1. Seconda parte bis
Teorie atomiche. Configurazione
elettronica. Il legame chimico
Prof. Stefano Piotto
Università di Salerno

2. Seconda parte bis
1. Proprietà periodiche
2. Raggio atomico
3. Energia di ionizzazione
4. Affinità elettronica
5. Elettronegatività
6. Elementi di sistematica
7. Legame ionico
8. Legame metallico
9. Legami deboli
1. Van der Waals
2. London
3. Legame a idrogeno

3. Proprietà periodiche
• I chimici hanno sempre tentato di ordinare le
sostanze studiate in base a somiglianze che
permettessero, in qualche modo, di raggrupparle in
modo schematico; questa esigenza divenne
progressivamente più sentita nel secolo scorso,
quando il progresso delle tecniche di analisi permise
di scoprire nuove sostanze semplici.
LEGGE PERIODICA: le proprietà dei corpi semplici,
come le forme e le proprietà delle combinazioni, sono
funzione periodica della grandezza del peso atomico.
(1868)

5. Gruppi e Periodi
• I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali,
che riuniscono gli elementi con configurazioni
elettroniche simili;
 I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali,
con gli elementi disposti in ordine di peso atomico
crescente, sono indicati da un numero progressivo
all’estrema sinistra della Tavola.

6. Tavola periodica di Mendeleev
Gli elementi erano ordinati secondo il PESO ATOMICO crescente

7. 1700 - 1799 1800 - 1899 1900 - 2005

8. Timothy Stowe

9. Thoedor Benfey

10. Paul Giguere

11. Relazione tra riempimento degli orbitali e tavola
periodica

12. Trucco per ricordare il riempimento degli orbitali
Il riempimento degli orbitali segue le frecce

13. Effetto di altri elettroni negli orbitali
interni
•Gli elettroni interni
schermano molto
efficacemente gli
elettroni esterni e
aumentano
notevolmente l’energia
dell’orbitale.

14. Carica nucleare efficace
Zeff ≈ Z – (n di e- presenti nei livelli inferiori)
Per es. Na ha 11 e- (1s2 2s2 2p6 3s1)
n°di e- livelli inferiori = 10
Quindi Zeff ≈ 1

16. Raggio atomico

17. Effetto della carica nucleare e di un elettrone
addizionale nello stesso orbitale
Ciascuno dei due elettroni
scherma parzialmente l’altro nei
confronti della carica nucleare
completa e aumenta l’energia
dell’orbitale e diminuisce l’E. Ion.
•L’aumento della carica
nucleare fa diminuire
l’energia dell’orbitale e
aumenta l’En. Ionizz.

18. Energia di ionizzazione
L'energia di ionizzazione di un atomo o di una
molecola è l'energia minima richiesta per
strappargli un elettrone e portarlo a distanza
infinita. Quindi è l'energia necessaria per far
avvenire il seguente processo:
X(g) → X+(g) + e−
L'energia di ionizzazione decresce lungo un gruppo della Tavola periodica, e
aumenta da sinistra a destra attraverso il periodo. Gli elettroni degli atomi
più piccoli sono più attratti dal nucleo, quindi l'energia di ionizzazione è
maggiore. Negli atomi più grandi gli elettroni non sono trattenuti così
fortemente e quindi l'energia di ionizzazione richiesta è minore.

19. Affinità elettronica
L'affinità elettronica di un atomo è l'energia che si libera
quando l'atomo in fase gassosa cattura un elettrone,
trasformandosi in uno ione negativo; in altre parole è
la misura della tendenza di un atomo all'acquisto di
elettroni.
L'affinità elettronica varia in modo caratteristico: cresce
da sinistra a destra per i primi due periodi e decresce
lungo i gruppi dall'alto in basso. L'affinità elettronica è
massima per gli elementi in alto a destra della tavola
periodica (fluoro, ossigeno, zolfo, cloro, bromo, iodio),
ai quali manca un solo elettrone per completare
l'"ottetto".

20. Affinità elettronica

21. Elettronegatività
Si definisce “elettronegatività” di un atomo la sua relativa tendenza
ad attrarre verso di sé i cosiddetti “elettroni di legame”, ossia quegli
elettroni che lo tengono unito ad un altro atomo per formare una
molecola.
L’elettronegatività aumenta lungo un periodo (da sinistra verso
destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall’alto verso il basso), così
come accade per l’affinità elettronica.
I motivi di questo andamento sono i seguenti:
L’aumento che si verifica andando verso destra in un periodo deriva
dalle sempre più ridotte dimensioni degli atomi, per cui c’è un minore
effetto di schermo e quindi una maggiore attrazione degli elettroni;
La diminuzione che si ha, invece, scendendo lungo un gruppo deriva
sia dall’aumento delle dimensioni atomiche sia dall’aumento
dell’effetto schermo.

22. 1 2 13 14 15 16 17 18
H 2,21 - - - - - - He -
Li 0,97 Be 1,47 B 2,01 C 2,50 N 3,07 O 3,50 F 4,10 Ne -
Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 Si 1,74 P 2,06 S 2,44 Cl 2,83 Ar -
K 0,91 Ca 1,04 Ga 1,82 Ge 2,02 As 2,20 Se 2,48 Br 2,74 Kr -
Rb 0,89 Sr 0,99 In 1,49 Sn 1,72 Sb 1,82 Te 2,01 I 2,21 Xe -
Cs 0,86 Ba 0,97 Tl 1,44 Pb 1,55 Bi 1,67 Po 1,76 At 1,90 Rn -
Fr 0,86 Ra 0,97 - - - - - -
L'elettronegatività, forza F esercitata dal nucleo sugli elettroni di valenza, è definita dalla relazione:
F = Z*/r2 = Z S/r2
in cui:
Z* = carica nucleare efficace = Z*S
Z = carica nucleare totale (cioè il numero atomico, corripondente al numero di protoni del nucleo)
S = costante di schermo elettronico (dovuto agli elettroni sottostanti a quelli di valenza)
r = raggio covalente espresso in Å (10-8 cm = 10-10 m)

23. Dal sito www.webelements.com

24. Tendenze di tre proprietà atomiche

25. • Gli elementi del blocco s sono metalli molto
elettropositivi; essi reagiscono (alcuni violentemente)
con l’acqua dando idrossidi e con l’ossigeno si
trasformano in ossidi e perossidi a carattere basico.
 Nel blocco p si trovano alcuni metalli i cui ossidi hanno un
comportamento anfotero come l’Al, Ga e tutti i non metalli
i cui ossidi hanno un carattere acido.
 Gli elementi del blocco d (di transizione) sono i tipici
metalli dall’aspetto lucente, duri, fragili, con basse
resistivita’ elettriche e alte conducibilita’ termiche.

26. • Gli elementi del blocco f, i lantanidi, hanno
caratteristiche chimiche e fisiche molto simili
fra loro, sono metalli, hanno +3 come
numero di ossidazione tipico, con ossidi di
carattere basico.
• Tutti gli attinidi sono elementi instabili e
radioattivi.

27. • Il carattere metallico, che e’ una proprietà composita,
degli elementi sistemati nella tavola periodica, va
diminuendo da sinistra verso destra e dal basso verso
l’alto.
• Regola di Sanderson
>0 metalli
n-m = -1 o -2 semimetalli
< -2 non metalli
n numero del periodo
m numero di elettroni nello strato esterno

28. Tendenze nel comportamento
metallico

29. Carattere metallico

30. Metalli alcalini (Gruppi I e II)
• Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s nello
strato esterno (ns1), mentre i metalli del Gruppo II anno
due elettroni s esterni (ns2); gli elettroni esterni
debolmente trattenuti dal nucleo, rendono molto reattivi
questi metalli, che perdono facilmente gli elettroni
esterni e formano ioni stabili (con carica +1 per i metalli
alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi).
Ad esempio:
Na Na+ + e-
Ca Ca2+ + 2e-

31. esempio
• Reattivita’ di Li, Na e K
2 Li + 2 H2O 2 Li+ + 2 OH- + H2(g)
2 Na + 2 H2O 2 Na+ + 2 OH- + H2(g)
2 Na + 2 C2H5OH 2 Na+ + 2 C2H5O- + H2 (g)
2 K + 2 H2O 2 K+ + 2 OH- + H2(g)

32. Alogeni (gruppo VII)
• Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, gli alogeni possono
presentarsi in diversi stati fisici (lo iodio è solido, il bromo è liquido,
cloro e fluoro sono gas);
• il loro nome, che significa “generatori di sali”, sottolinea la forte
reattività di questi non metalli che mostrano, nonostante alcune
differenze, proprietà molto simili tra loro, conseguenza della
somiglianza tra le strutture elettroniche (ns2 np5, 7 elettroni nello
strato esterno).
• Diversamente dagli elementi del blocco s, possono assumere nei
composti diversi numeri di ossidazione.

33. esempio
 Reattività del Br con Al

34. Gas nobili (gruppo VIII)
• Sono caratterizzati da una grande inerzia
chimica, che può essere messa in relazione
con lo strato esterno completo (orbitali s e
orbitali p completamente riempiti, ns2 np6),
molto stabile.

35. Metalli di transizione
• Gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z = 30) formano
la prima serie degli elementi di transizione; analogamente, nei
periodi successivi possono essere individuate una seconda ed
una terza serie. Nelle tre serie si ha il riempimento degli orbitali
3d, 4d e 5d, rispettivamente.
• Possono essere considerati metalli di transizione quelli che
formano almeno uno ione con orbitale d parzialmente riempito;
la vicinanza di energia tra gli orbitali d ed s fa sì che essi
possano presentare stati di ossidazione variabili. Inoltre, le
ridotte dimensioni degli atomi e la struttura compatta che li
caratterizzano (ogni atomo è circondato da altri 12 atomi)
conferiscono loro alti punti di ebollizione e di fusione.

36. esempio
 Stati di ossidazione del Mn

37. Elettronegatività
È la capacità relativa di un atomo di attrarre gli elettroni
condivisi.

38. Legame covalente polare
• Quando si forma un legame covalente fra atomi diversi

39. Momento dipolare
Quando, in una molecola, il baricentro
delle cariche positive e negative non
coincide: esiste un momento dipolare
m
Esso è un vettore il cui modulo è dato dal
prodotto della carica q per la distanza
r tra i due baricentri delle cariche
positive e negative:

41. Polarità della molecola e momento
dipolare dei legami
una molecola deve avere:
-Legami covalenti polari
-Geometria molecolare tale che la molecola risulta nel
complesso polare

42. Polarità del legame
A. La differenza di elettronegatività
(Dc) tra atomi legati presenta
valori di soglia che fungono da
guida generale al carattere
ionico relativo di un legame.
B. La gradazione nel carattere
ionico è rappresentata con
l’ombreggiatura attraverso
l’intero intervallo di legame da
ionico (verde) a covalente
(giallo).

43. I tre modelli del legame chimico

44. Legame chimico – Legame ionico
Si realizza quando atomi di un elemento fortemente elettropositivo
(bassa energia di ionizzazione) si combinano con atomi di un
elemento fortemente elettronegativo (elevata affinità elettronica)
Il sale NaCl è formato da
un grandissimo numero
di atomi di sodio e cloro
aggregati in un solido
ionico cristallino

45. Legame chimico – Legame ionico

46. Legame chimico – Legame ionico
• Requisiti per la formazione di un legame ionico:

47. Legame chimico – Legame ionico
• Energia Reticolare: energia che si acquista nella formazione del
reticolo cristallino.

48. Legame ionico
Esiste qualcosa di simile ad un “legame ionico”?
La distanza dell’elettrone indicato dal nucleo di Li è minore quando è legato che quando è presente nel
atomo di Li isolato
Come vedete in figura un elettrone è più vicino quando è stato “perso” dal Li che quando era sul Li stesso.
La risposta alla domanda è al tempo stesso si e no: Sì, l’elettrone che era nell’orbitale 2s del Li è ora
nell’orbitale 2p del F, ma no, l’elettrone è più vicino ora e quindi come può essere stato “perso”?
Una cosa indubbiamente vera è che ora ci saranno più elettroni vicini ai nuclei di quanto non fossero
prima, con Li e F separati. Ma questa è appunto il fondamento stesso della teoria VB: il legame chimico
si forma quando elettroni sono simultaneamente vicini ai due nuclei.
Stando così le cose, c’è veramente una reale differenza tra legame covalente e ionico? Ci sono molti dubbi
su quanto sia realistica l’immagine di un solido fatto di soli ioni. Lo schema che sta emergendo è quello in
cui gli orbitali occupati di atomi adiacenti sono semplicemente deformati così da accomodare una
maggiore densità elettronica intorno agli elementi “negativi” che intorno a quelli “positivi”.
Occorre comunque ricordare che il modello ionico di legame chimico è molto utile per i nostri scopi e non
c’è nulla di sbagliato nel usare il termine “legame ionico” per descrivere le interazioni tra atomi in solidi
ionici come LiF e NaCl.

49. Struttura del reticolo
Formazione del cristallo

50. Legame chimico – Legame metallico

51. Tendenze nel comportamento
metallico

52. Teoria degli orbitali molecolari
• gli elettroni di valenza sono delocalizzati
• gli orbitali molecolari si formano per la sovrapposizione
di orbitali atomici
• gli elettroni di valenza sono negli orbitali molecolari,
che sono delocalizzati sull’intera molecola
• Tutti gli elettroni sono localizzati in orbitali che
appartengono all’intera molecola (da qui il nome
orbitali molecolari) e NON negli orbitali di ciascun
atomo costituente la molecola.

53. Molecola di H2

54. Orbitali molecolari

55. La molecola N2

56. Legame metallico
• La teoria delle bande

57. Legame metallico- Teoria delle
bande

58. La molecola O2

59. paramagnetismo

60. Conduttori, isolanti e semiconduttori

61. Proviamo a visualizzare questi elettroni
Proviamo a visualizzare gli
elettroni di valenza (in modalità
corpuscolare)
Proviamo a visualizzare
la densita’ elettronica
(in modalità onda
stazionaria)

62. Conduttori, isolanti e semiconduttori
Isolante
Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da
un dislivello (GAP) energetico
molto elevato

63. Conduttori, isolanti e semiconduttori
Semiconduttore
Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da
un dislivello (GAP) energetico
piccolo

64. Differenze tra metalli, isolanti e
semiconduttori

65. Conducibilità termica
Ognuno sa che, a temperatura ambiente, una
superficie metallica appare al tatto più fredda
di una superficie di legno. L’alta conducibilità
termica dei metalli permette al calore di fluire
dal nostro corpo verso l’esterno molto più
efficacemente rispetto a legno o plastica.
Per la stessa ragione, una superficie
metallica a T superiore a quella corporea
apparirà molto più caldo. L’alta conducibilità
termica è attribuita ad eccitazioni vibrazionali
degli elettroni de localizzati; queste
eccitazioni si diffondono molto rapidamente
nel cristallo e molto più lentamente in
struttura meno organizzate come il legno

66. Lucentezza
Quando parliamo di “lucentezza” o
di “tipico effetto metallico” ci
riferiamo alla capacità di un
metallo di riflettere la luce.
Quando la luce colpisce un
metallo, il campo EM oscillante
induce simili oscillazioni negli
elettroni debolmente legati di
superficie. Una carica vibrante è
di per sé un emettitore di
radiazioni elettromagnetiche,
così che l’effetto è una
remissione, o riflessione, della
luce incidente.

67. Van Arkel - Ketelaar

68. Legami Chimici

69. Sommario delle forze di interazione
Ione Ione
+ Carica ionica- Carica ionica
Aumento forza di interazione
-
Ione dipolo
Carica ionica-dipolo
+ - +
dipolo dipolo (incluso H)
Dipolo-dipolo
- + - +
dipolo indotto dipolo indotto
Dipolo indotto-dipolo indotto
- + - +

70. Energia potenziale tra le particelle
interagenti
Energia potenziale totale
Distanza internucleare
più stabile
E = ENERGIA DI ATTRAZIONE+ ENERGIA DI REPULSIONE

71. Interazioni intermolecolari
Distanza di separazione
1
d
energia
1 Energia potenziale per
l’interazione tra ioni
d2
1
Energia potenziale per
d3 l’interazione dipolo-dipolo
1
d6 Energia potenziale per l’interazione
dipolo indotto – dipolo indotto
(interazione di Van der Waals

73. Interazioni di van der Waals
• Interazioni ione-dipolo (ione Na+ e ione Cl-
solvatati in acqua)

74. Polarità e proprietà chimiche
• Forti interazioni dipolo –
dipolo fra molecole della
stessa specie comportano
temperature di ebollizione
alte => es. fase
condensata a pressione
atmosferica (H2O)
Deboli interazioni dipolo – dipolo
o nulle (molecole apolari)
comportano temperature di
ebollizione basse => fase
gassosa a pressione
atmosferica (CO2)

75. Momento di dipolo e temperatura di
ebollizione

76. Forze di London
Le forze di dispersione di
London possono essere
indotte in molecole non
polari, come idrogeno
gassoso (H2), diossido di
carbonio (CO2), azoto (N2),
ed in gas nobili (He, Ne, Ar,
Kr, etc).
Es. Gli elettroni del Neon si muovono casualmente e in un dato
momento si trovano tutti da un lato del nucleo. Ciò crea un
dipolo istantaneo nell’atomo #1 , il quale induce un dipolo
istantaneo anche sull’ atomo di Neon #2, poiché i suoi elettroni
vengono respinti dal primo atomo. Questa polarità temporanea
indotta consente ai due atomi di attrarsi l’un l’altro debolmente
quando la parte negativa dell’atomo #1 è attratta dalla zona
positiva dell’atomo #2

77. Forma molecolare e temperatura
di ebollizione

78. Cristalli liquidi
Sono delle fasi intermedie tra i solidi e i liquidi.
Ovvero presentano un ordine a corto raggio in una
direzione e a lungo raggio in un’altra.

79. Cristalli liquidi
S è il parametro d’ordine
La tendenza delle molecole di LC
ad allinearsi lungo una direzione si
definisce anisotropia

80. Polimorfismo
Fase nematica
Fase Smettica A
Fase
Smettica C

81. Come funzionano i display a cristalli
liquidi?

82. Se vuoi divertirti a scoprire i cristalli liquidi visita
questo sito (è in inglese)
http://plc.cwru.edu/tutorial/enhanced/lab/
lab.htm

83. Legame a Idrogeno
Il legame di idrogeno è dovuto a interazione di atomi H
legati ad atomi elettronegativi, con atomi analoghi di altre
molecole

84. Legame a Idrogeno
Link a un tutorial in inglese
L'acqua liquida è tale perché esistono infiniti legami a idrogeno tra
gli atomi H e O; il fenomeno è dovuto al fatto che, essendo O
molto elettronegativo, gli H ad esso legati hanno una parziale
carica positiva, che tendono a compensare interagendo con i
doppietti liberi degli O di altre molecole: ogni O è praticamente
legato parzialmente a 4 H, in una struttura pressoché tetraedrica.
Per NH3 il fenomeno incide poco; per CH4 non conta nulla (infatti C è
poco elettronegativo rispetto ad H).

85. Il legame a idrogeno nell’acqua
determina la formazione di un
reticolo cristallino tetraedrico
ordinato. Ecco perché l’acqua allo
stato solido è meno densa dell’acqua
allo stato liquido
Struttura del ghiaccio
L’acqua liquida mantiene solo in parte la
struttura del ghiaccio, dato che al crescere
della temperatura si rompe un certo numero
di legami ad idrogeno
A quattro gradi la densità dell’acqua è massima.