Lezione 3
Tavola periodica e
legame chimico
atomo = particella “chimicamente elementare”
non sintetizzabile da particelle subatomiche
di massa inferiore ( in assenza di forze
elettromagnetiche e/o gravitazionali sufficienti)
particelle subatomiche = protoni,
neutroni,
elettroni.
atomo
Nucleo, formato da
protoni e neutroni
Guscio di elettroni
in movimento
nucleo
protoni
neutroni
elettroni
mp
mn
me
mp : mn : me  1 : 1 : 0,00054
in ogni atomo
il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.
Questo numero viene denominato Numero Atomico, Z.
Si riconoscono così 109 specie atomiche, con Z da 1
a 109, che vengono definite
Elementi Chimici
indicati con un simbolo che corrisponde alla prima
lettera, o alle prime due lettere, del nome latino.
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
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
ISOTOPI
Esempio:
35Cl
: 17 protoni + 17 elettroni + 18 neutroni
37Cl
: 17 protoni + 17 elettroni + 20 neutroni
Numero atomico (Z) = numero di elettroni
Unità di massa atomica:
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg)
Alcune masse atomiche (pesi atomici):
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
1,008
4,003
6,941
9,012
10,811
12,011
14,007
15,999
18,998
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
20,180
22,990
24,305
26,982
28,086
30,974
32,066
35,453
39,948
Modello planetario
orbita
sole
pianeta
forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta
orbita
nucleo
elettrone
+
Modello atomico di Bohr
Modello planetario quantizzato.
Si ha orbita per un elettrone quando:
forza
attrattiva tra
nucleo ed
elettrone
momento
angolare
dell’elettrone
Niels Henrik Bohr
Copenhagen 7.10.1885 - Copenhagen 18.11.1962
Nobel per la Fisica 1922
=
=
forza centrifuga
della rotazione
dell’elettrone
intorno al nucleo
multiplo intero
della costante di
Planck
Riproduce perfettamente lo
spettro dell’atomo
d’idrogeno ... e basta.
Dualismo onda-materia
Ad ogni particella, di massa m che
si muove con velocità v, è associata
un onda di lunghezza :
h

m
Louis Victor Duc de Broglie
Dieppe 15.8.1892 - Parigi 1987
Nobel per la Fisica 1929
elettroni

Conseguenza:
per gli elettroni in un atomo sono possibili solo
“onde stazionarie”
Oscillazione di una corda tesa
sono permesse solo le “onde stazionarie”
“onde stazionarie” su orbite circolari:
“orbita non stazionaria”
“orbita stazionaria”
Equazione di Schrödinger
Per una particella che si muove
lungo la dimensione x, con
energia E e con potenziale V(x):
h 2 d 2 (x)
 2
 V (x) (x)  E (x)
2
8 m dx

Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger
Vienna 12 Agosto 1887 – Vienna 4 Gennaio 1961
Nobel per la Fisica 1933

 (x) è la funzione d’onda che
descrive la particella.
 (x) è una funzione d’onda che descrive la
particella, ma in se non ha un significato fisico, è
solo un artificio matematico.
Tuttavia:
 (x)  P(x)
2
P(x) è la probabilita di trovare la particella alla
coordinata x

Principio di indeterminazione di Heisenberg
px
x
x px  h
Werner Heisenberg
Würzburg 5.12.1901 - Monaco di Baviera 1976
Nobel per la Fisica 1932
L’equazione di Shrodinger è un’equazione
differenziale del second’ordine, la cui soluzione
non è un unica funzione, (x), ma una famiglia di
funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori
di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m(x).
Numeri quantici:
n (principale) = 1, 2, 3, …
 (momento angolare) = 0, 1, … (n-1)
m (momento magnetico) = -, …, 0, …, +
Numero quantico di spin
Una particella
carica, che ruota
su stessa, genera
un campo
magnetico.
S
N
Un elettrone possiede un numero quantico di campo
magnetico di “spin”, che può avere solo due valori,
s = +½ e s = -½.
atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo
protone e quindi da un solo elettrone:
È un atomo fittizio per il quale è relativamente facile
definire le funzioni “orbitali atomici”
Gli orbitali atomici di un atomo idrogenoide sono distinguibili
con 4 numeri quantici, denominati rispettivamente
principale, n,  1;
individua i livelli di energia possibili.
orbitale, l; 0  l  (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è
più probabile trovare l’elettrone.
magnetico, m; - l  m  + l; indica piccole variazioni di energia
dell’elettrone in presenza di un campo
magnetico.
di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2
Ogni elettrone, in un atomo, è definito
dai suoi numeri quantici:
n = 1, 2, 3, …
 = 0, 1, … (n-1)
n,,m(x)
m = -, …, 0, …, +
s = +½, -½
In un atomo non possono
esistere più elettroni con tutti
i numeri quantici uguali.
(Principio di esclusione di Pauli)
Wolfgang Pauli
Vienna 2.4.1900 – Zurigo 15.12.1958
Nobel per la Fisica 1945
Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare
un elettrone in una certa zona dello spazio.
Orbitali atomici:
s (orbitale sferico)
p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani)
d (5 orbitali orientati nello spazio)
…..
In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni
Orbitali p
Orbitali d
Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di
un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro
nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si
devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica.
Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono
differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che
un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due
elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½.
Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali,
corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati”
ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo
successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin
di segno opposto.
E
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s

1s




Ossigeno,
ha 8 elettroni.
1s2 2s2 2p4
Mendeleev, Dmitri Ivanovitch
1834 - 1907
Julius Lothar Meyer
1830-1895
Tavola periodica degli elementi (1860)
Elementi organizzati in base al numero atomico e alle
loro caratteristiche chimico-fisiche.
H
Gas
Li Be
Liquidi
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Solidi
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
He
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
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Periodi
Gruppi
orbitali p
orbitali s
H
Li
orbitali d
Be
Na Mg
K
Ca Sc Ti
Rb Sr
Y
V
Cr Mn Fe Co Ni
He
B
C
N
O
F
Ne
Al Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
I
Po At Ra
Fr Ra Ac
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th Pa
orbitali f
Xe
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
H
He
Non metalli
Semimetalli
Li Be
Metalli
Na Mg
K
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
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
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
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
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Massa atomica
Numero atomico
8
Ossigeno
15,9994
Elettronegatività
13,61
Prima
ionizzazione
(eV)
O
0,66
[He] 2s2 2p4
Raggio atomico (Å)
3,5
-2
Numeri di
ossidazione
Proprietà fisiche e chimiche
 Affinità elettronica
 Energia di ionizzazione
 Numeri di ossidazione
 Raggio atomico
 Struttura cristallina
Affinità elettronica:
Capacità di un elemento di accettare un altro elettrone.
Quella dei non metalli è più alta di quella dei metalli e quella degli alogeni è la
più alta di tutte.
Energia di ionizzazione:
Energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’elemento.
Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.
Numeri di ossidazione:
Carica che l’atomo di un elemento assumerebbe nell’ipotesi che tutti gli elettroni
impegnati nei legami si localizzino sull’atomo più “elettronegativo”.
Energia di ionizzazione di un
atomo (o potenziale di
ionizzazione):
A(g)  A+(g) + e-(g) H ° = I1
Affinità elettronica di un atomo:
A-(g)  A(g) + e-(g)
H ° = A
Elettronegatività:
tendenza di un atomo ad attrarre
su di se gli elettroni di un legame.
Energia di
Affinità
Elettronegatività 
+
ionizzazione elettronica
Elettronegatività
He
H
2,2
Li
1,0
0
Be
B
1,6
Na Mg
0,9
1,3
K
Ca
Sc
Rb
Sr
1,0
Y
1,1
Zr
Cs
Ba
La
Hf
Fr Ra
Ac
0,8
0,8
0,8
0,7
1,0
0,9
0,9
1,4
1,1
1,1
Ti
1,5
1,3
1,3
V
1,6
Cr
1,7
Nb Mo Tc
1,6
2,2
1,9
Ta
W
Re
1,5
2,4
1,9
N
O
F
Ne
2,6
3,0
3,4
4,0
Al
Si
P
S
2,6
Cl
3,2
Ar
Br
Kr
1,5
1,8
2,2
0
0
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge As
Se
Ru Rh
2,2
2,3
Pd
Ag
Cd
In
Sn Sb
Te
2,1
2,7
I
Xe
Os
Ir
Pt
Au Hg
Tl
Bi
Po
At
Rn
Mn Fe
1,6
C
2,0
1,8
2,2
1,9
2,2
1,9
2,3
2,3
1,9
1,9
2,5
1,7
1,7
2,0
1,8
1,8
2,0
2,0
2,0
Pb
2,3
2,2
2,1
2,0
2,6
2,0
3,0
2,2
0
0
0
L’energia del legame A-B è
l’energia necessaria per
provocarne la dissociazione, in
pratica è il H del processo:
AB(g)  A(g) + B(g)
I legami chimici sono sempre
il frutto di interazioni
elettrostatiche.
Legame chimico
• Covalente (omonucleare o eteronucleare)
• Covalente polare (eteronucleare)
• Ionico
• Idrogeno
Le cariche negative
degli elettroni si
trovano a contatto
Se non avviene niente tra gli
Oppure, si possono verificare due
elettroni, i due atomi si respingono
casi limite:
e non si ha nessun legame.
Uno dei due atomi è più
elettronegativo dell’altro:
uno o più elettroni
passano all’atomo più
elettronegativo
Uno dei due atomi è più
elettronegativo dell’altro:
+
-
si forma uno ione positivo
ed uno negativo che si
attraggono
LEGAME IONICO
I due atomi hanno
elettronegatività paragonabile:
se si verificano le condizioni
adatte, gli elettroni possano
localizzarsi in mezzo ai due atomi
LEGAME COVALENTE
I due atomi hanno
elettronegatività diversa, ma
non troppo:
gli elettroni si localizzano in mezzo
ai due atomi, ma un po’ spostati
verso quello più elettronegativo
LEGAME COVALENTE-POLARE
Sovrapposizione degli orbitali atomici: possono essere
condivisi soltanto due elettroni a spin opposto.
Perché il legame si formi la sovrapposizione degli
orbitali atomici deve portare ad una stabilizzazione del
sistema.
Il legame covalente è direzionale poiché gli orbitali
atomici hanno una precisa orientazione nello spazio.
Il legame covalente si può formare tra atomi uguali, e
anche tra atomi diversi.
Si possono formare molecole piccole o grandi
(idrogeno e emoglobina), oppure reticoli di atomi
collegati tra loro (diamante e quarzo).
Orbitale molecolare: Combinazione lineare degli orbitali
atomici.
H2
*1s
1s
1s
1s
N2
*2p
2p
x y
2p
*2p
z
2p
2p
*2s
2s
2s
2s
Talvolta la geometria degli orbitali atomici
non è sufficiente a spiegare la geometria
della molecola
BeH2: la struttura sperimentale è
H – Be – H
180°
BF3: la struttura sperimentale è
F
F
B
120°
F
Ibridazione
Quando un atomo, che ha elettroni su orbitali s e p,
inizia a formare dei legami molecolari abbiamo che si ha
una combinazione tra gli orbitali p e l’orbitale s per dare
dei nuovi orbitali molecolari.
Orbitale s e un orbitale p
2 orbitali ibridi sp
Orbitale s e due orbitali p
3 orbitali ibridi sp2
Orbitale s e tre orbitali p
4 orbitali ibridi sp3
Orbitali
ibridi
sp
180°
CO2
BF3
sp2
sp3
109,5°
120°
CH4