Corsi di recupero 2012

1. Corsi di recupero 2012 Classi terze L.S.T. 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 • Completare la tabella utilizzando la tavola periodica e le informazioni inserite

7. Casi particolari • Isotopi con la stessa massa (stesso A) sono detti isobari

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 - - - 3+ 1+ 2+ 4+ - - - - - - - - - - - 5+ 7+ 6+ - - - - - - - - - - - - - -

10. 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

11. Comportamento degli elementi • Comportamento chimico degli elementi è in relazione con la loro configurazione elettronica di valenza • Notazione di Lewis è un insieme di regole utilizzato per rappresentare gli elettroni di valenza di un elemento • 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)

12. Comportamento dei non metalli • Alcuni elementi (F) possiedono molti elettroni di valenza, possono raggiungere l’ottetto in due modi: • Acquisire i pochi elettroni mancanti (1) - anione • Perdere molti elettroni mostrando lo strato sottostante completo (7) – catione • Questi elementi acquisiscono i pochi elettroni necessari per completare il livello caricandosi negativamente (non-metalli)

13. 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 metallo • A + ne- An- • F + e- F- • S + 2e- S2- • Tutti gli elementi cercano di raggiungere l’isoelettronicità col gas nobile più vicino

14. 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

15. Periodicità • Proprietà periodiche • Sono proprietà che variano in modo costante in un certo intervallo (periodo) • Un andamento simile si ripete per un simile intervallo (da un periodo all’altro)

16. 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- • Questa reazione rappresenta la formazione del legame ionico in un composto salino

17. Caratteristiche dei composti ionici • Struttura interna (microscopico) • La formula di un composto ionico (NaF) • 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 solidi altofondenti

18. Interpretare il legame ionico • L’interazione ionica si esercita egualmente in tutte le direzioni • Un catione attrae attorno a se il massimo numero di anioni e viceversa • La robustezza del reticolo ionico dipende anche dalle cariche ioniche • Na+ Cl- • Mg2+ O2- • Al3+ O2- • Conduzione elettrica • Sali solidi non conducono, fusi o disciolti conducono la corrente • Meccanismo di rottura fragile e con piani di sfaldamento

19. 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 1,9 Legame covalente polare Legame prevalentemente ionico Legame covalente puro

20. H H H Cl Legame covalente H H H Cl • 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 eguali • Il legame covalente è fortemente direzionale

21. 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

22. 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