Legami Ionici e Covalenti: Quiz di Chimica

Tavola Periodica

• Nel 1871, Mendeleev pubblicò uno schema di organizzazione degli elementi, noto come tavola periodica.
• Basandosi sui 63 elementi allora noti, riuscì a prevedere la posizione e le proprietà di elementi sconosciuti.
• Gli elementi leggeri sono elencati in ordine crescente di numero atomico, da 1 a 20.
• Elementi con proprietà simili sono indicati con lo stesso colore per evidenziare uno schema ripetuto.

Gruppi e Periodi

• Gli elementi sono disposti in righe (periodi) e colonne (gruppi) all'interno della tavola periodica.
• La nomenclatura classica numera i gruppi con numeri romani da sinistra a destra.
• La prima colonna è il gruppo I o IA, la seconda è il gruppo II o IIA.
• La lettera B è aggiunta per le colonne dei gruppi centrali.
• La colonna 13 è indicata come IIIA, e si prosegue con IVA, VA, VIA, eccetera.
• La nomenclatura IUPAC utilizza numeri reali da 1 a 18 per i gruppi dal 1990.
• Gli atomi dello stesso periodo condividono lo stesso strato elettronico.
• Periodo 1: riempimento orbitali con numero quantico principale n = 1.
• Periodo 2: riempimento orbitali con n = 2.
• Periodo 3: riempimento orbitali con n = 3.
• Il periodo indica il livello energetico riempito.
• Gli atomi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna.
• La nomenclatura classica indica che il gruppo coincide con il numero di elettroni esterni utilizzati nelle reazioni chimiche.
• Gruppo I (1): elementi con un elettrone nello strato più esterno.
• Gruppo II (2): elementi con due elettroni nello strato più esterno.
• Gruppo III (13): elementi con tre elettroni nello strato più esterno.
• Gruppo IV (14): elementi con 4 elettroni nello strato più esterno.
• Gruppo V (15): elementi con 5 elettroni nello strato più esterno.
• Gruppo VI (16): elementi con sei elettroni nello strato più esterno.
• Nel quarto periodo, inizia l'occupazione degli orbitali 3d, con 5 orbitali che ospitano 10 elettroni, identificati con la lettera B.
• Nel sesto periodo, inizia l'occupazione degli orbitali 5f, con 7 orbitali che ospitano 14 elettroni.

Configurazione Elettronica Esterna

• Gruppo I (1): ns¹ (n = numero periodo).
• Gruppo II (2): ns².
• Gruppo III (13): ns²np¹.
• Gruppo IV (14): ns²np².
• Gruppo V (15): ns²np³.
• Gruppo VI (16): ns²np⁴.
• Gruppo VII (17): ns²np⁵.
• Gruppo VIII (18): ns²np⁶.
• Gli elementi del gruppo VIII (18) completano lo strato più esterno con 8 elettroni (ns²np⁶), il massimo possibile.
• Gli atomi dello stesso periodo hanno lo stesso "core", ovvero la configurazione elettronica interna uguali a quella dell'elemento del gruppo VIII precedente.

Regola dell'Ottetto e sue Eccezioni

• La regola dell'ottetto afferma che gli elementi tendono a raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino.
• Gli atomi si comportano come i gas nobili (gruppo VIII o 18).
• L'unica eccezione è l'elio, che ha solo due elettroni.
• La stabilità dei gas nobili è data dalla loro assenza di reattività chimica acquisendo, cedendo o condividendo elettroni (legami chimici).
• Esistono composti con meno di otto elettroni di valenza, come il trifluoruro di boro (BF3) che ha solo 6 elettroni e può accettare una coppia di elettroni non condivisi tramite legame covalente coordinato o dativo.
• Ci sono composti con un numero dispari di elettroni (radicali), come il monossido di azoto (NO).
• Essi sono reattivi e pericolosi perché tendono ad acquisire elettroni per raggiungere l'ottetto.
• Esistono composti con più di otto elettroni di valenza (ottetto espanso) se l'atomo centrale ha orbitali d vuoti.
• In questo caso si ha una covalenza variabile.

Classificazione degli Elementi

• Gruppi I e II: elementi del blocco s.
• Gruppi dal III all'VIII: elementi del blocco p.
• Gruppi s + p: elementi dei gruppi principali.
• Blocco centrale (B): elementi di transizione o blocco d.
• Elementi messi al di fuori della tavola periodica corrispondono agli elementi di transizione interna o blocco f.

Nomenclatura Collettiva

• Gruppo I: metalli alcalini.
• Gruppo II: metalli alcalino-terrosi.
• Blocco centrale: metalli di transizione.
• Gruppo VI: calcogeni.
• Gruppo VII: alogeni.
• Gruppo VIII: gas nobili, inerti o rari.
• Primo blocco esterno: lantanidi.
• Secondo gruppo esterno: attinidi.

Raggio Atomico e Ionico

• Il raggio atomico è metà della distanza tra i centri di due atomi in una molecola o solido.
• Il raggio atomico aumenta scendendo nel gruppo e diminuisce nel periodo da sinistra a destra.
• I cationi sono più piccoli degli atomi progenitori, mentre gli aioni sono più grandi.

Energia di Ionizzazione

• L'energia di ionizzazione (E(ion)) è l'energia per rimuovere un elettrone da un atomo gassoso.
• E(ion) diminuisce scendendo nel gruppo e aumenta (tendenzialmente) nel periodo.
• Gli atomi cercano la configurazione elettronica stabile, come quella dei gas nobili.

Carattere Metallico

• Un elemento con carattere metallico perde facilmente elettroni; il carattere è collegato a E(ion).
• Alta E(ion) = minor carattere metallico.
• Bassa E(ion) = maggior carattere metallico.
• Elementi nello stesso gruppo hanno caratteristiche chimiche simili.
• Gli ioni Sr2+ possono sostituire il Ca2+ con conseguenze negative se radioattivi
• 90Sr, isotopo radioattivo, se rilasciato nell'ambiente a seguito di eventi nucleari può essere assorbito dalle ossa al posto del calcio (aumentando il rischio di leucemie).

Legami Chimici

• Legame metallico: elettroni delocalizzati.
• Legame ionico: attrazioni elettrostatiche.
• Legame covalente: elettroni condivisi.
• I metalli tendono a cedere elettroni formando cationi (+); i non metalli acquistano elettroni formando anioni (-).
• La formazione di un legame libera energia, la rottura richiede energia.

Legame Ionico

• Si ha con il passaggio di un elettrone da un atomo ad un altro.
• L'energia reticolare è l'energia necessaria a scindere 1 mole di sostanza solida nei suoi ioni.
• Sali con ioni polivalenti hanno energia reticolare superiore stabilita', l'idrossiapatite è un costituente di ossa e denti ed è poco solubile.
• Gli ioni si dispongono in modo da rendere massime le forze attrattive e minime quelle repulsive.
• Struttura a reticolo cristallino.
• Nei legami ionici, la formula del composto indica il rapporto medio tra gli ioni.
• Formano solidi cristallini organizzati nello spazio con alta simmetria.

Legame Covalente

• Gli atomi condividono elettroni.
• Gli elementi coinvolti devono essere simili e con orbitali semi-occupati.
• Si forma per interazione di cariche opposte.

Ordine di Legame

• Numero di coppie elettroniche condivise.
• Una coppia = legame semplice, due coppie = legame doppio, tre coppie = legame triplo.
• La distanza tra i nuclei diminuisce con l'aumentare dell'ordine di legame.
• H, N, O, F, Cl, Br e I esistono in natura come molecole biatomiche.

Teorie sul Legame Covalente

• Teoria degli orbitali molecolari (MO).
• Teoria del legame di valenza (VB): il legame è il risultato della massima sovrapposizione degli orbitali atomici.
• Gli elettroni hanno spin antiparallelo e sono posizionati tra i due nuclei.

Legame Sigma e Pi Greco

• Legame sigma: sovrapposizione testa a testa
• Legame pi greco: sovrapposizione laterale.

Orbitali Ibridi

• Gli orbitali 2s e 2p del carbonio si combinano in modo da formare orbitali ibridi tutti con forma, energia e diversa disposizione nello spazio.
• Ibridazione sp³: quattro orbitali identici.
• Ibridazione sp²: tre orbitali identici.
• Ibridazione sp: due orbitali identici.

Orientamento degli Ibridi nello Spazio

• Gli ibridi si dispongono per minimizzare le repulsioni elettroniche.
• Quattro ibridi sp³: tetraedro (109.5 gradi).
• Tre ibridi sp²: triangolo equilatero (120 gradi).
• Due ibridi sp: direzione opposta (180 gradi).
• L'ibridazione dell'atomo centrale determina la geometria elettronica, ma la geometria molecolare può variare.
• Legami sigma : I tutti gli ibridi sono singolarmente occupati.
• Resta un orbitale p puro: Ibridazione sp2, Ibridazione sp

Idrocarburi

• Famiglia di composti chimici con formula generale CxHy, con diverse famiglie:
  • Alcani: solo atomi di C con ibridazione sp³ (legami semplici).
  • Alcheni: almeno una coppia di atomi di C con ibridazione sp² (almeno un legame doppio).
  • Alchini: almeno una coppia di atomi di C con ibridazione sp (almeno un legame triplo).
• Componenti principali del gas naturale.
• Etilene.
• Acetilene.

Simbologia di Lewis

• Simbolo dell'elemento più puntini che indicano gli elettroni di valenza rappresenta il nucleo e gli elettroni -Atomi dei gruppi I-VIII , VIII stanno già nel Nirvana , iIIVVI generano molecole che si avvicinano al Nirvana

Rappresentazioni Molecolari

• Un simbolo - indica due elettroni condivisi in un legame covalente;
• indica due elettroni condivisi ma forniti dall'atomo da cui parte la freccia
• le coppie elettroniche non condivise in un legame e che restano sui rispettivi atomi, sono chiamate coppie solitarie o isolate

Risonanza

• la molecola reale dell'ozono non è rappresentata da una forma sola o dalle due in equilibrio tra loro, ma da una struttura intermedia detta ibrido di risonanza è intermedia tra tutte le strutture di risonanza che contribuiscono ad essa .
• L'ozono protegge dalle radiazioni. UV-AUV L'ossigeno reagisce con i raggi
• Il legame C-C nel benzene ha tutti e sei legami sono uguali per l' ibridazione sp2.

Forza di Legame

• L'energia di un legame è fondamentalmente indipendente dal resto della molecola, è stessa in qualsiasi molecola contenente un legame C-H.La forza di legame aumenta all'aumentare e diminuisce cont le coppie solitarie poste sugli stomi contigui..
• Importanza Energia sia bisogno che produzca

5. Tipi di Legame Covalente

• Ogno atomo possiede un elettrone

Legane

• Covalente non Polare : elettroni ugualmente distribuiti .
• Covalente polare: elettroni non equamente distribuiti
• Ionico : trasferiti nattatamente
• Elettronegativita tendenza a trasmettere

Proprieta

• un elemento ha tendenza a cedere elettroni, e quindi avrà meno bisogno dienergia per allontanarli, avrà anche bassissima tendenza a riacquistarli
• la polarità del legame si esprime attraverso entità del dipolo elettrico ed una freccia che punta verso il dipolo negativo .

Differrenza

• 0.3= covalente non polare .
• 0.3. 1.7legame . .
• 1. 7.ionici

Le presenze

• I. i dipoli di legame che si cancellano apolare dipoli di legame cancella compiono.
• quando una sostanza polare , si orienta per il Campo .
• Papine gustative

Simbolo

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Variazio

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• negli.Stereosimerri biologiche
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Esplora i concetti fondamentali dei legami ionici e covalenti. Scopri cosa succede quando si applica una forza esterna a un composto ionico e perché i composti ionici hanno punti di fusione elevati. Approfondisci le condizioni essenziali per la formazione di legami covalenti.