Tavola periodica degli elementi Struttura della materia La

Tavola periodica degli elementi

Struttura della materia • La materia formata da tante particelle elementari dette atomi che si combinano tra loro per formare le molecole • Gli atomi però non sono tutti uguali ma differiscono per alcune caratteristiche strutturali Un atomo è formato da un nucleo centrale e da tanti elettroni che orbitano intorno ad esso

Struttura base dell’atomo • Il nucleo dell’atomo è formato da neutroni e protoni mentre attorno al nucleo troviamo gli elettroni • I protoni sono particelle carche positivamente mentre gli elettroni sono carichi negativamente • In un atomo neutro il numero degli elettroni è uguale al numero di protoni • La massa del protone è 1840 volte quello dell’elettrone e- Il neutrone è neutro Un elemento chimico è caratterizzato dal numero atomico Z che rappresenta il numero n P+ di elettroni Il numero di massa è la somma dei protoni con i neutroni; in genere è un numero decimale ma viene convertito in intero Se si conosce il numero atomico e il numero di massa, il numero di neutroni sarà la differenza tra il numero di massa e il numero atomico.

Isotopi • Alcuni elementi possono avere massa differente da quella base e si chiamano isotopi. • Quando un elemento è espresso con il suo nome accompagnato da un numero, es Carbonio 12 oppure Ossigeno 16, si sta ad indicare rispettivamente il carbonio con numero di massa 12 e l’ossigeno con numero di massa 16. • Formalmente: • L’ossigeno 16 e il carbonio 12 non sono isotopi ma sono elementi base e stabili. Gli isotopi sono invece instabili e decadono nel tempo

Mole, costante di Avogadro e massa atomica • La mole è l’ammontare di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti atomi sono contenuti in 0. 012 kg di carbonio 12. • La massa di un singolo atomo di carbonio 12 è 12*1. 660531*10 -27 kg e corrisponde all’unità di massa atomica. • La mole è pari a: 0. 012/(12*1. 660531*10 -27)=6. 022169*1023 • Il numero di Avogadro è pari a 6. 002169*1023 mol-1 • Riassumendo: – L’unità di massa atomica è quindi, la dodicesima parte della massa di una mole atomo di carbonio 12 – La massa atomica relativa rappresenta la massa di una mole di atomi in relazione alla unità di massa atomica ed è il numero di massa.

La tavola periodica • Il 2019 è stato dichiarato l’anno della tavola periodica; essa rappresenta lo schema con il quale sono rappresentati gli elementi chimici nell’ordine crescente del numero atomico • I metalli sono situati a sinistra e al centro e rappresentano la maggior parte degli elementi, a ci sono destra i non metalli. • I metalli sono caratterizzati da: durezza, lucentezza, duttilità, malleabilità e sono buoni conduttore di corrente elettrica e di calore. • I metalli più reattivi sono quelli del gruppo alcalino e quelli del gruppo alcalino-terrosi • I non metalli sono quelli dei gruppi VIA, VIIA e VIIIA • Il gruppo VIIIA è detto anche gruppo dei gas nobili • I gruppi VA, VI e VIIA sono sia metalli che non metalli • Gli altri gruppi dal IB al VIIIB sono quelli di transizione sono di transizione

Alcune caratteristiche atomiche degli elementi Energia di ionizzazione (E. I. ): energia necessaria ad un atomo per strappargli un elettrone. Più alto è il valore dell’energia di ionizzazione e minore sarà la tendenza dell’atomo a cedere elettroni. Nella tavola periodica, tale energia aumenta dal basso verso l’alto e da sinistra verso destra, perciò i gas nobili hanno i valori di EI più elevati. Energia di ionizzazione crescente •

Livelli e Orbitali • La rappresentazione fatta dell’atomo con elettroni che girano attorno, non è proprio corretta • Gli elettroni sono particelle cariche e se vengono accelerate emettono radiazione elettromagnetica fino a perdere energia e gli atomi potrebbero essere instabili. • Gli elettroni sono invece disposti in livelli energetici detti livelli quantici così strutturati: – Livello quantico principale n – Livello quantico secondario l – Orbitale m

Livelli e Orbitali • Ogni orbitale può contenere massimo due elettroni con spin opposti per il principio di esclusione del Pauli. • I livelli sono numerati dall’interno verso l’esterno e vanno riempiti secondo questo ordine • Il primo numero quantico o primo livello principale, contiene un solo sottolivello con un solo orbitale detto s • Il secondo numero quantico contiene due sottolivelli s e p • Il terzo numero quantico contiene tre sottolivelli s, p, d • Il sottolivello s ha 1 orbitale • Il sottolivello p ha 3 orbitali • Il sottolivello d ha 5 orbitali • Il sottolivello f ha 7 orbitali

Configurazione elettronica • Gli elettroni vengono sistemati all’interno dei livelli energetici mediante la regola di Hund: – si sistemano un elettrone alla volta nei sottolivelli con spin parallelo; – se avanzano elettroni, si sistemano a coppie negli orbitali mettendo però gli spin opposti fino a riempire tutti gli orbitali a coppie. – Se avanzano altri elettroni, si passa ai sottolivelli e livelli successivi disponendoli prima con spin paralleli nei sottolivelli e poi con spin opposti se avanzano.

Configurazione elettronica Orbitale vuoto Sottolivello s Orbitale spaiato Sottolivello p Sottolivello f Orbitale accoppiato Sottolivello d

Configurazione elettronica • La regola per riempire i livelli e sottolivelli è illustrata nella seguente tabella 7 s 7 p 6 s 6 p 6 d 5 s 5 p 5 d 5 f O 4 s 4 p 4 d 4 f N 3 s 3 p 3 d 2 s 2 p 1 s Q P M L K I gas nobili avranno l’ultimo livello completo con tutti gli elettroni appaiati negli orbitali disponibili

Elettroni esterni • Negli atomi gli elettroni dello strato esterno sono i più importanti perché sono quelli responsabili dei legami con altri atomi • Ogni gruppo della tavola periodica è caratterizzato dal numero di elettroni dello strato esterno. Es. il gruppo IA ha 1 elettrone in s, il IIA ha un solo elettrone in p • Nella tabella successiva sono rappresentati i gruppi con i relativi sottolivelli di riempimento • Alcuni elementi tendono a cedere elettroni altri ad acquistarli a seconda di come sono situati rispetto ai gas nobili

Ottetto • Perché gli atomi tendono a legarsi ad altri atomi di specie diverse o della stessa specie? • Il motivo è quello di raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicina e quindi, di avere come ultimo sottolivello completo il p • Fa eccezione l’elio che ha s come sottolivello completo • Il numero di elettroni necessari a raggiungere l’ottetto, sono detti elettroni di valenza • Gli atomi che hanno nello strato esterno 5, 6, 7 elettroni, tendono ad acquistarne altri per raggiungere l’ottetto finale • Gli atomi che hanno nello strato esterno 4 elettroni possono sia perder che acquistare elettroni • Gli atomi che hanno 1, 2, 3 elettroni nello strato esterno, eccezion fatta per l’idrogeno, tendono a cedere elettroni.

Alcune caratteristiche atomiche degli elementi • Affinità elettronica (A. E. ): energia ceduta da un atomo quando acquista un elettrone. è inversamente proporzionale all’energia di ionizzazione, dunque è bassissima nei gas nobili. • Elettronegatività: rappresenta il potere di attrattivo di un atomo sugli elettroni messi in comune nei legami. Coincide con l’AE. • Valenza: capacità di un elemento di formare legami con altri atomi ed è pari al numero di elettroni presi, ceduti e messi in comune fra due atomi. • Valenza base: numero di elettroni spaiati nello stato fondamentale. Alcuni elementi possono avere più di una valenza perché se forniamo loro energia, gli elettroni possono saltare in orbitali più esterni. • Numero di ossidazione di un elemento in un composto è sempre preceduto dal segno più (+) o meno (-), dove il segno positivo indica la perdita di elettroni ed identifica l’elemento meno elettronegativo, mentre quello negativo indica l’acquisto di elettroni ed identifica l’elemento più elettronegativo.

Andamento di alcune caratteristiche atomiche lungo la tavola periodica

Regola di Lewis • • La regola di Lewis permette di schematizzare e visualizzare gli elettroni dello strato esterno di un elemento chimico Il metodo è molto semplice: – Si scrive il nome dell’elemento chimico – Per ciascun dei quattro lati del nome dell’elemento chimico si riportano puntini singoli quanti sono gli elettroni spaiati dell’ultimo livello e puntini a coppie per quanti sono gli elettroni appaiati dell’ultimo livello • Es. Come si vede dalla tabella, gli elementi del primo gruppo hanno un solo elettrone appaiato, quelli del secondo due e così via Quando si arriva al gruppo dell’azoto N, si iniziano a vedere elettroni appaiati all’ultimo livello

Regola di Lewis per le molecole Le linee che collegano i vari atomi sono quelle che collegano gli elettroni spaiati o di legame

Reattività di un elemento chimico • La tendenza di un elemento chimico a reagire con facilità, può essere fornita dal valore dell’energia di ionizzazione • L’energia di ionizzazione aumenta dal basso verso l’alto lungo un gruppo e quindi ci si può aspettare che anche la reattività aumenti allo stesso modo

Calcolo del numero di ossidoriduzione • In una molecola neutra il numero di ossidoriduzione è nullo mentre in una molecola polare, vale il numero di cariche con il segno della carica es: PO 43 - ha numero di ossidazione -3. • Il numero di ossidazione di un elemento è riportato nella tavola periodica e può assumere anche più di un valore • In genere si può calcolare il valore che assume un elemento all’interno di una molecola se in essa c’è l’ossigeno o l’idrogeno che assumono valore rispettivamente +1 e -2 – Es. si vuole conoscere il numero di ossidazione che assume lo zolfo in H 2 SO 4 – Tenendo conto che l’ossigeno ha n. o. pari a -2 ed è contenuto quattro volte mentre l’idrogeno ha n. o. +1 ed è contenuto due volte, si può scrivere la seguente equazione: +1*2+x-2*4=0 – Risolvendo l’equazione, n. o. dello zolfo: x= 6 – Il numero di ossidazione dell’ossigeno nei perossidi vale -1 – Il numero di ossidazione dell’idrogeno vale +1 tranne che negli idruri (Cu. H, Li. H) dove vale -1

Reazioni di ossidoriduzione • • • Nelle reazioni di ossidoriduzioni il numero di ossidazione può cambiare Se il numero di ossidazione di un elemento aumenta, vuol dire che esso perde elettroni e quindi si riduce Se il numero di ossidazione di un elemento diminuisce, vuol dire che esso acquista elettroni e quindi si ossida – Es. 2 HNO 3+3 H 2 S= 2 NO+3 S+4 H 2 O – Nel primo membro l’azoto ha n. o pari a +5 mentre nel secondo membro +2 quindi, ha acquistato elettroni e si è ossidato; – Lo zolfo, nel primo membro ha n. o. pari a -2 e nel secondo membro n. o pari a zero quindi, ha perso due elettroni e si è ridotto