Didattica delle Scienze della Materia CHIMICA La Tavola Periodica

1. Tirocini Formativi Attivi Didattica delle Scienze della MateriaCHIMICALa Tavola Periodica Dr. Riccardo Pettinari e-mail: riccardo.pettinari@unicam.it Tel. 0737-402338

2. La Stele di Rosetta La stele di Rosetta riporta un'iscrizione con tre differenti grafie: geroglifico, demotico e greco. Champollion Stele di rosetta • Rappresenta la chiave di lettura dei geroglifici egiziani

3. Tavola Periodica degli Elementi La tavola Periodica degli elementi è stata considerata come l’icona del XX secolo. Essa rappresenta la chiave di lettura della natura Mendeleev • Mendeléev è lo Champollion della natura!

4. La scoperta degli elementi

5. Legge delle triadi J. W. Döbereiner inizio del XIX secolo: molti elementi potevano essere riuniti in gruppi di tre elementi simili Litio, Sodio e Potassio Cloro, Bromo e Iodio Calcio, Stronzio e Bario • quando i tre elementi di una triade venivano disposti in ordine crescente di massa atomica, le proprietà dell’elemento centrale risultavano intermedie rispetto a quelle degli altri due • la massa atomico dell’elemento centrale era molto vicino alla media aritmetica degli altri due (per esempio, nella triade cloro, bromo, iodio il peso atomico del bromo è 79,9, valore molto vicino a 81,2 che è la media aritmetica di 35,5 (cloro) e 126,9 (iodio).

6. Legge delle ottave J. Newlands (1866): quando gli elementi erano sistemati in ordine crescente di massa atomica, ogni elemento aveva proprietà simili a quelle degli elementi che stavano otto posti avanti e otto posti indietro. • Legge delle ottave:l’ottavo elemento era una specie di ripetizione del primo, analogamente a quanto si verifica per l’ottava nota nella scala musicale

7. Meyer e i Volumi Atomici Meyer osservò (1870) che, se si tracciava un grafico dei volumi atomici degli elementi in funzione delle masse atomiche, si otteneva una serie di onde che formavano vertici appuntiti in corrispondenza dei metalli alcalini, cioè sodio, potassio, rubidio e cesio. Lothar Meyer La distanza tra due vertici consecutivi corrispondeva a un periododella tavola degli elementi. In ogni periodo, oltre al volume atomico, subiva un'oscillazione anche un certo numero di altre proprietà fisiche.

8. Dimitri Mendeleev e la Legge Periodica D. Mendeléev osservò (1869) una regolaritànella variazione della valenza degli elementi e del loro comportamento chimico, riportati in ordine di massa atomica crescente la valenza aumentava e diminuiva, dando luogo ai periodi. Dimitri Mendeleev Quando gli elementi sono disposti in ordine crescente di massa atomica, alcune serie di proprietà ricorrono con periodicità.

9. — = 44 — = 68 — = 72 — = 100 Previsione di nuovi elementi Era necessario lasciare nella tavola degli spazi vuoti, corrispondenti ad elementi che non erano stati ancora scoperti, che chiamò eka-boro (scandio), eka-alluminio (gallio)ed eka-silicio (germanio) (ekasignifica «uno» in sanscrito).

10. Previsione di nuovi elementi Applicando la sua Legge Periodica, Mendeleev previde correttamente le proprietà degli elementi prima della loro scoperta, avvenuta alcuna anni dopo:

11. Un nuovo gruppo della tavola He Li F Ne Na Cl Ar K Br Kr Rb I Xe Cs At Rn Lord Ramsay Fr Un gruppo di elementi che Mendeleev non aveva previsto era quello dei gas nobili. Egli non lasciò spazi vuoti per essi. Ramsay, il loro scopritore, propose di disporli in un gruppo separato, dopo gli alogeni.

12. Numero atomico e legge periodica Attraverso lo studio degli spettri dei raggi X emessi dai differenti elementi egli correla le frequenze dei raggi X alle cariche nucleari, in corrispondenza delle posizioni degli elementi nella tavola periodica. Egli assegna i numeri atomici agli elementi e comprende che: H. G. J. Moseley Proprietà simili ricorrono periodicamente quando gli elementi sono disposti in funzione del loro numero atomico crescente.

13. Gas Nobili Metalli Alcalini Gruppi principali Alcalino-terrosi Calcogeni Metalli di Transizione Lantanidi e Attinidi Gruppi principali Tavola Periodica Alogeni

14. Caratteristiche generali dell’atomo

15. Numero Atomico Z Rappresenta il numero di protoni nel nucleo Per atomi elettricamente neutri il numero di protoni è uguale al numero di elettroni.

16. Numero Atomico e Tavola Periodica

17. Gli atomi con carica positiva: i cationi

18. Gli atomi con carica negativa: gli anioni

19. La Massa Atomica • Ossigeno O è circa 1.33 volte più pesante del carbonio • L’idrogeno H è circa 12 volte più leggero del carbonio • Il mercurio Hg è circa 16,66 volte più pesante del carbonio I chimici non potevano pesare direttamente un atomo quindi hanno definito in maniera arbitraria una “unità di massa atomica”

20. Ad 1 atomo di carbonio contenente 6 protoni e 6 neutroni è stata assegnata arbitrariamente una massa esatta di 12 u Unità di massa atomica 1/12 della massa di un atomo di 12C corrisponde ad 1 u Le masse delle particelle atomiche fondamentali sono espresse in u (Dalton Da, uma o amu) 1u (1 Da = 1amu = 1uma) = 1.661x10-27 Kg = 1.661x10-24 g

21. Masse atomiche relative • Ossigeno O è circa 1.33 volte più pesante del carbonio • Se C pesa 12 u e se O è 1.33 volte più pesante di C • Allora O pesa 12u x 1.33 16 u • L’idrogeno H è circa 12 volte più leggero del carbonio • Se C pesa 12 u e se H pesa 1/12 di C • Allora H pesa 1/12u  1 u • Il mercurio Hg è circa 16,66 volte più pesante del carbonio • Se C pesa 12 u e se Hg pesa 16.66 volte C • Allora Hg pesa 12u x 16.66  200 u

22. Struttura Nucleare

23. Numero di Massa A Rappresenta il numero di protoni e di neutroni nel nucleo (anche detti nucleoni).

24. Numero di Massa A

25. Isotopi Contrariamente a quanto Dalton pensava, non tutti gli atomi di un elemento hanno la stessa massa. Nel 1912 Thomson trovò che il Neon è formato da 3 isotopi: 20Ne (90.48%), 21Ne (0.27%), 22Ne (9.25%) Isotopi = atomi di un elemento con lo stesso numero di protoni, ma con un differente numero di neutroni

26. Isotopi L’idrogeno è l’unico elemento per il quale esistono dei noni specifici per i tre differenti isotopi. Gli atomi più pesanti possiedono generalmente un numero maggiore di isotopi

27. Gli isotopi hanno le stesse proprietà chimiche ma differenti proprietà fisiche Isotopi 1H 2D Acqua ghiaccio pesante Acqua ghiaccio Acqua pesante ghiaccio pesante

28. Quale è la Massa Atomica di un elemento

29. Masse Atomiche naturali La massa atomica (peso*) di un elemento è la media delle masse isotopiche, pesate in base alle abbondanze naturalidegli isotopi dell’elemento La massa atomica di un elemento è il peso medio di un atomo dell’elemento. La massa atomica dipende dalle percentuali con cui i vari isotopi dell’elemento sono presenti in natura e dalla loro massa.

30. Masse Atomiche naturali La massa atomica (peso*) di un elemento è la media delle masse isotopiche, pesate in base alle abbondanze naturalidegli isotopi dell’elemento * Il termine peso risale a Dalton e spesso la massa atomica viene chiamata erroneamente peso atomico

31. Filmato originale con commento audio sul disastro del dirigibile Hindeburg nel 1937, Lakehurst , New Jersey, USA

32. Allotropi del Carbonio GRAFITE DIAMANTE Interazioni deboli

33. Allotropi del Carbonio FULLERENE C60 NANOTUBI DI CARBONIO

34. Allotropi dello Stagno Stagno Grigio Stagno Bianco

36. Allotropi dello Stagno Stagno Grigio Stagno Bianco

37. Allotropi dello Stagno Stagno Grigio Stagno Bianco

38. Allotropi del Fosforo

39. Zolfo cristallino e plastico

40. OSSIGENO Luce emessa dall’ossigeno quando viene eccitato tramite scarica elettrica in un tubo Ossigeno liquido a – 183 °C, contenuto in vaso Dewar trasparente. Bombola da un litro contenente ossigeno compresso alla pressione di 110 bar

41. http://www.tavolaperiodica.unicam.it/