Classi seconde Biennio Tecnico Tecnologico Docente: Luciano Canu

Presentazione sul tema: "Classi seconde Biennio Tecnico Tecnologico Docente: Luciano Canu"— Transcript della presentazione:

1 Classi seconde Biennio Tecnico Tecnologico Docente: Luciano Canu
Corsi di recupero 2012 Classi seconde Biennio Tecnico Tecnologico Docente: Luciano Canu

2 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)

3 Struttura elettronica dell’atomo
Numero e disposizione degli elettroni all’interno dell’atomo Numero atomico (Z): numero di protoni presenti in quell’elemento Per un atomo neutro, quindi, anche il numero degli elettroni è uguale a Z Non basta conoscere il numero totale degli elettroni 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

4 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

5 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 14C Definizione di isotopi Atomi dello stesso elemento che hanno diverse masse (diverso numero di neutroni) 1H 2H (D deuterio) 3H (T tritio) 35Cl 18O

6 Esercizio Z A p+ e- n0 carica 17 37 20 13 26 10 3+ 8 18 2-
Completare la tabella utilizzando la tavola periodica e le informazioni inserite simbolo Z A p+ e- n0 carica 17 37 20 13 26 10 3+ 8 18 2-

7 Casi particolari Isotopi con la stessa massa (stesso A) ma sono atomi di elementi diversi sono detti isobari 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

8 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

9 Livelli elettronici semplificati
È possibile rappresentare in modo semplice la configurazione elettronica dei primi 20 elementi della tavola - - - 1+ 2+ 3+ 4+ - - - - - - - - - - - 7+ 5+ 6+ - - - - - - - - - - - - - -

10 Esercizio 1 Costruisci la configurazione elettronica semplificata dell’atomo con numero atomico 18 L’elemento è l’ argon, un gas nobile - - - - 1° - - 18+ - - - - - - - - - - - -

11 Esercizio 2 Stabilisci la valenza dell’elemento con Z=13 utilizzando la configurazione elettronica semplificata L’elemento è Al - - - 1° - - 13+ - - - - - - - -

12 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

13 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

14 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

15 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

16 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+ + 3e- Rb È un elemento del I gruppo con 1 elettrone di valenza, quindi avrà la tendenza a perdere 1 elettrone Rb  Rb+ + e- Se È un elemento del VI gruppo con 6 elettroni di valenza, quindi avrà la tendenza a acquistare 2 elettroni Se + 2e-  Se2-

17 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 C + EI  Cn+ + ne- 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 A + ne-  An- + AE Sono due proprietà periodiche degli elementi

18 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)

19 Il diagramma di una proprietà periodica

20 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

21 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

22 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) conduce la corrente elettrica

23 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) 0,4 1,9 Legame covalente polare Legame prevalentemente ionico Legame covalente puro

24 CASI LIMITE IDEALI DEI TRE PRINCIPALI TIPI DI LEGAME CHIMICO
100% METALLICO Legame tra atomi ad elettroni delocalizzati condivisi da tutti gli atomi del reticolo cristallino Li Legame tra ioni dotati di carica elettrostatica (+,-) opposta Legame tra atomi in cui vengono condivise una o più coppie di elettroni di valenza H2 CsF 100% COVALENTE 100% IONICO COVALENTE POLARIZZATO

25 H H H Cl H H H Cl Legame covalente
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

26 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=3,0- 2,1=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

27 Costruire strutture di Lewis
N Costruire la struttura dell’ammoniaca (NH3) Costruire la struttura dell’acido carbonico (H2CO3) H H H H O C O H O O C H

28 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

29 Legami covalenti polari
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 + -

30 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)

31 Strutture con legami dativi
H3PO4 (acido fosforico) HNO3 (acido nitrico) N2O5 (pentossido di diazoto) O O O N O N O

32 Struttura degli ossidi di cloro

33 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

34 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

35 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?

36 Na+ Na Come si forma Prendiamo 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

37 Un modello plausibile La 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 e- Na+

38 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+

39 Legame metallico