La tavola periodica e i legami chimici

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Categoria:	Chimica
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Capitolo 7: LA TAVOLA PERIODICA
Nel XIX secolo, gli scienziati avevano cercato dei criteri per classificare gli elementi.
Nel 1817 Dobereiner scoprì che calcio, bario e stronzio avevano proprietà simili e per questo definì triade questo gruppo di tre elementi.
Nel 1863 Newlands, disponendo gli elementi in ordine crescente di massa atomica e notando che ogni otto elementi si ripetevano proprietà simili, suddivise gli elementi conosciuti in sette gruppi di sette elementi ciascuno e definì tale suddivisione legge delle ottave.
La tavola periodica di Mendeleev
Nel 1869 Mendeleev suggerì che le proprietà degli elementi fossero una funzione della loro massa atomica, ma si rese conto che proprietà simili ricorrevano dopo periodi di lunghezza variabile.
Nel 1871 Mendeleev e Meyer costruirono una tavola degli elementi formata da otto colonne, nelle quali erano raggruppati gli elementi con proprietà simili; per fare ciò, si dovettero lasciare degli spazi vuoti, affermando che dovevano esistere elementi non ancora scoperti.
La tavola di Mendeleev, in cui gli elementi erano disposti in ordine crescente di massa atomica, mostrava che le proprietà degli elementi si ripetevano secondo un ordine preciso; considerò la proprietà degli elementi una funzione periodica della loro massa atomica (legge periodica).
La moderna legge periodica degli elementi
A causa di alcune incongruenze nella sistemazione degli elementi secondo la massa atomica, in seguito all’operato di Moseley, la legge periodica fu riesaminata.
La definizione della legge periodica, oggi, si basa sul fatto che le proprietà degli elementi sono una funzione del loro numero atomico e non della massa atomica.
La moderna tavola periodica degli elementi
Il numero atomico di un elemento indica il numero di protoni, presenti nel nucleo di ciascun atomo, e il numero degli elettroni che si trovano attorno al nucleo.
Gli elementi sono collocati nella tavola periodica in base alle loro configurazioni elettroniche.
La disposizione ottenuta evidenzia:
• una fila orizzontale di elementi, detta periodo, caratterizzata dal medesimo numero quantico principale maggiore;
• una colonna, detta gruppo, caratterizzata da elementi con configurazioni elettroniche simili.
Elementi di transizione
Gli elementi i cui elettroni si dispongono negli orbitali d sono detti elementi di transizione.
Lantanidi e Attinidi
Gli elementi i cui elettroni si dispongono negli orbitali 4f sono detti Lantanidi, perché hanno le stesse proprietà del lantanio; gli elementi i cui elettroni si dispongono negli orbitali 5f sono detti Attinidi, perché hanno le stesse proprietà dell’attinio.
Configurazione stabile: l’ottetto
Un atomo che ha otto elettroni nel livello esterno è particolarmente stabile (regola dell’ottetto).
Anche l’atomo dell’elio, pur avendo solo due elettroni nel livello esterno, è stabile, poiché il suo livello esterno, essendo l’orbitale s, è completo.
Ci sono delle configurazioni elettroniche più stabili di altre.
• Ottetto: s2 p6
• Semicompleti: s2 d4 = s1 d5; s2 d9 = s1 d10
Completano solo la metà dell’orbitale e sono tipici negli orbitali B, che sono gli elementi di transizione.
Caratteristiche degli elementi nella tavola periodica
La tavola periodica degli elementi fornisce delle informazioni sulle caratteristiche degli elementi.
Infatti, a sinistra e al centro sono situati i metalli, la maggior parte degli elementi, a destra i non – metalli.
Le proprietà tipiche dei metalli sono: durezza, lucentezza, duttilità, malleabilità e sono buoni conduttore di corrente elettrica e di calore.
I gruppi I A, gruppo dei metalli alcalini, e II A, gruppo dei metalli alcalino – terrosi, contengono i metalli più reattivi. Dall’altra parte della tavola si trovano i non – metalli, nei gruppi VI A, VII A, VIII A: il gruppo VI A è chiamato gruppo dei calcogeni, il VII A gruppo degli alogeni, gli elementi del gruppo VIII A sono chiamati gas nobili o gas rari.
Gli elementi dai gruppi dal III A al V A comprendono 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 metalliche.
La classificazione degli elementi come metalli o non – metalli avviene in base alla loro struttura elettronica: gli elementi con tre o meno elettroni nel livello esterno sono considerati metalli, gli elementi con cinque o più elettroni nel livello esterno sono considerati non – metalli.
Alcuni elementi hanno caratteristiche sia metalliche sia non metalliche e sono indicati come semimetalli.
Gli elementi dei gruppi dal I B al VIII B sono chiamati elementi di transizione e mostrano tutti caratteristiche metalliche.
L’energia di ionizzazione
Per allontanare gli elettroni da un atomo occorre fornire energia, chiamata energia di ionizzazione, che si misura in kilojoule per mole (kJ/mol), in kilocalorie per mole (kcal/mol) o in elettronvolt (eV).
• Se si allontana dall’atomo il primo elettrone esterno, l’energia si chiama energia di prima ionizzazione.
Le energie di ionizzazione sono periodiche: l’energia di ionizzazione tende ad aumentare con il crescere del numero atomico in qualsiasi periodo, mentre in qualsiasi gruppo, con il crescere del numero atomico, l’energia di ionizzazione diminuisce gradualmente.
I metalli sono caratterizzati da una bassa energia di ionizzazione, i non – metalli da un’elevata energia di ionizzazione.
I fattori che influenzano l’energia di ionizzazione sono la carica nucleare, l’effetto di schermo, il raggio e il sottolivello.
• È possibile misurare altre energie di ionizzazione di un atomo.
La prima ionizzazione distacca un elettrone p, la seconda ne distacca uno s dal sottolivello completo s.
L’energia di ionizzazione del terzo elettrone è maggiore perché, mentre l’atomo perde elettroni, la sua carica nucleare si mantiene costante e gli elettroni rimasti sono trattenuti più saldamente.
L’energia di quarta ionizzazione è circa quattro volte la terza.
• L’attrazione esercitata da un atomo nei confronti di elettroni supplementari, cioè l’energia messa in gioco quando un atomo neutro acquista un elettrone, è chiamata affinità elettronica, che è influenzata dagli stessi fattori che intervengono nell’energia di ionizzazione e, all’aumentare dell’energia di ionizzazione, aumenta l’affinità elettronica.
I metalli hanno affinità elettroniche basse, mentre i non metalli hanno affinità elettroniche alte.
• Sia l’affinità elettronica sia l’energia di ionizzazione si riferiscono ad atomi isolati.
La tendenza relativa di un atomo ad attrarre a sé elettroni, una volta legato covalentemente (mettendo in compartecipazione gli elettroni) a un altro atomo, è definita elettronegatività.
I fattori che influenzano l’elettronegatività degli elementi sono gli stessi che intervengono nelle energie di ionizzazione e nelle affinità elettroniche; utilizzando le energie di prima ionizzazione e le affinità elettroniche degli elementi, si può costruire una scala di elettronegatività.
La variazione dell’elettronegatività segue lo stesso andamento delle energie di ionizzazione e delle affinità elettroniche; i metalli più attivi hanno le elettronegatività minori, il fluoro ha l’elettronegatività più alta di tutti gli elementi.
La conoscenza dell’elettronegatività di due elementi che reagiscono fra loro, cioè la loro tendenza ad attrarre gli elettroni, consente di determinare il modo in cui essi reagiscono.
Capitolo 9: LEGAMI CHIMICI: TIPI E CARATTERISTICHE
Quando due elementi si combinano per dare origine a un composto, modificano la propria struttura elettronica a favore di una situazione più stabile.
Il tipo di legame può dipendere dall’attrazione fra ioni positivi, originati dalla tendenza a cedere elettroni, e ioni negativi, originati dalla tendenza ad acquisire elettroni (legame ionico), oppure dalla tendenza a mettere in compartecipazione alcuni elettroni (legame covalente).
Carattere del legame chimico
Quando due atomi modificano il proprio assetto elettronico per diventare più stabili, si forma un legame chimico. Quando la differenza di elettronegatività fra due atomi è elevata, gli elettroni si trasferiscono da un atomo all’altro, dando luogo a un legame ionico; quando la differenza di elettronegatività fra atomi è piccola, gli elettroni sono messi in compartecipazione fra gli atomi, dando luogo ad un legame covalente.
L’elettronegatività di un atomo varia leggermente in relazione all’atomo con cui si combina e con il numero di altri atomi; è stata costruita una scala che indica la percentuale del carattere ionico in base alla differenza di elettronegatività tra i due atomi che si combinano.
Si ha un legame covalente quando la differenza di elettronegatività fra i due atomi è inferiore a 1,67, si ha un legame ionico quando tale differenza è uguale o superiore a 1,67.
Legame ionico
Gli ioni hanno origine dagli atomi, per perdita o acquisto di elettroni.
La maggior parte delle proprietà dei composti ionici è spiegata ipotizzando un completo trasferimento di elettroni.
La forza elettrostatica, che tiene uniti due ioni, dovuta alle loro differenti cariche, è il legame ionico.
I composti ionici sono caratterizzati da elevati punti di fusione e dalla capacità di condurre elettricità allo stato fuso e in soluzione acquosa; tendono ad essere solubili in acqua e cristallizzano.
Legame covalente
Gli atomi che hanno elettronegatività uguale o simile tendono a reagire mettendo in compartecipazione gli elettroni; le coppie di elettroni condivisi costituiscono un legame covalente, rappresentato da una linea che unisce due elettroni.
I composti covalenti sono caratterizzati da punti di fusione bassi, non conducono elettricità e sono friabili.
Il legame covalente può essere:
• puro, quando si stabilisce tra atomi con la stessa elettronegatività o fra atomi uguali;
• polare, quando il legame covalente riguarda atomi con diversa elettronegatività; l’atomo più elettronegativo attrae il doppietto di legame più energicamente dell’altro e assume una parziale carica negativa (-), l’altro atomo ha invece una parziale carica positiva ( +).
I legami polari rendono polari le molecole; una molecola polare è detta dipolo ed ha una distribuzione di carica asimmetrica, il baricentro delle cariche positive non coincide col baricentro delle cariche negative.
Le sostanze costituite da molecole non polari sono gas o liquidi a basso punto d’ebollizione; le sostanze costituite da molecole polari hanno punti d’ebollizione più elevati e, in condizioni ambientali, sono solide.
Legami covalenti sigma () e pi greco ()
Quando l’orbitale di un atomo si sovrappone all’orbitale di un altro atomo, si forma un legame covalente, con la compartecipazione di una coppia di elettroni.
Nel caso di sovrapposizione di due orbitali s, si forma un legame molto forte, detto legame sigma (), che può essere formato anche dalla sovrapposizione di un orbitale s con un orbitale p.
Quando si sovrappongono due orbitali p, le possibilità esistenti sono due:
• se i due orbitali p si sovrappongono lungo il loro asse principale, si forma un legame ;
• se i due orbitali p si sovrappongono lateralmente, con i loro assi disposti paralleli, formano un legame pi greco ()
Legame dativo e legame di coordinazione
Un legame covalente tra due atomi si può stabilire anche quando gli elettroni provengono entrambi dallo stesso atomo, che funge da datore; l’atomo che riceve questo doppietto di elettroni è detto accettore e deve avere un orbitale libero per riceverlo.
Questo legame covalente è detto legame dativo e viene indicato con una freccia che va dal datore verso l’accettore.
Il legame di coordinazione è un legame che si stabilisce fra due molecole aventi l’una un atomo con un doppietto di elettroni disponibile e l’altra un atomo in grado di ricevere questo doppietto.
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