ESERCITAZIONE • raggio atomico • Strutture di Lewis

ESERCITAZIONE
• raggio atomico
• Strutture di Lewis
Energia di ionizzazione Eion: energia minima che occorre fornire ad un atomo
isolato in stato gassoso per estrargli un elettrone
Raggio atomico R: (impossibile misurare la dimensione di un atomo isolato) il
raggio atomico si assume uguale alla metà della distanza tra i nuclei di due
atomi adiacenti (Raggio metallico e raggio covalente)
litio
boro
ossigeno
neon
Dimensioni relative degli atomi e dei loro ioni
Andamento generale delle proprietà periodiche
ESERCIZIO:
Quale dei seguenti atomi ha il raggio più piccolo.
Na
Mg
Al
K
Ca
Localizzo gli elementi sulla tavola periodica:
+
-
3° Na Mg
4° K Ca
Al
+
L’elemento con raggio atomico più piccolo è sicuramente l’Al.
K > Ca > Na > Mg > Al
ESERCIZIO:
Determinare il raggio covalente maggiore e minore fra:
1.
C; F; Al; K.
2. Al; N; C; B; O; S; Cl; F.
1.
Localizzo gli elementi sulla tavola periodica:
+
C
-
Al
K
+
+ grande
In sequenza: F < C < Al < K
F
+ piccolo
2. Localizzo gli elementi sulla tavola periodica:
+
-
B C N O F
Al
S Cl
+ grande
+
In sequenza: Al > S > Cl > B > C > N > O > F
+ piccolo
ESERCIZIO:
Scegliere l’alternativa corretta.
MINIMO RAGGIO
Cl- Br- F-
MASSIMO RAGGIO IONICO
Ca2+ Mg2+ Ba2+
MASSIMO RAGGIO
S2- Cl- Cl
MASSIMA AFFINITA’ ELETTRONICA
P S Cl
ELETTRONEGATIVITA’
E’ la capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni di legame.
EMEV: Energia Media degli Elettroni di Valenza
È l’energia necessaria per rimuovere un elettrone sullo strato di valenza.
L’andamento nella tavola periodica è come l’energia di prima ionizzazione.
Legame covalente puro
Legame covalente
polare
Carica Parziale
 −

ENA
−


δ A = e valenza di A −  e non legame A + e legame A ⋅

EN
+
EN

A
B 
−
δA è determinata dalla differenza di elettronegatività tra gli atomi che formano il
legame A-B e fornisce una misura della carica localizzata sull’atomo A
Carica Formale (legame covalente puro)
1

Car. form. di A = e− valenza di A −  e− non legame A + e− legame A ⋅ 
2

Quando sono possibili più strutture di Lewis la carica formale è utile per
stabilire quale fra queste strutture meglio rappresenta i legami della molecola
Numero ossidazione ( legame ionico)
Gli elettroni di legame sono attribuiti all’atomo più elettronegativo.
STRUTTURE DI LEWIS
ELETTRONI DI VALENZA: sono gli elettroni del guscio esterno, i responsabili
principali delle proprietà chimiche di un atomo e quindi della natura dei legami
chimici che vengono a stabilirsi fra esso ed altri atomi. Vengono rappresentati con
dei punti intorno all’atomo.
Si usa rappresentare convenzionalmente gli atomi in modo da evidenziare soltanto la
loro configurazione elettronica esterna, trascurando quella di livelli interni completi.
Due atomi si legano appaiando i loro elettroni per raggiungere una configurazione a 8
elettroni ( il legame chimico viene identificato con un trattino che significa 2
elettroni appaiati). Per l’idrogeno la configurazione stabile è a 2 elettroni.
Regole per scrivere la struttura di Lewis di una molecola (esempio PCl3)
1. Calcolare il numero totale di e- di valenza (attenzione se ho ione!)
3 ⋅ 7 + 5 = 26 elettroni di valenza
2. Scrivere lo scheletro della struttura molecolare
L’elemento con il più piccolo valore della EMEV si trova al centro della struttura
esempio: molecola PCl3 EMEV(P) (1,39 MJ/mole); EMEV(Cl) (1,59MJ/mole)
L’idrogeno è sempre terminale.
3. Ogni legame dello scheletro corrisponde a due elettroni di
valenza.
26-6=20 elettroni di non legame
4. Disporre gli elettroni di non legame partendo dagli atomi esterni
(ottetto). Se l’elemento centrale non raggiunge l’ottetto
muovere coppie solitarie dagli atomi terminali formando legami
multipli.(doppi o tripli) in modo da annullare se possibile le cariche
formali.
Totale e- (26) - [e- di legame (6) - e- atomi esterni (18)] = 2
La migliore struttura :
• ha la più piccola carica formale ( quasi sempre nulla)
• la carica formale negativa viene assunta dagli atomi più elettronegativi
LEGAMI DOPPI
esempio: molecola H2CO (formaldeide)
H (1,31 MJ/mole ); C (1,41MJ/mole); O (1,91MJ/mole)
H
C
O
H
4 + 6 + 2 = 12 elettroni di valenza
6 elettroni di legame
6 elettroni di non legame
carbonio ed ossigeno condividono due coppie di
elettroni formando un doppio legame
8 elettroni di legame
4 elettroni di non legame
H
C
O
H
H
C
O
H
GLI ATOMI GENERALMENTE CHE FORMANO LEGAMI DOPPI E TRIPLI SONO
C,N,O,P,S
Eccezioni alla “regola dell’ottetto”.
Numero dispari di elettroni di valenza (radicali liberi)
es. NO, NO2
Nella struttura di Lewis un elettrone rimane spaiato.
Numero insufficiente di elettroni di valenza (I, II periodo)
es. BeF2 , BF3
Gli atomi che non raggiungono l’ottetto sono generalmente del I, II, o III gruppo.
La loro configurazione stabile risulta essere rispettivamente a 2,4,6 elettroni.
Numero superiore di elettroni di valenza (ottetto espanso) - orbitali d es. SF4 , SF6
Ci sono molecole con elevato n° di elettroni di valenza ( normalmente appartenenti
V, VI, VII e VIII gruppo) che arrivano ad avere 10,12,14 elettroni di legame (
utilizzano per i legami anche gli elettroni degli orbitali d).
Esempio: PCl5
RISONANZA: esistono molecole aventi strutture di Lewis ugualmente
probabili , che differiscono per la posizione di un legame doppio.
Es: NO3-