle altre proprietà periodiche, delle quali si è messa in evidenza la variazione graduale. Ciò spiega la graduale variazione del carattere metallico degli elementi nella tavola periodica:

28 ELETTRONI DI VALENZA Nella maggior parte dei casi gli elettroni coinvolti nelle reazioni chimiche sono 2+6=8 elettroni contenuti nell orbitale s e nei tre orbitali p del livello energetico più esterno Per questo motivo vengono rappresentati utilizzando un metodo introdotto da Lewis

29 ELETTRONI DI VALENZA Con questo metodo i 2+6 elettroni degli orbitali s e p del livello più esterno (ELETTRONI DI VALENZA) vengono rappresentati come punti o come coppie di punti ai quattro lati del simbolo chimico dell elemento Idealmente ogni lato del simbolo chimico è associato ad un orbitale

30 sono un ottimo punto di partenza per imparare a rappresentare le formule di struttura dei composti chimici

31 SODIO (Na, Z=11) 1s 2 2s 2 2p 2 3s 1 [Ne] 3s 1 MAGNESIO (Mg, Z=12) [Ne] 3s 2 ALLUMINIO (Al, Z=13) [Ne] 3s 2 3p 1 CARBONIO (C, Z=6) [He] 2s 2 2p 2 AZOTO (N, Z=7) [He] 2s 2 2p 3 ZOLFO (S, Z=16) [Ne] 3s 2 3p 4 CLORO (Cl, Z=17) [Ne] 3s 2 3p 5 NEON (NE, Z=10) [He] 2s 2 2p 6

32 l simbolo dell elemento rappresenta il nucleo, i puntini attorno al simbolo rappresentano gli elettroni di valenza NB.1 Da notare il numero del gruppo A (1A8A) dice il numero di elettroni di valenza NB.2 Si deve collocare un puntino per volta sui quattro lati (superiore, destro, inferiore e sinistro) del simbolo dell elemento

33 NB.3 Si devono appaiare i puntini fino a che non sono stati utilizzati tutti

34 REGOLA DELL OTTETTO: Quando gli atomi si legano, cedono, acquistano o condividono elettroni per raggiungere un livello esterno pieno di otto (o due) elettroni

35 VALENZA La valenza di un elemento in un composto rappresenta il numero di legami che tale elemento instaura con atomi di altri elementi, o anche il numero di elettroni ceduti, acquistati o messi in compartecipazione dall elemento del composto considerato ESEMPIO: Monovalenti: H, Cl, Br Bivalenti: Ca in CaCl 2, Mg in MgF 2 Trivalenti: N in NH 3, P in PH 3 Tetravalenti: C in CH 4

36 VALENZA Vedremo come la valenza sia legata anche dal tipo di legame che si instaura tra gli atomi Nei composti covalenti la valenza di un elemento, detta in questo caso COVALENZA, è data dal numero di elettroni che può mettere in compartecipazione

37 VALENZA Per esempio, l'idrogeno H mette in compartecipazione un elettrone ed è monovalente, l'ossigeno O mette in compartecipazione un elettrone con ciascun atomo di idrogeno ed è bivalente Tuttavia, non possiamo parlare di cariche positive o negative come nel caso dei composti ionici

38 VALENZA Per questo motivo si è trovato più comodo introdurre il concetto di numero di ossidazione (n.o.), che rappresenta la carica formale che si può attribuire a un elemento in un composto, supponendo che tutti i legami siano di tipo ionico, in modo da assegnare gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo