Struttura e legami chimici: tavola periodica e legami chimici, Schemi e mappe concettuali di Scienze e tecnologie applicate

Scarica Struttura e legami chimici: tavola periodica e legami chimici e più Schemi e mappe concettuali in PDF di Scienze e tecnologie applicate solo su Docsity! LA TAVOLA PERIODICA nella tavola periodica di Mendeleev gli elementi sono ordinati per massa atomica e per le loro caratteristiche chimico-fisiche, mentre in quella attuale gli elementi sono ordinati per il numero atomico. La tavola è divisa in periodi e gruppi: • Elementi della stessa riga=periodo indicato da numeri ordinali da I a VIII dall’alto al basso • Elementi stessa colonna=gruppo che è indicato da numeri cardinali da 1 a 18 elementi: 8 gruppi numero affianco al simbolo: massa atomica numero atomico: Z identifica gli elementi e permette di ordinarli 118 elementi totali METALLI, NON-METALLI, SEMIMETALLI • i metalli (91) sono a sinistra e al centro • i non-metalli sono a destra, tranne l’idrogeno (non possiedono le capacità dei metalli) 5 solidi 1 liquido • i semimetalli/mettalloidi sono in mezzo tra gli altri due proprietà intermedie PROPRIETÀ DEI METALLI: lucentezza (capacità di riflettere) , conducibilità termica (capacità passare calore), conducibilità elettrica (passaggio di elettricità), duttilità (può essere ridotto in fili sottili e può spezzarsi), malleabilità (può essere lavorato e ridotto in lamine molto sottili) FAMIGLIE CHIMICHE le famiglie chimiche sono gruppi di elementi con caratteristiche simili: • metalli alcalini: ne fanno parte gli elementi del gruppo 1, tranne l’idrogeno, e questi elementi presentano al livello più esterno un solo elettrone in un orbitale s • metalli alcalini-terrosi: ne fanno parte gli elementi del gruppo 2, e i loro atomi hanno a livello più esterno due elettroni su un orbitale s • alogeni: ne fanno parte gli elementi del gruppo 17, e i loro atomi hanno 2 elettroni in un orbitale s e 5 in un orbitale p • gas nobili: ne fanno parte gli elementi nel gruppo 18, i loro atomi hanno 8 elettroni su orbitali s e p nell’ultimo livello, fatta eccezione per l’elio • metalli di transizione: ne fanno parte tutti gli elementi tra il gruppo 3 e 12 (40) = blocco d della tavola • lantanidi: sono i 14 elementi che vengono dopo il lantanio. I loro elettroni sono anche in orbitali 4f • attinidi: sono i 14 elementi che vengono dopo l’attinio. I loro elettroni sono anche in orbitali 5f LE PROPRIETÀ PERIODICHE si chiamano così le proprietà chimiche degli elementi poiché queste sono diverse per ogni periodo, ma si presentano simili in quello successivo. Il raggio atomico: metà della distanza tra il nucleo di un atomo e il nucleo di un altro atomo adiacente allo stesso elemento. Aumenta da destra a sinistra e dall’alto al basso l’energia di prima ionizzazione: la minima energia sufficiente a togliere un elettrone ad un atomo libero; cresce all’interno dei periodi (es. picco dei gas nobili, caduta nei metalli alcalini) affinità elettronica: energia che si sprigiona quando un atomo di un elemento in stato gassoso cattura un elettrone elettronegatività: è la forza di attrazione che un atomo esercita sugli elettroni di legame entrambi aumentano da sinistra a destra e dal basso verso l’alto composti con l’ossigeno: il legame tra ossigeno e l’altro elemento aumenta regolarmente composti con l’idrogeno: il legame tra idrogena e l’altro elemento aumenta e poi diminuisce regolarmente I LEGAMI CHIMICI: ELETTRONI DI LEGAME E SIMBOLI DI LEWIS I legami chimici si ottengono quando le forze elettriche di repulsione e di attrazione sono in equilibrio. Gli elettroni di legame sono quelli appartenenti ad orbitali di tipo s e p dell’ultimo livello occupato e che vengono impiegati per formare legami chimici. Questi elettroni di legame vengono rappresentati con i simboli di Lewis, che sono dei puntini. La regola dell’ottetto dice che tutti gli atomi quando si legano creano quello che viene chiamato guscio di valenza, che è una configurazione elettronica con 8 elettroni nell’ultimo livello occupato, che è la stessa dei gas nobili. IL LEGAME IONICO il legame ionico è l’insieme di forze elettriche che tengono uniti ioni positivi, cationi, e gli ioni negativi, anioni. Con i legami ionici, gli ioni si dispongono in modo ordinato e creano strutture ESEMPIO: molecola di diidruro di berillio (BeH2), nella quale tre atomi formano un angolo da 180°. l’atomo centrale ha solo 2 coppie di elettroni nei legami. La struttura triangolare o triangolare piana si presenta quando un atomo ha 3 coppie di elettroni nel guscio di valenza che si respingono. Le coppie di elettroni che formano legami doppi e tripli devono essere contate come una sola coppia di elettroni. Se ci sono legami multipli si vanno a modificare di conseguenza gli angoli di legame, anche se leggermente. Per ridurre gli angoli adiacenti le coppie di elettroni del doppio legame hanno bisogno di più spazio. STRUTTURE PIÙ COMPLESSE Struttura bipiramide trigonale e bipiramide tetragonale MOLECOLE POLARI E APOLARI Polari: hanno due distinte polarità a causa della distribuzione non simmetrica della carica elettrica Molecole polari  sostanze polari Apolari: non hanno distinte polarità data la distribuzione simmetrica della carica elettrica Molecole apolari  sostanze apolari FORZE TRA MOLECOLE: forze intermolecolari: sono le forze di attrazione che si stabiliscono tra le molecole delle sostanze covalenti. Le stesse forze sono indicate con il termine legami intermolecolari e sono state studiate da J.D van der Waals. FORZE DIPOLO-DIPOLO E FORZE DI DISPERSIONE DI LONDON Le molecole polari possiedono le forze di attrazione che sono di natura elettrica e si formano tra polo positivo e negativo di due molecole. Tutte le molecole vengono coinvolte affinché formino una ragnatela di legami. Le forze d’attrazione dipolo-dipolo sono le attrazioni che si stabiliscono tra molecole polari e sono di natura elettrica (stati condensati). Forze di dispersione di London: sono le attrazioni che si stabiliscono tra molecole apolari e sono di natura elettrica. In base al suo modello la possibilità che si formino dipoli istantanei aumenta con l'aumentare del numero di elettroni. Quindi, più sono gli elettroni che si possono spostare più sono polarizzate le molecole. LEGAME A IDROGENO: è l'attrazione che è presente tra molecole polari in cui un atomo con piccole dimensioni ma grande elettronegatività (azoto, ossigeno, fluoro) è legato ad uno di idrogeno. L'attrazione è di natura elettrica. SOSTANZE POLARI COME SOLVENTI: solubilità: acqua: più importante solvente polare. acqua+saccarosio=saccarosio si scioglie molecole di acqua: fortemente polari e attraggono il saccarosio fino a staccare le molecole dello stesso → ogni molecola di saccarosio è sempre circondata da alcune molecole di acqua (dipolari) il saccarosio si scioglie e per questo non è più visibile poiché le molecole del saccarosio si sono disperse nel solvente, nell'acqua. Le molecole del saccarosio si disperdono nel solvente e dato che attraggono molecole d'acqua sono chiamate molecole idratate. miscibilità: quando si miscelano due liquidi. Esempio: due liquidi polari (acqua e acetone) si mescolano perchè le molecole di entrambi i liquidi possono stabilire sia legami a idrogeno sia forze di attrazione dipolo-dipolo. LEGAME DI IONE DIPOLO acqua + cloruro di sodio= l'acqua esercita una forza di attrazione sul solido talmente forte da strappare al solido gli ioni. Finito il processo gli ioni si muovono liberi anche se sono circondate dalle molecole dell'acqua. LEGAMI IONE DIPOLO Se vediamo una sostanza ionica che si scioglie nell'acqua è perchè le forze di attrazione tra ioni del soluto e le molecole dell'acqua, che è solvente, si stabiliscono. SOSTANZE APOLARI COME SOLVENTI non sono miscibili una sostanza apolare e le molecole dell'acqua poiché non possono manifestarsi forze di attrazione tra sostanze apolari e molecole d'acqua. Non si mischiano, sono sempre distinguibili l'una dall'altra. Invece è possibile che una sostanza apolare si sciolga in un'altra apolare grazie alle forze di dispersione di london. DISSOCIAZIONE IONICA E REAZIONE DI IONIZZAZIONE con la dissoluzione di un solido ionico nella sostanza polare H2O si vanno a formare legami ione dipolo un esempio è quello della dissoluzione di cloruro di potassio KCL(s) → (acqua sopra la freccina) K+(aq)+Cl-(aq) NaCl → (acqua sopra la freccina) Na++C l'acqua non si comporta come un vero e proprio reagente. Si chiama dissociazione chimica ciò che avviene durante la dissoluzione delle sostanze ioniche in acqua. Le soluzioni acquose di composti ionici sono buoni conduttori di elettricità poiché sono presenti sia le molecole dell'acqua sia gli ioni. La reazione di ionizzazione è il fenomeno per il quale quando acqua e composti polari vengono a contatto generano ioni Hcl(g)+H2O(l) → H3O+(aq)+Cl-(aq) alcune molecole di H2O finiscono per urtare la molecola polare (Hcl) e facendo così si va a spezzare il legame H—Cl così che i due elettroni di legame rimangono sull'atomo che è maggiormente elettronegativo che si tramuta così in Cl-. IONE OSSONIO O IDRONIO L'atomo di idrogeno si lega con una molecola di acqua (H++H2O) diventando H3O. Nello ione risultante la coppia di elettroni libera, non impegnata nell'atomo di ossigeno va a formare un legame covalente dativo con lo ione H+. SOLUZIONI ELETTROLITICHE Sono le soluzioni che conducono corrente elettrica avendo ioni di carica opposta Elettroliti: le sostanze che formano degli ioni grazie ai processi di ionizzazione o dissociazione. Grazie ad una prova di conducibilità elettrica è possibile rilevare la presenza di ioni. Alcune sostanze sono in grado di sciogliersi semplicemente nell'acqua senza rilasciare ioni, due esempi possono essere quelli di glucosio e saccarosio. PROCESSO DI DISSOLUZIONE O SOLUBILIZZAZIONE DEL SACCAROSIO IN ACQUA: C12H22O11(s) → (acqua sopra la freccina) C12H22O11(aq)