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massa di un atomo e l’uma. Peso atomico medio della miscela isotopica, media dei par degli
isotopi di un elemento, ciascuno moltiplicato per la sua abbondanza percentuale.
I nucleoni liberi hanno una massa maggiore di quelli incorporati nel nucleo: difetto di massa.
Trasformazione della massa in energia, equazione di Einstein E = mc 2 .
Difetto di massa, energia nucleare e stabilità dei nuclei. Variazione del difetto di massa e della
stabilità dei nuclei, in funzione del Numero Atomico. Scelta di una unità di misura della quantità
di materia. La mole. quantità di sostanza che contiene tanti atomi, molecole o ioni, quanti atomi
contengono 12,000 g di 12 C. numero o costante di Avogadro, N = 6,023x10 23 mol -1 , numero di
particelle (atomi, molecole o ioni) contenute in una mole.
INTERAZIONI TRA ATOMI. IL LEGAME
Sostanze ioniche e Legame Ionico. Ioni positivi o cationi e ioni negativi o anioni; anioni monoatomici
ottenuti da non-metalli che hanno acquistato elettroni, e anioni poliatomici,
raggruppamenti di più atomi tenuti insieme da legami covalenti e con un’eccedenza di elettroni.
Nomenclatura degli ioni mono-atomici. Gli ioni come sfere dure: raggi ionici. Relazione tra carica e
dimensioni degli ioni. Organizzazione degli ioni in un reticolo ed interazione coulombiana tra
cariche. Tipi di reticoli ionici a seconda del valore del rapporto tra i raggi ionici: reticoli tipo CsCl
(numero di coordinazione n = 8), tipo NaCl (n = 6), tipo ZnS (n = 4). Energia che tiene insieme il
reticolo ionico. Energia di reticolo. Fusione delle sostanze ioniche.
Sostanze molecolari e Legame Covalente. Le molecole. Il legame a coppia di elettroni: messa in
compartecipazione ed appaiamento di spin di due elettroni da parte di due atomi vicini. Il legame
covalente come sovrapposizione di opportuni orbitali, ciascuno contenente un elettrone. Molecole
biatomiche: H 2 , F 2 , HF. Legame σ (sovrapposizione marginale degli orbitali, fuori dell’asse
internucleare). Parametri che caratterizzano un legame covalente, lunghezza ed energia di legame.
Addittività delle lunghezze di legame. Il raggio covalente.
Geometria delle molecole. Teoria della Repulsione delle Coppie Elettroniche di Valenza (VSEPR) =
previsione della struttura geometrica delle molecole e degli ioni poliatomici in base al numero
delle coppie elettroniche di valenza (coppie di legame + coppie di non-legame o solitarie).
L’organizzazione geometrica di una molecola dipende dal numero n di coppie elettroniche attorno
all’atomo centrale: esse tenderanno a disporsi nello spazio, così da disturbarsi il meno possibile. n
= 2, geometria lineare, angolo di legame = 180°, es. BeCl 2 , HgCl 2 ; n = 3, geometria triangolare, =
120°, es. BF 3 , AlCl 3 , SnCl 2 n = 4, geometria tetraedrica, = 109.5°, es. CCl, PF 3 , SF 2 , BF 4 , SiF 4 , CH 4 ,
NH 4
+, NH 3 , H 2 0, H 3 O + , PbI 3
-; n = 5, bipiramide triangolare, = 120° e = 90°, es. PF 5 , SF 4 (le coppie
solitarie, più ingombranti, prediligono le posizioni equatoriali), I 3
-, BrF 3 . n = 6, geometria
ottaedrica, = 90°, es. SF 6 , SiF 6
2-, BrF 5 , XeF 4 .
Distorsione degli angoli di legame dai valori previsti: le coppie solitarie sono più ingombranti,
respingono di più di quelle di legame (CH 4 : 109.5°; NH 3 : 107.3°; H 2 O: 104.5°).
Il legame delle molecole con più di due atomi. Necessità di orbitali che soddisfino i requisiti
geometrici della molecola: orbitali ibridi (dell’atomo centrale) ottenuti dalla combinazione degli
orbitali atomici dell’atomo centrale. Vari tipi di “ibridazione” degli orbitali a seconda della
geometria molecolare. Ibridazioni: lineare, sp; triangolare, sp 2 ; tetraedrica, sp 3 ; bipiramidale, sp 3 d;
ottaedrica, sp 3 d 2 .
La regola dell’ottetto (un atomo nel formare i legami tende ad accomodare attorno a se’ otto
elettroni, valida a rigore per gli elementi del II periodo) e il suo superamento (per gli elementi dal
III periodo in poi). Perché esistono SiF 6
2-, PF 5 , SF 6 E AlF 6
3- e non CF 6
2-, NF 5 , OF 6
2-, BF 6
3-. Le molecole
elettron-deficienti (es. BF 3 , SiF 4 , SnCl 4 ) e la loro reattività (vedi acidi e basi di Lewis).
Il legame chimico secondo il metodo dell’orbitale molecolare. Orbitale molecolare di legame e di
antilegame. Diagramma dei livelli energetici degli orbitali molecolari di molecole biatomiche del
secondo periodo e loro configurazione elettronica.