Tavola periodica e previsione sul comportamento chimico degli elementi (numero di ossidazione)- orbitali ibridi

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1 Tavola periodica e previsione sul comportamento chimico degli elementi (numero di ossidazione)- orbitali ibridi Gli elementi sono ordinati secondo numero atomico Z ( numero dei protoni ) crescente Il numero di massa A ( somma di protoni e neutroni ) non figura ; al suo posto figura la massa atomica media ( media ponderata delle masse dei vari isotopi = somma delle masse moltiplicata per la loro percentuale in natura, il tutto diviso 100 ) La tavola è suddivisa in: 4 blocchi ( orbitali s, p, d, f ). Tutti gli elementi appartenenti allo stesso blocco hanno gli elettroni esterni sullo stesso tipo di orbitale ; s contiene al massimo 2 elettroni (s 1 e s 2 ) p ne contiene 6 (da p 1 a p 6 ); d 10 e f 14 7 periodi orizzontali ( livelli energetici K,L,M,N,O,P,Q ). Tutti gli elementi appartenenti allo stesso periodo hanno gli elettroni esterni sullo stesso livello energetico. Pagina 1

2 8 gruppi verticali A e 8 gruppi verticali B (elementi di transizione= orbitali d ). Tutti gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni esterni sul livello esterno: per gli elementi dei gruppi A il numero d ordine del gruppo coincide col numero di elettroni del livello esterno, oltre che col numero di ossidazione massimo; Per gli elementi dei gruppi B coincide col numero di ossidazione massimo. Il principio di indeterminazione di Heisenberg afferma che non è possibile stabilire il moto dell elettrone, si può solo attribuirgli la probabilità di trovarsi in un determinato momento in una zona detta orbitale. Disposizione degli elettroni Gli atomi esistenti in natura sono 105, differenziati in base al numero dei protoni e quindi anche al numero degli elettroni. La disposizione degli elettroni in un atomo ne determina le proprietà chimiche. Gli elettroni sono pigri e quindi tendono ad occupare gli orbitali caratterizzati da minor energia: di conseguenza prima saranno tendenzialmente occupati i livelli interni e successivamente quelli esterni, prima gli orbitali s e successivamente quelli p. Gli orbitali d corrispondono ad una prima transizione (significa che sono occupati solo dopo gli orbitale s del livello successivo. Gli orbitali f sono di seconda transizione (vengono occupati solo dopo gli orbitali s di due livelli successivi). Conseguenza: poiché gli orbitali d ed f si riempiono solo dopo che sono stati collocati elettroni nel livello più esterno, quest ultimo potrà contenere solo gli elettroni degli orbitali s e p, quindi al massimo (2+6) 8 elettroni. Si parla in questo caso di ottetto elettronico, che conferisce all atomo una grande stabilità (caratteristica dei gas nobili, ovvero gli elementi del gruppo VIIIA). Tutti gli altri elementi, al contrario, formano legami, cedendo o acquistando elettroni (legame ionico) o mettendoli in compartecipazione (legame covalente) per ottenere una condizione di maggiore stabilità. Va detto che l ottetto elettronico non costituisce l unica condizione di stabilità: in alcuni casi esso è troppo difficile da ottenere e in tal caso l atomo si deve accontentare di una condizione meno stabile, ma accettabile. Le altre condizioni di stabilità corrispondono al sottolivello (blocco) completo, quindi ad una configurazione (n-1)d 10 oppure (n-2)f 14, oltre che ad un sottolivello (blocco) semicompleto (n-1)d 5, np 3. Principio della massima molteplicità o regola di Hund: gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali degeneri (sono quelli con la stessa energia, quindi con primo e secondo numero quantico uguali), per quanto possibile, singolarmente. Disposizione dei primi 3 elettroni nei 3 orbitali p Disposizione dei primi 5 elettroni nei 5 orbitali d Pagina 2

3 Configurazione elettronica: gli elettroni vengono sistemati negli orbitali in base all ordine di riempimento. Il numero di elettroni figura come esponente; la somma di elettroni coincide col numero atomico. Configurazione esterna: si trascrive solo la configurazione elettronica dell ultimo livello, poiché quelli interni sono completi. Diagramma a frecce: ogni orbitale corrisponde ad un quadratino, gli elettroni vengono indicati con delle freccette, orientate in alto e in basso per indicare il diverso spin Numero di ossidazione: è il numero di elettroni che vengono ceduti (segno +) o acquistati (segno -) durante la formazione di un legame. Se il legame è covalente polarizzato si fa finta che gli elettroni passino dall atomo più elettropositivo (che avrà segno +) a quello più elettronegativo (che avrà segno -). Se Pagina 3

4 il legame è covalente puro non si può attribuire un numero di ossidazione diverso da zero a entrambi gli atomi (molecole biatomiche). Per poter prevedere il numero di ossidazione si deve tener conto delle condizioni di stabilità, che sono 1. Ottetto elettronico [ns 2 -np 6 oppure ns 2 (n-1)d 10 -np 6 ] 2. Sottolivello completo [ns 2 (n-1)d 10, oppure (ma di minore importanza) ns 2 (n-2)f 14 ] 3. Sottolivello semicompleto [ns 2 - np 3, oppure ns 2 (n-1)d 5 ] E evidente che tutti gli elementi appartenenti allo stesso gruppo avranno configurazione esterna simile e simile comportamento chimico, le proprietà degli elementi pertanto variano in modo periodico e la chimica viene fatta per gruppi. Gruppi A (orbitali s e p) In questo caso un elettrone passa da s a p e gli elementi in genere danno origine a ibridazione sp (molecola lineare) In questo caso un elettrone passa da s a p e si ha ibridazione sp, sp 2 (molecola triangolare planare) o anche sp 3 (molecola tetraedrica) Pagina 4

5 In questo caso il carbonio ha ibridazione sp, sp 2 o sp 3 Gruppo IA o dei metalli alcalini: hanno 1 e - in più del gas nobile che li precede e tendono a cederlo trasformandosi in ioni positivi, sono dunque molto reattivi. Gruppo IIA o dei metalli alcalino- terrosi: sono meno reattivi dei precedenti, poiché il sottolivello s è completo. Per raggiungere la stabilità devono comunque cedere 2 e -. Gruppo VIIA o degli alogeni: hanno 1 e - in meno del gas nobile che li segue e tendono a strappare elettroni ad altri elementi trasformandosi in ioni negativi, ma possono anche unirsi a due a due (formando molecole biatomiche) in modo da raggiungere la conformazione stabile. Gruppo VIA o dei calcogeni: hanno 2 e - in meno del gas nobile che li segue, tendono ad acquistare due elettroni oppure a mettere in compartecipazione 2 e -. Elementi di transizione (gruppi B) Si chiamano così poiché gli elettroni, dopo aver occupato gli orbitali s del livello successivo, ritornano (per così dire) indietro ad occupare gli orbitali d interni. Hanno caratteristiche metalliche, durezza, lucentezza e buona conducibilità elettrica e termica, che dipende dal fatto che nel livello esterno ci sono al massimo 2 elettroni. Tutti questi elementi hanno 2 soli elettroni nel livello esterno, di conseguenza avranno lo stesso diagramma a punti degli elementi del gruppo IIA, ai quali si aggiungono gli elettroni degli orbitali d Pagina 5

6 Se l atomo ha sufficiente energia 1 e - viene promosso dall orbitale s all orbitale d vuoto, stabilizzando l orbitale d con un sottolivello completo Se l atomo ha sufficiente energia 1 e - viene promosso dall orbitale s all orbitale d vuoto, stabilizzando l orbitale d con un sottolivello semicompleto Il sottolivello d è stabile anche con 5 elettroni, quindi a questo gruppo basta cedere i 2 elettroni esterni e 1 solo elettrone d Pagina 6

7 Orbitali ibridi Se si considera la configurazione esterna del carbonio (2s 2-2p 2 ) ci si aspetterebbe che l elemento formi 2 soli legami covalenti, posti a 90 l uno dall altro. In realtà il carbonio può formare diverse strutture 1. Ibridazione sp 3 Può formare 4 legami covalenti equivalenti (con 4 atomi diversi, come ad esempio nel metano CH 4 ), posti a 109,5 l uno dall altro, originando una molecola tetraedrica col carbonio al centro di essa). Ne sono esempi anche l azoto nella molecola NH 3, i legami sono posti a 107 e un orbitale sp 3 ospita un doppietto elettronico che esercita una maggiore forza repulsiva sugli altri, che vengono pertanto schiacciati. Anche nella molecola d acqua H 2 O si ha ibridazione sp 3, con angoli di legame a 104,5 e due orbitali sp 3 con doppietti elettronici Pagina 7

8 2. Ibridazione sp 2 3 legami covalenti posti a 120 l uno dall altro con 3 atomi diversi (molecola triangolare planare), di cui uno doppio. In questo modo si origina una molecola triangolare planare, come nell etene C 2 H 4 oppure BF 3, AlCl 3, NO 2 3. Ibridazione sp 2 legami covalenti posti a 180 con 2 atomi diversi, dei quali uno è triplo, come nell etino C 2 H 2 o in BeCl 2 Pagina 8