Immagini e testi tratti dai website di: genome.wellcome.ac.uk, dnaftb.org, unipv.it, unimi.it, wikipedia.it, unibs.it, unisi.it, unina.it, uniroma2.it, nih.gov, zanichelli.it, sciencemag.org, ncbi.gov 1 I primi 20 elementi Gruppo 1 2 Periodo I II 1 2 3 4 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 III IV V VI VII VIII 1 2 H 3 He 5 Li 4 Be B 11 12 Al Na 19 K Mg 13 6 7 8 C N O 14 15 16 Si P S 9 F 17 Cl 10 Ne 18 Ar 20 Ca 1H, 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 8O, 9F, 10Ne, 11Na, 12Mg, 13Al, 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 18Ar, 19K, 20Ca, 2 Tavola periodica completa Gruppo 1 2 Periodo I II 1 2 3 3 3 6 gassoso alle STP 1 7 8 liquido alle STP 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 III IV V VI VII VIII solido alle STP 2 He 5 Li 4 Be B 11 12 Al 13 Mg 4 19 K 20 Ca Sc 5 37 Rb 38 Sr 39 55 56 57 7 5 H Na 6 4 Cs 87 Fr 21 Y 22 Ti 40 Zr 72 Ba La Hf 88 89 104 Ra Ac 58 Lantanidi Ce Attinidi Th 90 Rf 59 23 V 41 Nb 73 Ta 105 Db 60 Pr Nd 91 92 Pa U 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 61 Pm 93 Np 25 Mn 43 Tc 75 Re 107 Bh 62 Sm 94 Pu 26 Fe 44 27 Co 45 Ru Rh 76 77 Os 108 Hs 63 Eu 95 Am Ir 109 Mt 64 Gd 96 Cm 28 Ni 46 Pd 78 Pt 110 Ds 65 Tb 97 Bk 29 Cu 47 Ag 79 Au 111 Rg 66 Dy 98 Cf 30 Zn 48 Cd 80 Hg 112 Cn 67 Ho 99 Es 31 Ga 49 In 81 6 7 8 C N O 14 15 16 Si 32 Ge 50 Sn 82 P 33 As 51 Sb 83 S 34 9 F 17 Cl 35 Se Br 52 53 Te 84 I 85 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Tl Pb Bi Po At Rn 113 114 115 116 117 118 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 71 Yb La 102 103 No Lr 3 I gruppi I-VIII e i metalli di transizione Gruppo 1 2 Periodo I II 1 2 3 3 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 III IV V VI VII VIII 1 2 3 He 5 4 Li Be 11 12 B 4 19 K 20 Ca Sc 5 37 Rb 38 Sr 39 55 56 57 Cs 87 Fr Ba 88 Ra 13 Metalli di transizione Mg 7 5 H Na 6 4 21 Y 22 Ti 40 Zr 72 La Hf 89 104 Ac 58 Lantanidi Ce Attinidi Th 90 Rf 59 23 V 41 Nb 73 Ta 105 Db 60 Pr Nd 91 92 Pa U 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 61 Pm 93 Np 25 Mn 43 Tc 75 Re 107 Bh 62 Sm 94 Pu 26 Fe 44 Al 27 Co 45 Ru Rh 76 77 Os 108 Hs 63 Eu 95 Am Ir 109 Mt 64 Gd 96 Cm 28 Ni 46 Pd 78 Pt 110 Ds 65 Tb 97 Bk 29 Cu 47 Ag 79 Au 111 Rg 66 Dy 98 Cf 30 Zn 48 Cd 80 Hg 112 Cn 67 Ho 99 Es 31 Ga 49 In 81 6 7 8 C N O 14 15 16 Si 32 Ge 50 Sn 82 P 33 As 51 Sb 83 S 34 9 F 17 Cl 35 Se Br 52 53 Te 84 I 85 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Tl Pb Bi Po At Rn 113 114 115 116 117 118 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 71 Yb La 102 103 No Lr 4 I blocchi s, p, d, f Gruppo 1 2 Periodo I II 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 III IV V VI VII VIII blocco s 1 2 3 1 blocco p H 3 5 4 Li Be 11 12 4 19 K 20 Ca Sc 5 37 Rb 38 Sr 39 55 56 57 7 87 Fr blocco f Ba 88 Ra 13 blocco d Mg Cs 6 B Na 6 2 He 21 Y 22 Ti 40 Zr 72 La Hf 89 104 Ac 58 Ce 90 Th Rf 59 23 V 41 Nb 73 Ta 105 Db 60 Pr Nd 91 92 Pa U 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 61 Pm 93 Np 25 Mn 43 Tc 75 Re 107 Bh 62 Sm 94 Pu Al 26 Fe 44 27 Co 45 Ru Rh 76 77 Os 108 Hs 63 Eu 95 Am Ir 109 Mt 64 Gd 96 Cm 28 Ni 46 Pd 78 Pt 110 Ds 65 Tb 97 Bk 29 Cu 47 Ag 79 Au 111 Rg 66 Dy 98 Cf 30 Zn 48 Cd 80 Hg 112 Cn 67 Ho 99 Es 31 49 O 14 15 16 32 Ge 50 In Sn 81 8 N Si Ga 7 C 82 P 33 As 51 Sb 83 S 34 9 F 17 Cl 35 Se Br 52 53 Te 84 I 85 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Tl Pb Bi Po At Rn 113 114 115 116 117 118 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 71 Yb La 102 103 No Lr 5 Ordine di riempimento degli orbitali 1s2s2p3s3p 4s3d 4p5s 4d5p 6s 4f5d 6p 7s5f 6d 7p 1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d 7p 4f 5f 6 Configurazioni di Lewis 7 Proprietà periodiche Variano con regolarità lungo i periodi e lungo i gruppi in base alla variazione periodica della configurazione elettronica: Raggio atomico Energia di (prima) ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Possono aumentare o diminuire lungo un gruppo, dall’alto in basso Possono aumentare o diminuire lungo un periodo, da sinistra a destra (il contrario da destra a sinistra) 8 Raggio atomico e raggio ionico Il r. atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento. Aumenta lungo un gruppo (altobasso), diminuisce lungo un periodo (sinistradestra). Gli anioni hanno raggio maggiore dei corrispondenti atomi neutri. I cationi hanno raggio minore dei corrispondenti atomi neutri. 9 Energia di prima ionizzazione Si misura in kJ/mol ed è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato (neutro) diminuisce lungo un gruppo (altobasso) aumenta lungo un periodo (snds). Esempio per il sodio (Ei=880 kJ/mol) Na(g) + Ei Na+(g) + eLe energie di seconda, terza ionizzazione ecc. hanno valori progressivamente crescenti perché è energeticamente più dispendioso strappare un elettrone da un catione che non da un atomo neutro. 10 Affinità elettronica Energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone e si trasforma in anione Si comporta come l’energia di prima ionizzazione: diminuisce lungo un gruppo (altobasso) diminuisce dssn Esempio per il cloro (Ae=350 kJ/mol) Cl(g) + e- Cl-(g) + Ae 11 Elettronegatività misura la tendenza dell’elemento ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. diminuisce lungo un gruppo (altobasso) diminuisce dssn Nella tabella sono riportati i valori secondo Pauling arrotondati. L’elemento più elettronegativo è F (fluoro), seguito da O, N, Cl ecc. 12 Differenza di elettronegatività Δe Il calcolo si esegue tra i valori secondo Pauling degli elementi che si legano. Col variare del Δe varia la percentuale di polarità del legame, Es: Δe = 0,3 2% polarità; Δe = 1,5 48% polarità, Δe = 2,9 88% polarità Il valore di Δe = 1,9 (per alcuni autori 1,7) è considerato il valore limite per al disopra del quale il legame diventa ionico 60% polarità. Con Δe < 1,7 il legame è covalente. Esso può essere: Puro o omopolare – se sono legati 2 atomi identici, es H-H nell’H2 Δe =0 Eteropolare – se sono legati 2 atomi differenti, es Na- Cl nel NaCl 13 Energia di legame Se due atomi isolati si legano si libera un’energia detta di legame. La stessa energia è necessaria per rompere i legami. Si misura in kJ/mol e indica l’energia da fornire a una mol di sostanza per rompere il legame che unisce i suoi atomi.: H2 = 436 (legame singolo: covalente apolare HCl = 430 kJ/mol (legame singolo: covalente polare) O2 = 496 (legame doppio) N2 = 944 (legame triplo) In alcuni composti il legame è molto forte ed è difficile spezzarlo: CO = 1034 infatti il CO (monossido di carbonio) è una molecola molto stabile e la sua tossicità per l’uomo dipende anche da questo. 14 VSEPR: geometria e angoli di legame La forma delle molecole dipende dalle coppie di legame (bp, bond pair) e quelle di non legame (lp, lone pair) del guscio di valenza, tuttavia la repulsione esercitata dalle c. di non legame è maggiore rispetto alle bp, infatti l’ordine di repulsione elettronica è: lp/lp > lp/bp > bp/bp, inoltre le lp occupano più spazio. La geometria elettronica è determinata dalle regioni di alta d.e. intorno all’atomo o atomi centrali. La geometria molecolare è determinata dalla disposizione degli atomi intorno all’atomo o gli atomi centrali molecola bp lp tipo angolo geometria elettronica geometria molecolare altre molecole tetraedr. SiH4, CF4, CCl4 CH4 4 0 AX4 109,5° tetraedrica NH3 3 1 AX3E 107,3° tetraedrica piramidale H2 O 2 2 AX2E2 104,5° tetraedrica angolare, piegata HF 1 3 AXE3 104,5° tetraedrica lineare NF3 HCl, HBr, HI 15 Lunghezza di legame: angolo compreso tra i nuclei atomici. Aumenta al crescere del raggio atomico e al ridursi della forza di legame Legame σ distribuzione elettronica concentrata lungo l’asse di legame e disposta in modo simmetrico intorno a esso Legame distribuzione concentrata in due zone situate da parti opposte rispetto all’asse di legame e non è disposta simmetricamente intorno a esso Orbitali ibridi funzioni matematiche derivanti dalla somma algebrica di un certo numero di orbitali atomici aventi energia simile. Orbitale ibrido Geometria e angoli di legame legami α legami π sp lineare– 180° 2 2 sp2 trigonale - 120° 3 1 sp3 tetraedrico – 109,5° 4 0 16 VSEPR: geometria molecolare e angoli di legame H2O: 104,5° 17 Angolo di legame: è formato dagli assi dei nuclei degli atomi che si legano. I legami covalenti doppi e tripli valgono come un legame singolo ai fini della geometria molecolare 18 Esempi di molecole e relative geometrie orbitali geometria esempi sp Lineare CO2, BeCl2, sp2 Trigonale planare BF3, SO2, CO3--, CH2CH2 sp3 Tetraedro CH4, SiF4 sp3 Piegata o angolare NH3, H2O sp2d Planare quadrata PdCl4--, Ni(CN)4-- sp3d Trigonale bipiramidale Ottaedro PdCl4--, Ni(CN)4-- sp3d2 Ni(NH3)6++, IF5, SF6 19 Coppie elettroniche di legame e di non legame 20 Tipologie di legame dativo: tra donatore e accettore di elettroni metallico: attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano. Composti di coordinazione: un metallo o suo ione viene circondato da atomi donatori di elettroni. 21
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