Appunti di chimica

Materie:Appunti
Categoria:Chimica

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Testo

TAVOLA PERIODICA DI MENDELEEV
Secondo questa tavola gli elementi erano disposti secondo la loro massa atomica in ordine crescente e mostrava che le proprietà degli elementi si ripetevano secondo un preciso ordine. M. considerò quindi le proprietà degli elementi come una funzione periodica della loro massa atomica. A questa affermazione si è dato nome di Legge periodica (1871).
LA MODERNA TAVOLA PERIODICA
La moderna tavola periodica si basa sul fatto che le proprietà degli elementi sono una funzione del loro numero atomico e non della massa atomica.
La disposizione degli elettroni in alcuni casi dà luogo ad una ripetizione periodica che permette di collocare nella stessa colonna (gruppo) gli elementi con configurazioni simili.
La disposizione degli elementi nella stessa colonna (o gruppo) può anche essere effettuata secondo il numero quantico principale crescente ottenendo la tavola periodica degli elementi.
Quest’ultima è caratterizzata da periodi che comprendono tutti gli elementi disposti in una fila orizzontale e da gruppi che comprendono gli elementi disposti nella stessa colonna.
I gruppi vengono denominati con i numeri romani e le lettere A, B.
Il I e II gruppo A sono metalli e precisamente il I gruppo alcalini, il II metalli alcalini terrosi.
Tutti gli elementi che appartengono ai gruppi B vengono detti elementi di transizione, perché in questi elementi si considerano gli orbitali d.
Gli elementi che vanno dal Cerio, cioè dal numero atomico 58 fino al 71 individuano la serie dei Lantanidi; in questa serie gli elettroni riempiono progressivamente il sottolivello 4f.
Gli elementi che vanno dal Torio con numero atomico 90 fino al Laurenzio con numero atomico 103 formano la serie degli attinidi; in questa serie viene progressivamente riempito il sottolivello 5f.
Tutte e due queste serie vengono dette di transizione interna.
I gruppi VI A, VII A, VIII A contengono gli elementi definiti non metalli.

Dei calcageni alogeni gas nobili/rari
Dal III A fino al VA sia metalli che non metalli
Il carattere metallico degli elementi aumenta man mano che si scende nella tavola e l’ultimo membro di ciascun gruppo manifesta proprietà decisamente metalliche.
Le proprietà tipiche dei metalli sono durezza, lucentezza e buona conducibilità del calore e dell’elettricità (proprietà fisiche).
I metalli hanno un’elevata capacità di cedere elettroni e quindi di formare ioni positivi (proprietà chimica).
D’altra parte i non metalli sono gas o solidi friabili; la loro superficie è opaca e sono isolanti.
Come proprietà chimica i non metalli hanno la capacità di prendere elettroni e perciò di formare ioni negativi.
Infine alcuni elementi hanno proprietà sia metalliche che non e vengono indicati come semi metalli; per esempio il silicio (chip).
Linea di demarcazione a forma di scala rappresenta approssimativamente
La linea di separazione tra m. e non
Le proprietà metalliche lungo un periodo diminuiscono procedendo da sinistra verso destra.
Gruppi B mostrano tutti proprietà metalliche e anche attinidi e lantanidi
RAGGI ATOMICI
Dall’alto in basso numero quantico principale via via crescente
Aumentano le dimensioni degli atomi di ciascun gruppo
Da sinistra verso destra in un periodo gli atomi hanno lo stesso numero
quantico principale
la carica positiva su un nucleo aumenta di un protone per
ciascun elemento e quindi la nube elettronica risulta leggermente compressa (le dimensioni diminuiscono)
Riassumendo i raggi atomici aumentano procedendo nella tavola periodica dall’alto in basso e da destra verso sinistra.
ENERGIA DI IONIZZAZIONE = energia necessaria a staccare un elettrone da un atomo con formazione di uno ione positivo
L’energia di prima ionizzazione è l’energia occorrente per allontanare il primo elettroni esterno da un atomo.
AFFINITA’ ELETTRONICA = è l’attrazione esercitata da un atomo nei confronti di elettroni supplementari ed è l’energia che si ottiene quando un atomo acquista elettroni
I metalli hanno energie di ionizzazione e affinità elettronica basse. I non metalli hanno energie di ionizzazione e affinità elettroniche alte.
ELETTRONEGATIVITA’ = è la tendenza relativa di un atomo ad attrarre elettroni; la capacita’ che un atomo ha di attrarre elettroni
LEGAMI CHIMICI
Ci sono vari tipi di legami chimici.
Il 1° che prendiamo in considerazione è il legame ionico.
Si chiama così perché si formano gli ioni e la forza elettrostatica li tiene uniti.
Perché si verifichi questo legame sono necessarie delle condizioni: gli atomi degli elementi devono avere una certa elettronegatività, un elemento deve avere una forza tendenza a perdere elettroni, l’altro a prenderne, perciò questo legame si verifica tra metalli e non metalli.

I composti ionici sono caratterizzati da elevati punti di fusione e dalla capacità di condurre elettricità allo stato fuso. Essi intendono inoltre ad essere solubili in acqua e di solito cristallizzano.
LEGAME COVALENTE
Gli atomi che hanno elettronegatività uguale o simile tendono a reagire mettendo in compartecipazione gli elettroni e la coppia o le coppie di elettroni condivisi costituiscono una legge covalente.
I composti covalenti sono caratterizzati da punti di fusione bassi, non conducono elettricità e sono friabili.
Un esempio di legame covalente che si viene a stabilire tra atomi uguali e quindi aventi la stessa elettronegatività riguarda gli atomi di cloro.

La compartecipazione degli elettroni consente al cloro di raggiungere una maggiore stabilità.
Tale tipo di legame viene chiamato legame covalente puro.
Il legame covalente può anche essere multiplo come nel caso dell’ossigeno in cui è doppio, oppure nell’azoto dov’è triplo.
Anche in questi casi si parla di legame covalente puro.
La linea sta ad indicare un legame covalente e pertanto unisce due elettroni.
Quando due atomi dello stesso elemento si uniscono per formare una molecola biatomica il legame covalente è detto omopolare ( omo= stesso), perché la differenza di elettronegatività è 0, ossia gli atomi hanno la stessa elettronegatività.
Quando uno o due atomi si uniscono con un legame covalente danno origine ad una particella chiamata molecola.
La linea che congiunge i nuclei di due atomi uniti con un legame covalente in una molecola si chiama asse di legame.
Se un atomo è unito ad altri due atomi l’angolo compreso tra i due assi di legame è detto angolo di legame.
La distanza tra i nuclei di due atomi legati covalentemente lungo l’asse di legame è detta distanza di legame oppure lunghezza di legame.
Questa lunghezza non è costante perché il legame si comporta come se fosse una molla,gli atomi vibrano come se il legame si allungasse e si contraesse alternativamente.
Quando il legame covalente riguarda molecole costituite da atomi aventi diversa elettronegatività, uno degli atomi attrae il doppietto di legame più energicamente dell’altro.
Il legame che ne risulta viene detto covalente polare.
Dal momento che un atomo di legame attrae gli elettroni più energicamente vicino a quell’estremità del legame esisterà una parziale carica negativa, perciò l’atomo con più elevata elettronegatività possiederà una parziale carica negativa che viene indicata con questo simbolo a -.
L’altro atomo invece una parziale carica positiva: L +.
Esempio: nella molecola dell’acido cloridrico ( H Cl), il cloro è l’atomo più elettronegativo e assume una parziale carica negativa el’idrogeno assumerà invece una parziale carica positiva.
La polarità di una molecola non dipende solo dalla differenza di elettronegatività ma anche dalla sua geometria che viene definita dagli angoli di legame soprattutto quando la molecola è poliatomica.
Le sostanze costituite da molecole non polari sono generalmente gas liquidi o a basso punto di ebollizione.
Le sostanze costituite da molecole polari hanno punti di ebollizione più elevati dei composti non polari.
Motli composti costituiti da molecole polari in condizioni ambientali sono dei solidi.
Una molecola polare è detta talvolta di polo.

LEGAMI DOVUTI A FORZE DEBOLI
I composti covalenti mostrano un intervallo di punti di fusione piuttosto grande.
Per spiegare questo fatto entrano in gioco le forze di Van Der Waals che sono forze deboli in quanto sono molto più deboli dei legami chimici.
Implicano l’attrazione degli elettroni di un atomo verso i protoni di un altro.
Il 1° tipo di forze di forze di attrazione di forze di attrazione di Wan Der Waals sono le forze di polo – di polo.
Due molecole della stessa sostanza o di sostanze diverse che siano entrambe di poli permanenti verranno attratte l’una dall’altra. Questo è ciò che accade tra due molecole di triclorometano (CH Cl3) e tra una molecola di triclorometano e una di ammoniaca.

S+ S- …. S+ S-
Esempi di altri tipi di forze di Van Der Waals: di polo- di polo indotto.
LEGAME IDROGENO
In un certo numero di sostanze i punti di fusione e di ebollizione previsti differiscono da quelli osservati.
Molte delle sostanze che non si comportano come previsto presentano due caratteristiche comuni: le loro molecole contengono idrogeno e l’idrogeno è legato covalentemente ad un atomo molto elettronegativo.
In queste condizioni l’atomo più elettronegativo attrae a sé la coppia di elettroni in compartecipazione con l’atomo di idrogeno perciò la molecola è fortemente polare. Questa polarità fa sì che l’idrogeno abbia una forte carica positiva parziale, infatti in corrispondenza dell’atomo di idrogeno e precisamente nel nucleo c’è un protone.
Gli elementi elettronegativi che fanno sì che l’idrogeno si comporti in questo modo sono azoto, ossigeno, fluoro. In queste molecole l’idrogeno è attratto dalla parte negativa di molecole vicine e questa forza attrattiva anche se non è molto grande, tuttavia è sufficiente a far variare le proprietà fisiche delle molecole in questione.
La forza attrattiva in sostanze di questo tipo è chiamata legame idrogeno oppure legame a idrogeno e l’effetto di questo legame è che l’atomo di idrogeno tende a legare fortemente due molecole l’una all’altra.

PESO ATOMICO E PESO MOLECOLARE
Le masse atomiche sono misurate in base alla scala dei pesi atomici.
Questa scala ha come unità di musira l’unità di misura atomica (uma).
Essa è definita come un dodicesimo della massa dell’atomo di carbonio 12 ossia
1,66 x 10 –24 g.
Nel caso dei composti per ottenere il peso della molecola che viene definito peso molecolare si devono sommare i pesi atomici di tutti gli atomi di una molecola.
Nel caso dei composti ionici è improprio parlare di peso molecolare, perciò il peso di un composto ionico è definito peso formula.
NUMERO DI AVOGADRO
L’utilizzazione dei pesi molecolari delle sostanze pone un problema pratico im quanto questi pesi sono espressi in unità di peso atomico e l’unità di peso atomico è molto piccola.
Il peso di ogni singola molecola è così basso che è impossibile misurarlo in laboratorio per cui per un uso più pratico è necessaria un’unita più grande.
L’unità di peso che si usa in laboratorio è il grammo (g); possiamo scegliere allora un numero di atomi il cui peso complessivo espresso in grammi sia numericamente uguale al peso di un atomo espresso in unità di peso atomico.
Questo numero di atomi andrà bene per tutti gli elementi. I chimici hanno trovato che 6,02 x 1023 atomi di un elemento hanno un peso in grammi uguale al numero che esprime il peso di un suo atomo in unità di peso atomico.
Per esempio un atomo di idrogeno pesa 1,0079 uma; 6,02 x 1023 atomi di idrogeno pesano 1,0079 g.
Questo numero (6,02 x 1023 ) è chiamato numero di Avogadro. Il simbolo per indicare questo numero è N.

Esempio



  



Come usare