I materiali A L`atomo Legami e molecole Disp elettron. passivi B

A I materiali
1 Struttura dell’atomo
2 Conduttori, isolanti e m
3 Mater. semiconduttori
Introduzione ai circuiti
6’
Corrente, tensione, resistenza 10’
L’atomo
15 + 3’
Legami e molecole
7 + 1’
B Disp elettron. passivi
4 Resistori
5 Condensatori
Resistori
Condensatore e capacità
11’
7’
L’atomo
10 periodo –2 elementi
Non-metalli (spesso gassosi e non conduttori)
(18’) (obbligatori i primi 3’, cioè fino a qui )
4/50
00 K
Alcuni elementi nella zona di separazione tra metalli e non metalli sono detti semiconduttori: a
sono isolanti, ovvero
non hanno elettroni esterni liberi di cambiare atomo, ma servendo poca energia per liberare degli elettroni a temperatura
ambiente risultano conduttori perché l’agitazione termica ha liberato alcuni elettroni. Il più utilizzato oggi è il Silicio (Si).
All’inizio era molto usato il Germanio (Ge), ma il Si si è rivelato più facile da lavorare.
Altri semiconduttori: Gallio (Ga), Arsenico (As), il composto GaAs (Arseniuro di Gallio, migliore del Si a frequenze
alte e temperature alte), il fosforo (P), l’Indio (In), il composto InP (Fosfuro di Indio)
Un isotopo di X è un atomo avente lo stesso numero di elettroni di X,
quindi uguale chimicamente, ma un diverso numero di neutroni.
496
22,99 0,9
+1
Potassio
19 63
760
419
39,10 0,8
+1
738
24,31 1,2
+2
Calcio
20 839
1484
590
40,08
1
+2
legandosi se
essi andassero del tutto
all’atomo + elettronegativo
60 periodo – 32 elementi
Metalli (solidi a T ambiente, riflettenti, duttili/malleabili e conduttori)
3652 7 -210
-196
1086
1402
12,01 2,5 14,01 3
-4+2+4
-3+2/3/4/5
Alluminio Silicio
Fosforo
13
14
15 44
280
1012
30,97 2,1
-3+3+5
5
6
B
C
Al
.
Si P
GaGe As
In
periodo – 18 elementi
Al centro dell’atomo c’è il nucleo, coi protoni (carica positiva) e i neutroni (senza carica) che inNome
Ossigeno
sieme costituiscono quasi l’intera massa, pesando ognuno circa 1800 volte più del terzo
Numero atomico 8
-218
componente, l’elettrone (carica negativa). Gli elettroni ruotano intorno al nucleo a
-183
distanze considerevoli (se il nucleo avesse le dimensioni di un pallone da calcio, un
Simbolo O
1314
atomo coi suoi elettroni potrebbe arrivare ad avere le dimensione dello stadio). I
Peso atomico (u) 16,00
3,5
Idrogeno
Il numero di elettroni (e di protoni, visto che sono uguali essendo 1 -259
Numeri
di
ossidazione
-2
complessivamento l’atomo neutro) differenzia un atomo dall’altro. per H -253
Numero di
elettroni che
questo viene detto numero atomico (esso è scritto sopra al simbolo). 1,0081312
2,1
II
III
IV
V
perderebbe
-1+1
(+) o acquiunità
Litio
Berillio sterebbe (-)
Boro
Sotto al simbolo è riportato il peso atomico (u è l’abbreviazione della
Carbonio Azoto
12
di massa, definita come la 12-esima parte della massa del carbonio-12; il C ha 12 3
4
masse nel nucleo, tra protoni e neutroni; trascurando il contributo al peso dei 6 Li
Be
elettroni, 1u sarebbe il peso di 1 protone o di 1 neutrone). Il numero atomico ci dice
quanti neutroni ci sono (n. neutroni = peso atomico – numero atomico. L’ossigeno,
ad esempio, ha 16 – 8 = 8 neutroni. L’azoto ha 14 – 7 = 7 neutroni. I decimali preSodio
Magnesio
senti nel peso atomico dell’azoto ci sono perché tale peso è il peso medio dei vari 11 98 12 649
isotopi pesato con la diffusione con cui si riscontra in natura il relativo isotopo.
Na 883 Mg1090
B
2/30 periodo – 8 elementi
Tutta la materia, compresa quella vivente, è costituita dalla combinazione di circa 100 elementi (quelli della tavola periodica sono un po’ di più, 109; quelli presenti in natura sono un po’ di meno, 92).
Si
N
P
T di fusione (0C)
T di ebollizione (0C)
E di ionizzazione (kJ/mol)
Elettronegatività
Elio
VIII 2
VI
VII
Ossigeno Fluoro
-218 9
-183
1314
16,00 3,5
4
-2
Zolfo
Cloro
16 113 17 -101
445
-35
1000
1251
32,07 2,5 35,45 3
-2+4+6
-1+1/3/5/7
8
O
S
F
Cl
He
Neon
10
Ne
Argon
18
Ar
l’H non ha normalmente neutroni (1-1=0), ma si trova in natura un po’ di idrogeno
Gli elettroni più esterni (elettroni di valenza)
con 1 neutrone (tale istopo 2H si chiama deuterio), per cui il peso atomico è un K
determinano il comportamento chimico di un atoCa
pochino maggiore di 1. Il C ha normalmente 6 neutroni (12-6=6) ma ha peso atomico
mo, essendo quelli usati per legarsi con altri atomi.
leggermente superiore a 12 perché esiste un po’ di carbonio-13 (13C) con 7 neutroni.
z
I nuclei con molti protoni (> 82) sono instabili, cioè tendono a rompersi. Rom- Cedendo
Modello tridimensionale (o a nuvola elettronica)
Assorbenpendosi emettono radiazioni, perciò gli atomi instabili sono detti radioattivi.
energia
do
energia
Se in tale rottura varia il numero Z di protoni, si passa da un atomo ad un
altro; se varia solo il numero di neutroni N, si passa da una forma isotopica
p
ad un’altra. Sono instabili anche molti isotopi (radioisotopi), perché la
n
stabilità dipende dal numero di neutroni (essendo migliore con N > Z); tra gli
x
y
2
Nucleo
elementi leggeri (Z < 20) , le configurazioni più stabili sono quelle con N
8
quasi uguale a Z.
Sostituendo con radiosotopi un isotopo normale, l’or8
C
ganismo lo accetta essendo chimicamente uguale, e si può seOrbite
Orbitale s
Orbitali p
18
guirne l’evoluzione controllando le radiazioni emesse.
18
Riempimento progressivo delle orbite
Nota la velocità di decadimento di una sostanza è nota, si può
Modello di Bohr 32
He 1s2
e configurazione elettronica
stabilire l’età di un fossile guardando quanta parte degli atomi H 1s1
2
1
2
2
2
2
1
2
2
2
2
2
3
2
2
4
2
2
5
instabili contenuti in esso si è trasformata nella forma stabile.
Li 1s 2s Be 1s 2s
B 1s 2s 2p
C 1s 2s 2p
N 1s 2s 2p
O 1s 2s 2p F 1s 2s 2p Ne 1s22s22p6
1
2
2
1
2
2
2
3
2 4
2 5
2 6
Strappando un elettrone, ad es. all’H, l’atomo Na Ne3s Mg Ne3s Al Ne3s 3p Si Ne3s 3p P Ne3s 3p S Ne3s 3p Cl Ne3s 3p Ar Ne3s 3p
P Ne3s3p33d1
diventa carico positivamente e si chiama ione H+.
Legami chimici e molecole
Prendere 2 molecole d’H non è certo un’operazione agevole. È
molto più semplice prenderne 1 mole (mol), ovvero una
quantità in grammi pari alla massa della molecola in uma (u);
prendendo 1 mole sappiamo infatti di prendere 6,02 1023 (numero di Avogadro) molecole. Es: 1 mol di H2 = 2 g perché 1 H pesa
Equazione chimica
Bilanciamento
(8’ obblig. 10 min)
Reazione diretta
Due o più atomi possono legarsi tra loro e 2 H 2 + O2 → 2 H2O
←
formare una molecola. Se si legano due H si
Reazione inversa
forma H molecolare (H2). Se sono diversi si
Reagenti
Prodotti
forma una nuova sostanza o composto chimico
Le forze che uniscono gli atomi sono dette legami chimici. Esistono
due tipi principali di legami chimici:
1 uma; 1 mol di H2O = 18 g perché l’O pesa 16 uma e i 2 H altri 2 uma.
Cl -
Na+
Legami ionici tra due atomi carichi elettricamente (ioni) di segno opposto perché uno ha perso elettroni e l’altro li ha acquistati.
Prendiamo un atomo di Na, che ha 1 solo elettrone esterno e un Cl che
ne ha 7. Se il sodio cede il suo elettrone esterno al cloro, il suo ultimo
livello diventa quello precedente, con 8 elettroni. Anche il cloro, con
l’acquisto, completa il suo ottetto esterno. Entrambi sono diventati ioni, il
sodio perché ora ha un elettrone in meno rispetto ai protoni e il cloro
perché ha un elettrone in più. Tra le due cariche nasce una forza
d’attrazione elettrica (legame ionico) che lega il sodio al cloro
formando il coloruro di sodio (o sale da cucina) NaCl.
Il legame ionico è forte, ma proprio per la
presenza degli ioni si scoglie facilmente in acqua.
Na+ + Cl-
in H2O
Na
1p
H2
1p
Na+
H:H
Formula Formula
bruta di Lewis
HH
O=C=O
Legame doppio
( non consente
la rotazione)
1p
1p
Formula di L
struttura egam
Metano
i se
mp
H
mettere
lici
Anche il C può
a comune i suoi 4 e
esterni formando legami
covalenti (qui con l’H a
formare il metano)
H
C
H
H
Forza
d’attrazione
Na+
-
+
+
-
+
-
-
+
-
+
-
+
+
-
Cl-
Cristallo di sale (NaCl)
NaCl
1p
6p
6n
Cl
-
Na+ + Cl-
Legami covalenti con coppie di elettroni condivisi tra due atomi.
Due atomi di H si mettono insieme a formare una molecola di H
condividendo ognuno il suo elettrone con l’altro atomo
(ogni atomo considera come proprio l’e condiviso, per cui ha un livello esterno completo).
Gli elettroni condivisi ruotano intorno ad entrambi i
nuclei, come evidenzia il modello tridimensionale. In
1p
1p
questi 2 esempi la coppia condivisa è 1, e il legame si
dice semplice; se le coppie condivise sono 2 come nelMolecola di H
la CO2 si dice doppio
1p
-
Cl -
NaCl
→
Attraverso il cedimento/acquisto di elettroni o attraverso la
condivisione, in ogni caso lo scopo è avere 8 elettroni sul
livello più esterno (regola dell’ottetto) (2 elettroni per l’H che
deve completare il 10 livello, il quale ne può avere giusto 2).
A partire
dal 30 periodo compreso, troviamo unioni che non rispettano la regola
dell’ottetto, che va considerata una regola utile ma ancora da capire.
Un elettrone condiviso tra due atomi con diversa elettronegatività passa più tempo intorno al nucleo dell’atomo più elettronegativo, rendendo questo negativo e il partner positivo. Una
molecola con una parte + e una - si dice polarizzata.
O
C
O
L’O è il + elettronegativo degli elementi
biologici
O
Anidride carbonica (CO2) H
-
O
H
Acqua
O
H
+
H
H
-
H
+
Perciò
L’H2O è
polarizzata
La valenza ionica è numero di e persi o acquistati (Na e Cl hanno valenza 1). La valenza covalente
è il numero di coppie condivise (l’H ha valenza 1, il C 4, l’O 2). Il numero di ossidazione è una valenza convenzionale introdotta per facilitare il bilanciamento. Una reazione si dice di ossidoriduzione (o redox) quando comporta la variazione del numero di ossidazione, ovvero quando c’è
passaggio di elettroni da un atomo (che si riduce come numero di elettroni) ad un altro (che si
ossida perché fa come l’O, grande accettore di e)
Bilanciamento redox
L’atomo
10 periodo –2 elementi
Non-metalli (spesso gassosi e non conduttori)
(18’) (obbligatori i primi 3’, cioè fino a qui )
4/50
00 K
Alcuni elementi nella zona di separazione tra metalli e non metalli sono detti semiconduttori: a
sono isolanti, ovvero
non hanno elettroni esterni liberi di cambiare atomo, ma servendo poca energia per liberare degli elettroni a temperatura
ambiente risultano conduttori perché l’agitazione termica ha liberato alcuni elettroni. Il più utilizzato oggi è il Silicio (Si).
All’inizio era molto usato il Germanio (Ge), ma il Si si è rivelato più facile da lavorare.
Altri semiconduttori: Gallio (Ga), Arsenico (As), il composto GaAs (Arseniuro di Gallio, migliore del Si a frequenze
alte e temperature alte), il fosforo (P), l’Indio (In), il composto InP (Fosfuro di Indio)
Un isotopo di X è un atomo avente lo stesso numero di elettroni di X,
quindi uguale chimicamente, ma un diverso numero di neutroni.
496
22,99 0,9
+1
Potassio
19 63
760
419
39,10 0,8
+1
738
24,31 1,2
+2
Calcio
20 839
1484
590
40,08
1
+2
legandosi se
essi andassero del tutto
all’atomo + elettronegativo
60 periodo – 32 elementi
Metalli (solidi a T ambiente, riflettenti, duttili/malleabili e conduttori)
3652 7 -210
-196
1086
1402
12,01 2,5 14,01 3
-4+2+4
-3+2/3/4/5
Alluminio Silicio
Fosforo
13
14
15 44
280
1012
30,97 2,1
-3+3+5
5
6
B
C
Al
.
Si P
GaGe As
In
periodo – 18 elementi
Al centro dell’atomo c’è il nucleo, coi protoni (carica positiva) e i neutroni (senza carica) che inNome
Ossigeno
sieme costituiscono quasi l’intera massa, pesando ognuno circa 1800 volte più del terzo
Numero atomico 8
-218
componente, l’elettrone (carica negativa). Gli elettroni ruotano intorno al nucleo a
-183
distanze considerevoli (se il nucleo avesse le dimensioni di un pallone da calcio, un
Simbolo O
1314
atomo coi suoi elettroni potrebbe arrivare ad avere le dimensione dello stadio). I
Peso atomico (u) 16,00
3,5
Idrogeno
Il numero di elettroni (e di protoni, visto che sono uguali essendo 1 -259
Numeri
di
ossidazione
-2
complessivamento l’atomo neutro) differenzia un atomo dall’altro. per H -253
Numero di
elettroni che
questo viene detto numero atomico (esso è scritto sopra al simbolo). 1,0081312
2,1
II
III
IV
V
perderebbe
-1+1
(+) o acquiunità
Litio
Berillio sterebbe (-)
Boro
Sotto al simbolo è riportato il peso atomico (u è l’abbreviazione della
Carbonio Azoto
12
di massa, definita come la 12-esima parte della massa del carbonio-12; il C ha 12 3
4
masse nel nucleo, tra protoni e neutroni; trascurando il contributo al peso dei 6 Li
Be
elettroni, 1u sarebbe il peso di 1 protone o di 1 neutrone). Il numero atomico ci dice
quanti neutroni ci sono (n. neutroni = peso atomico – numero atomico. L’ossigeno,
ad esempio, ha 16 – 8 = 8 neutroni. L’azoto ha 14 – 7 = 7 neutroni. I decimali preSodio
Magnesio
senti nel peso atomico dell’azoto ci sono perché tale peso è il peso medio dei vari 11 98 12 649
isotopi pesato con la diffusione con cui si riscontra in natura il relativo isotopo.
Na 883 Mg1090
B
2/30 periodo – 8 elementi
Tutta la materia, compresa quella vivente, è costituita dalla combinazione di circa 100 elementi (quelli della tavola periodica sono un po’ di più, 109; quelli presenti in natura sono un po’ di meno, 92).
Si
N
P
T di fusione (0C)
T di ebollizione (0C)
E di ionizzazione (kJ/mol)
Elettronegatività
Elio
VIII 2
VI
VII
Ossigeno Fluoro
-218 9
-183
1314
16,00 3,5
4
-2
Zolfo
Cloro
16 113 17 -101
445
-35
1000
1251
32,07 2,5 35,45 3
-2+4+6
-1+1/3/5/7
8
O
S
F
Cl
He
Neon
10
Ne
Argon
18
Ar
l’H non ha normalmente neutroni (1-1=0), ma si trova in natura un po’ di idrogeno
Gli elettroni più esterni (elettroni di valenza)
con 1 neutrone (tale istopo 2H si chiama deuterio), per cui il peso atomico è un K
determinano il comportamento chimico di un atoCa
pochino maggiore di 1. Il C ha normalmente 6 neutroni (12-6=6) ma ha peso atomico
mo, essendo quelli usati per legarsi con altri atomi.
leggermente superiore a 12 perché esiste un po’ di carbonio-13 (13C) con 7 neutroni.
z
I nuclei con molti protoni (> 82) sono instabili, cioè tendono a rompersi. Rom- Cedendo
Modello tridimensionale (o a nuvola elettronica)
Assorbenpendosi emettono radiazioni, perciò gli atomi instabili sono detti radioattivi.
energia
do
energia
Se in tale rottura varia il numero Z di protoni, si passa da un atomo ad un
altro; se varia solo il numero di neutroni N, si passa da una forma isotopica
p
ad un’altra. Sono instabili anche molti isotopi (radioisotopi), perché la
n
stabilità dipende dal numero di neutroni (essendo migliore con N > Z); tra gli
x
y
2
Nucleo
elementi leggeri (Z < 20) , le configurazioni più stabili sono quelle con N
8
quasi uguale a Z.
Sostituendo con radiosotopi un isotopo normale, l’or8
C
ganismo lo accetta essendo chimicamente uguale, e si può seOrbite
Orbitale s
Orbitali p
18
guirne l’evoluzione controllando le radiazioni emesse.
18
Riempimento progressivo delle orbite
Nota la velocità di decadimento di una sostanza è nota, si può
Modello di Bohr 32
He 1s2
e configurazione elettronica
stabilire l’età di un fossile guardando quanta parte degli atomi H 1s1
2
1
2
2
2
2
1
2
2
2
2
2
3
2
2
4
2
2
5
instabili contenuti in esso si è trasformata nella forma stabile.
Li 1s 2s Be 1s 2s
B 1s 2s 2p
C 1s 2s 2p
N 1s 2s 2p
O 1s 2s 2p F 1s 2s 2p Ne 1s22s22p6
1
2
2
1
2
2
2
3
2 4
2 5
2 6
Strappando un elettrone, ad es. all’H, l’atomo Na Ne3s Mg Ne3s Al Ne3s 3p Si Ne3s 3p P Ne3s 3p S Ne3s 3p Cl Ne3s 3p Ar Ne3s 3p
P Ne3s3p33d1
diventa carico positivamente e si chiama ione H+.
Legami chimici e molecole
Prendere 2 molecole d’H non è certo un’operazione agevole. È
molto più semplice prenderne 1 mole (mol), ovvero una
quantità in grammi pari alla massa della molecola in uma (u);
prendendo 1 mole sappiamo infatti di prendere 6,02 1023 (numero di Avogadro) molecole. Es: 1 mol di H2 = 2 g perché 1 H pesa
Equazione chimica
Bilanciamento
(8’ obblig. 10 min)
Reazione diretta
Due o più atomi possono legarsi tra loro e 2 H 2 + O2 → 2 H2O
←
formare una molecola. Se si legano due H si
Reazione inversa
forma H molecolare (H2). Se sono diversi si
Reagenti
Prodotti
forma una nuova sostanza o composto chimico
Le forze che uniscono gli atomi sono dette legami chimici. Esistono
due tipi principali di legami chimici:
1 uma; 1 mol di H2O = 18 g perché l’O pesa 16 uma e i 2 H altri 2 uma.
Cl -
Na+
Legami ionici tra due atomi carichi elettricamente (ioni) di segno opposto perché uno ha perso elettroni e l’altro li ha acquistati.
Prendiamo un atomo di Na, che ha 1 solo elettrone esterno e un Cl che
ne ha 7. Se il sodio cede il suo elettrone esterno al cloro, il suo ultimo
livello diventa quello precedente, con 8 elettroni. Anche il cloro, con
l’acquisto, completa il suo ottetto esterno. Entrambi sono diventati ioni, il
sodio perché ora ha un elettrone in meno rispetto ai protoni e il cloro
perché ha un elettrone in più. Tra le due cariche nasce una forza
d’attrazione elettrica (legame ionico) che lega il sodio al cloro
formando il coloruro di sodio (o sale da cucina) NaCl.
Il legame ionico è forte, ma proprio per la
presenza degli ioni si scoglie facilmente in acqua.
Na+ + Cl-
in H2O
Na
1p
H2
1p
Na+
H:H
Formula Formula
bruta di Lewis
HH
O=C=O
Legame doppio
( non consente
la rotazione)
1p
1p
Formula di L
struttura egam
Metano
i se
mp
H
mettere
lici
Anche il C può
a comune i suoi 4 e
esterni formando legami
covalenti (qui con l’H a
formare il metano)
H
C
H
H
Forza
d’attrazione
Na+
-
+
+
-
+
-
-
+
-
+
-
+
+
-
Cl-
Cristallo di sale (NaCl)
NaCl
1p
6p
6n
Cl
-
Na+ + Cl-
Legami covalenti con coppie di elettroni condivisi tra due atomi.
Due atomi di H si mettono insieme a formare una molecola di H
condividendo ognuno il suo elettrone con l’altro atomo
(ogni atomo considera come proprio l’e condiviso, per cui ha un livello esterno completo).
Gli elettroni condivisi ruotano intorno ad entrambi i
nuclei, come evidenzia il modello tridimensionale. In
1p
1p
questi 2 esempi la coppia condivisa è 1, e il legame si
dice semplice; se le coppie condivise sono 2 come nelMolecola di H
la CO2 si dice doppio
1p
-
Cl -
NaCl
→
Attraverso il cedimento/acquisto di elettroni o attraverso la
condivisione, in ogni caso lo scopo è avere 8 elettroni sul
livello più esterno (regola dell’ottetto) (2 elettroni per l’H che
deve completare il 10 livello, il quale ne può avere giusto 2).
A partire
dal 30 periodo compreso, troviamo unioni che non rispettano la regola
dell’ottetto, che va considerata una regola utile ma ancora da capire.
Un elettrone condiviso tra due atomi con diversa elettronegatività passa più tempo intorno al nucleo dell’atomo più elettronegativo, rendendo questo negativo e il partner positivo. Una
molecola con una parte + e una - si dice polarizzata.
O
C
O
L’O è il + elettronegativo degli elementi
biologici
O
Anidride carbonica (CO2) H
-
O
H
Acqua
O
H
+
H
H
-
H
+
Perciò
L’H2O è
polarizzata
La valenza ionica è numero di e persi o acquistati (Na e Cl hanno valenza 1). La valenza covalente
è il numero di coppie condivise (l’H ha valenza 1, il C 4, l’O 2). Il numero di ossidazione è una valenza convenzionale introdotta per facilitare il bilanciamento. Una reazione si dice di ossidoriduzione (o redox) quando comporta la variazione del numero di ossidazione, ovvero quando c’è
passaggio di elettroni da un atomo (che si riduce come numero di elettroni) ad un altro (che si
ossida perché fa come l’O, grande accettore di e)
Bilanciamento redox