CORSI DI RECUPERO 2012
Classi seconde Biennio Tecnico Tecnologico
Docente: Luciano Canu
TAVOLA PERIODICA
La tavola periodica degli elementi
È una tabella che raccoglie e rappresenta tutti gli
elementi conosciuti
Rappresenta: ogni elemento è rappresentato con
una casella che contiene il suo simbolo
Raccoglie:
Ordine di numero atomico
Per gruppi (somiglianza chimica – configurazione di
valenza)
Metalli e non metalli
Per periodi (mettono l’ultimo elettrone in quel livello)
STRUTTURA ELETTRONICA DELL’ATOMO
Numero e disposizione degli elettroni all’interno
dell’atomo
Numero atomico (Z): numero di protoni presenti in
quell’elemento
Non basta conoscere il numero totale degli elettroni
Per un atomo neutro, quindi, anche il numero degli
elettroni è uguale a Z
Gli elettroni si dispongono secondo schemi piuttosto
complessi attorno al nucleo
Una versione semplificata dispone gli elettroni
secondo livelli energetici principali
A ciascun livello è associato un numero intero diverso da 0
chiamato numero quantico principale (n)
Ad n è associata l’energia del livello (si può calcolare)
Maggiore è n maggiore è l’energia del livello
LA NOTAZIONE CONVENZIONALE
Descrive le caratteristiche (composizione)
dell’atomo
Numero di particelle che compongono l’atomo di
quell’elemento
AZX
A è il numero di massa cioè la somma dei protoni
e dei neutroni del nucleo (nucleoni)
Il numero dei neutroni si determina dal calcolo n
= A-Z
Quando si utilizza la notazione convenzionale si
vuole indicare un atomo ben preciso denominato
isotopo che possiede una massa univoca
USARE LA NOTAZIONE CONVENZIONALE
14C
questo simbolo non indica l’atomo di carbonio
ma solo l’isotopo 14 dell’elemento carbonio
Calcolare quanti neutroni sono contenuti nel
carbonio-14
n = A-Z = 14-6 = 8 neutroni
Definizione di isotopo
Atomo che presenta un preciso numero di neutroni
14
C
Definizione di isotopi
Atomi dello stesso elemento che hanno diverse masse
(diverso numero di neutroni)
H
35Cl
1
2H
(D deuterio)
18O
3H
(T tritio)
ESERCIZIO
Completare la tabella utilizzando la tavola
periodica e le informazioni inserite
Z
A
p+
e-
n0
carica
Cl
17
37
17
17
20
0
Al 3
13
26
13
10
13
3+
O 2
8
18
8
10
10
2-
simbolo
37
17
26
13
18
8
CASI PARTICOLARI
Isotopi con la stessa massa (stesso A) ma sono
atomi di elementi diversi
sono detti isobari
n
k
X
n
w
Y
Hanno la stessa massa
Hanno numero di protoni diverso
Hanno numero di elettroni diverso
Hanno numero di neutroni diverso
Hanno lo stesso numero di nucleoni
GLI ELETTRONI ED I LIVELLI
Gli elettroni sono indistinguibili
Acquisiscono l’energia del livello in cui si trovano
L’energia dei livelli è quantizzata e stabilisce la
distanza permessa di ogni livello e quindi di ogni
elettrone
La teoria della quantizzazione dell’energia
afferma che
esiste una quantità minima di energia (quanto)
tutta l’energia è scambiata in multipli del quanto
fondamentale (fotone)
Bohr aveva utilizzato la teoria quantica per
spiegare la stabilità dei livelli e degli elettroni
associati
LIVELLI ELETTRONICI SEMPLIFICATI
È possibile rappresentare in modo semplice la
configurazione elettronica dei primi 20 elementi
della tavola
1
+
-
-
-
-
7
+
-
3
+
2
+
-
-
-
-
4
+
-
-
-
-
6
+
5
+
-
-
-
-
-
-
-
-
ESERCIZIO 1
Costruisci la configurazione elettronica
semplificata dell’atomo con numero atomico 18
L’elemento è l’ argon, un gas nobile
-
-
-
-
-
-
-
-
18
+
1°
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
ESERCIZIO 2
Stabilisci la valenza dell’elemento con Z=13
utilizzando la configurazione elettronica
semplificata
L’elemento è Al
-
-
-
-
13
+
-
1°
-
-
-
-
-
-
-
NOTAZIONE DI LEWIS
È una versione semplificata delle configurazioni
elettroniche di valenza di alcuni elementi
Notazione di Lewis è un insieme di regole
utilizzato per rappresentare gli elettroni di
valenza di un elemento
Presenta diversi vantaggi come
Permette di prevedere le valenze degli elementi
Principale (elettroni spaiati – singoletti)
Valenze secondarie (doppietti di non legame)
Comportamento metallico e non metallico
CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE STABILI
Le configurazioni elettroniche caratterizzate da 4
doppietti dello strato di valenza sono stabili (basso
valore energetico)
Gli elementi che possiedono questa configurazione
non hanno bisogno di reagire in alcun modo, la loro
inerzia chimica è tale che sono denominati gruppo
dei gas nobili o inerti
Lo stato gassoso è giustificato dal fatto che sono sostanze
monoatomiche e quindi a temperatura ambiente non
riescono a condensare
Tutto ciò si riassume con la regola dell’ottetto:
Tutti gli elementi cercano di completare lo strato di
valenza con 8 elettroni poiché è una configurazione
stabile
COMPORTAMENTO DEGLI ELEMENTI
Comportamento chimico degli elementi è in
relazione con la loro configurazione elettronica di
valenza
Alcuni elementi (Na) possiedono pochi elettroni di
valenza, possono raggiungere l’ottetto in due
modi:
Acquisire i molti elettroni mancanti (7) - anione
Perdere un elettrone mostrando lo strato sottostante
completo (1) – catione
Questi elementi perdono i pochi elettroni di
valenza caricandosi positivamente (metalli)
L’elemento metallico diventa molto più piccolo
quando perde gli elettroni di valenza perché perde un
livello energetico
LE SEMIREAZIONI
La formazione di un catione da un metallo
C Cn+ + ne Na Na+ + e Mg Mg2+ + 2e Al Al3+ + 3e
La formazione di un anione da un non-metallo
A + ne- An F + e - F S + 2e- S2
Tutti gli elementi cercano di raggiungere
l’isoelettronicità col gas nobile più vicino
ESERCIZIO
Prevedere il comportamento dei seguenti
elementi e scrivere le semireazioni
Ga
È un elemento del III gruppo con 3 elettroni di
valenza, quindi avrà la tendenza a perdere elettroni
Ga Ga3+ + 3eRb
È un elemento del I gruppo con 1 elettrone di
valenza, quindi avrà la tendenza a perdere 1
elettrone
Rb Rb+ + eSe
È un elemento del VI gruppo con 6 elettroni di valenza,
quindi avrà la tendenza a acquistare 2 elettroni
LE ENERGIE COINVOLTE
L’energia necessaria per strappare uno o più
elettroni da un atomo è denominata Energia di
Ionizzazione (EI)
L’energia necessaria per formare un catione
L’energia liberata da un atomo quando acquista
uno o più elettroni è denominata Affinità
Elettronica (AE)
L’energia fornita dall’atomo quando forma un anione
C + EI Cn+ + ne-
A + ne- An- + AE
Sono due proprietà periodiche degli elementi
PERIODICITÀ
Proprietà periodiche
Sono proprietà che variano in modo costante in un
certo intervallo di elementi (periodo)
Un andamento simile si ripete per un simile
intervallo di elementi (da un periodo all’altro)
IL DIAGRAMMA DI UNA PROPRIETÀ
PERIODICA
FORMAZIONE DI UN COMPOSTO IONICO
La cessione e l’acquisizione di elettroni deve
essere contemporanea
C
Cn+ + ne-
A + ne- An-
Sommando membro a membro
C + A + ne- Cn+ + An- + ne- CA
Na + Cl Na+ + Cl- NaCl
Questa reazione rappresenta la formazione del
legame ionico in un composto salino
CARATTERISTICHE DEI COMPOSTI IONICI
Struttura interna (microscopico)
La formula di un composto ionico (NaCl)
indica solo il rapporto numerico tra cationi e anioni (1:1)
Non individua una unità autonoma come nel caso delle
molecole
La struttura è descritta in termini di interazioni
elettrostatiche tra cariche opposte e quindi
utilizzando la legge di Coulomb
I due ioni si dispongono in modo regolare nelle 3
dimensioni formando un reticolo ordinato
(cristallo) di estensione indefinita
Prevalgono le forze attrattive
La struttura ionica è robusta, i Sali sono altofondenti
CARATTERISTICHE
DEI COMPOSTI IONICI
Sono solidi altofondenti
Il legame ionico è molto intenso tutti gli ioni del
reticolo stabiliscono interazioni forti con gli ioni
opposti vicini
Quindi rompere queste interazioni forti richiede
molta energia
Si deve considerare che il legame ionico non è
direzionale
Un composto ionico solido non conduce la
corrente
Gli ioni che formano il reticolo sono bloccati e non
sono liberi di muoversi se sottoposti ad una differenza
di potenziale elettrico
Un composto ionico fuso o disciolto (soluzione)
ELETTRONEGATIVITÀ
È una scala empirica che misura la capacità di un
atomo di attirare su di sé gli elettroni di legame
(suoi e dell’altro elemento coinvolto)
Per determinare il tipo di legame che si forma tra
due atomi si deve calcolare la differenza di
elettronegatività (DEn)
0
0,4
Legame covalente polare
Legame covalente puro
1,9
Legame prevalentemente ionico
CASI LIMITE IDEALI DEI TRE PRINCIPALI TIPI DI LEGAME CHIMICO
100% METALLICO
Li
Legame tra atomi in cui
vengono condivise una o
più coppie di elettroni di
valenza
Legame tra atomi ad
elettroni delocalizzati
condivisi da tutti gli
atomi
del reticolo cristallino
Legame tra ioni
dotati di carica
elettrostatica (+,-)
opposta
H2
100% COVALENTE
CsF
100% IONICO
COVALENTE POLARIZZATO
H
LEGAME COVALENTE
Cl
H Cl
H H
HH
Si realizza quando non è possibile trasferire
elettroni da un atomo all’altro (bassa o nulla
differenza di elettronegatività)
Se i due atomi possiedono almeno un elettrone
spaiato questi metteranno in compartecipazione
ciascuno un elettrone per formare un legame
covalente
Contemporaneamente raggiungono l’ottetto anche
senza avere in totale 16 elettroni di valenza
Il legame covalente può formarsi tra atomi
diversi o uguali
Il legame covalente è fortemente direzionale
CLASSIFICAZIONE
La molecola di idrogeno (H2) è caratterizzata da
un legame covalente puro od omopolare poiché
non c’è differenza di elettronegatività
La molecola di acido cloridrico (HCl) è
caratterizzata da un legame covalente polare
poiché c’è differenza di elettronegatività (DEn=3,02,1=0,9) ma non è sufficiente per un vero
trasferimento di elettroni
Il legame covalente caratterizza e spiega la
formazione delle molecole
Gruppo definito di atomi, uguali o diversi, legati tra
loro in modo da rispettare dimensioni e geometrie
precise
Individuo chimico
COSTRUIRE STRUTTURE DI LEWIS
N
Costruire la struttura dell’ammoniaca (NH3)
H H H
Costruire la struttura dell’acido carbonico
(H2CO3)
H
O
C
H O C O
O
H
LEGAMI MULTIPLI
Quando due atomi devono mettere in
compartecipazione più di 1 singoletto si può avere
la formazione di un legame multiplo
O2 si ha formazione di un legame doppio e si
raggiunge l’ottetto per i 2 atomi di ossigeno con soli
12 elettroni
N2 si ha formazione di un legame triplo e si
raggiunge l’ottetto per i 2 atomi di azoto con soli 10
elettroni
Si possono avere legami multipli anche tra
elementi diversi
Per motivi geometrici è impossibile avere un
legame quadruplo
È possibile avere un atomo che forma 4 legami singoli
d-
d+
LEGAMI COVALENTI POLARI
H
Cl
Si formano quando si legano atomi con differente
elettronegatività
L’atomo più elettronegativo attirerà maggiormente la
coppia di legame (per più tempo) creando una
polarizzazione negativa su di se ed una
polarizzazione positiva sull’altro atomo
Non si formano vere e proprie cariche ma solo cariche
parziali
Se la molecola si forma con un solo legame
covalente polare anch’essa è polare
La parziale polarizzazione si indica col simbolo d
Tali molecole sono anche chiamate dipoli
+
-
LEGAME COVALENTE DATIVO
SO2 SO3
Esistono composti covalenti derivati dalla
formazione di un numero di legami superiore al
numero di elettroni spaiati che un elemento
possiede
Si deve ipotizzare la formazione di un legame
particolare dove
Un atomo fornisce uno dei suoi doppietti per formare
il legame (atomo datore)
Una altro atomo deve accettare il doppietto (atomo
accettore)
STRUTTURE CON LEGAMI DATIVI
H3PO4 (acido fosforico)
HNO3 (acido nitrico)
N2O5 (pentossido di diazoto)
O
O
O
N O N O
STRUTTURA DEGLI OSSIDI DI CLORO
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
O
Cl O Cl
O
O
O
O
O
SOLIDI COVALENTI
Sostanze caratterizzate da un
reticolo ordinato di atomi legati da
legami covalenti (puri o polari)
Il reticolo atomico è indefinito ed è
molto resistente
Le sostanze covalenti sono solide a T
ambiente
Sono tra le sostanze più dure tra
quelle conosciute
Sono solidi altofondenti
Non conducono la corrente ed il calore
Sono fragili
SOSTANZE MOLECOLARI
Anche le sostanze molecolari sono caratterizzate
dai legami covalenti
Ma sono formate da un insieme di gruppi atomici
definiti e limitati
Piccoli e ben definiti (molecole)
Possono essere formate da atomi uguali o diversi
Possono essere solidi, liquidi e gassosi
Le proprietà sono estremamente diverse da una
sostanza all’altra
Densità variabile
Capacità termica diversa
Viscosità
Capacità solvente
Capacità di essere disciolti
IL LEGAME METALLICO
Come si legano i metalli?
I metalli in genere sono solidi ad alto punto di
fusione
Sono tenuti insieme da legami forti
Sono plastici
Conducono la corrente ed il calore
Sono lucenti
La loro struttura è quindi simile a quella di una
sostanza ionica?
Ci sono delle molecole?
35
COME SI FORMA
Na+
Na
Prendiamo
36
come esempio il sodio (Na)
Il sodio è un metallo che ha un elettrone
in eccesso che perde con grande facilità
formando cationi Na+
Tanti atomi insieme formeranno un
aggregato di moltissimi cationi disposti in
modo ordinato, praticamente cristallino
Una nuvola di elettroni si disperderà su
tutto il solido che saranno messi in
comune, condivisi da tutti i cationi
e-
UN MODELLO PLAUSIBILE
La
Na+
eee-
eNa+
Na+
Na+
Na+
e-
e- Na+
Na+
e-Na+
e-
Na+
Na+
e-
e-
e-
e-
Na+
e-
Na+
Na+
Na+
e-
e-
+
Na+
Na
e-
Na+
e-e-
Na+
Na+
e- ee- -
Na+ e- Na+
Na+
e-+
Na
eNa
e- e
+
+
- ee
Na+ Na+ -Na+ e Na
e eee-
e-
Na+
Na+
e-
ee-
Na+
e-Na+ - Na+
e- e e-
Na+
Na+
ee-
e- e- e-
Na+
Na+ - Na+
e
Na+ e
Na+
Na+
Na+ e- Na+
ee- -
Na+
Na+
e-
37
nube di elettroni funziona da “collante”
per i cationi metallici
Questi ultimi non riuscirebbero a
mantenersi insieme poiché hanno tutti la
stessa carica e si respingerebbero
MOLTE COSE SONO SPIEGATE
I
metalli
conducono bene la corrente anche allo stato
solido
Conducono bene anche il calore
Sono lucenti
Sono duttili e malleabili
Formano facilmente leghe (soluzioni solide)
I metalli hanno elevate densità
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
38
Na+
LEGAME METALLICO
