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Tavola periodica e legami chimici (con immagini), Appunti di Chimica

Tavola periodica (periodi e gruppi), proprietà degli elementi (raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività), metalli, semimetalli e non metalli. Legami chimici (ionico, covalente), rappresentazione configurazione elettronica, eccezioni alla regola dell'ottetto.

Tipologia: Appunti

2020/2021

In vendita dal 17/06/2023

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annaaj_ 🇮🇹

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Scarica Tavola periodica e legami chimici (con immagini) e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity! LA TAVOLA PERIODICA Ad oggi sono noti circa 118 elementi chimici, 24 dei quali sono stati prodotti in laboratorio (elementi artificiali). La più importante classificazione degli elementi è stata fatta nel 1869 dal chimico russo Dmitrij Mendelev, che decise di disporre tutti gli elementi noti al tempo (63) in righe orizzontali secondo la loro massa atomica crescente. Osservò che le proprietà degli elementi si ripetevano con regolarità periodica e ordinata, e per questo questa disposizione prese il nome di tavola periodica degli elementi (detta anche sistema periodico). Il termine “periodico” indica che, a intervalli regolari, si ritrovano elementi con comportamento chimico simile. La grande intuizione di Mendeleev fu prevedere che potessero esistere elementi ancora non scoperti e lasciare dei posti vuoti, poiché nessun elemento allora noto aveva le proprietà richieste per occupare quella posizione. Nel disporre gli elementi Mendeleev diede priorità alle proprietà chimiche anche quando l’ordine non seguiva precisamente l’ordine crescente della massa atomica. ES. Il tellurio (Te, Z=52) pur avendo massa atomica maggiore dello iodio (I, Z=53) lo precede perché le sue proprietà sono analoghe a quelle dello zolfo (16° gruppo), mentre quelle dello iodio sono analoghe al cloro e al bromo (17° gruppo). Si ipotizzò che non fosse la massa atomica il criterio per determinare le proprietà periodiche. Nel 1914 il fisico inglese Henry Moseley, sapendo che un atomo colpito da elettroni emette raggi X, verificò che la frequenza dei raggi emessi fosse direttamente proporzionale alla posizione nella tavola periodica di Mendeleev. In questo modo dimostrò che la massa atomica non era il criterio con cui disporre gli elementi nella tavola. - Nella tavola periodica gli elementi sono disposti per numero atomico (Z) crescente, ovvero secondo il numero di protoni presenti nell’atomo di ciascun elemento. Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano in modo periodico in funzione del numero atomico. - La tavola periodica si può dividere in quattro grandi blocchi, in base a quale tipologia di orbitale (s, p, d, f) occupa l’ultimo elettrone della configurazione elettronica di quel dato elemento. Elementi di uno stesso gruppo, con la stessa configurazione elettronica esterna, hanno proprietà chimiche simili. N.B. L’elio ha configurazione elettronica esterna ns2 ma non appartiene al gruppo II-A, bensì al VIII-A (s2p6). Questo perché è un gas monoatomico e ha proprietà simili ai gas nobili. La configurazione elettronica si può rappresentare in forma breve per atomi con Z>10, indicando dentro una parentesi quadra il simbolo del gas nobile che precede l’atomo e facendo seguire gli orbitali con il più alto valore di n. PROPRIETA’ DEGLI ELEMENTI Le proprietà degli elementi variano in modo abbastanza regolare da sinistra verso destra in un periodo e dall’alto verso il basso in un gruppo. Possiamo distinguere proprietà fisiche (densità e raggio atomico) e proprietà chimiche (energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività). RAGGIO ATOMICO Poiché non è possibile misurare il raggio di un atomo isolato, si calcola la distanza che separa i nuclei di due atomi uguali. L’unità di misura del raggio atomico è il picometro (1 pm = 10-12 m). - Se l’elemento è un metallo, il raggio (r) è la metà della distanza tra i centri di due atomi adiacenti. - Se l’elemento è un non metallo, il raggio è la metà della distanza tra due atomi uniti da un legame chimico. - Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo poiché gli elettroni che si aggiungono passando da un elemento all’altro vanno ad occupare orbitali dello stesso livello energetico (n). Allo stesso tempo, aumenta anche Z e quindi la grandezza del nucleo, che attrae con maggior forza gli elettroni degli orbitali esterni e porta ad una diminuzione progressiva del raggio atomico. - Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo poiché, passando da un periodo all’altro, gli elettroni occupano orbitali con livelli energetici (n) più alti e a maggiore distanza dal nucleo: ne consegue una diminuzione della forza attrattiva nucleo-elettroni. (in giù raggio atomico aumenta, a lato dimiuisce). ENERGIA DI IONIZZAZIONE Per allontanare un elettrone dall’atomo bisogna vincere la forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce tra i protoni del nucleo e gli elettroni. Per fare ciò serve una certa quantità di energia (elettrica, termica o luminosa), chiamata energia di prima ionizzazione (I1): la minima energia che si deve fornire a un atomo neutro allo stato gassoso per allontanare da esso un elettrone del livello energetico più esterno. L’unità di misura è kj/mol. Ovviamente, se allontaniamo un elettrone da un atomo neutro, questo si trasforma in uno ione positivo (catione = n° protoni > n° elettroni). - Immaginiamo uno ione X+ a cui è già stato sottratto un elettrone. Se volessimo allontanare un secondo elettrone, servirebbe una quantità di energia chiamata energia di seconda ionizzazione (I2), maggiore di quella usata per allontanare il primo elettrone. Può esistere anche una I3, una I4 e così via, sempre maggiori delle precedenti: I1 < I2 < I3 L’energia di ionizzazione aumenta sempre, perché l’allontanamento di un elettrone comporta un aumento della carica del nucleo e una diminuzione del raggio ionico, con conseguente aumento della forza attrattiva nucleo-elettrone esterno. AFFINITÀ ELETTRONICA L’affinità elettronica (F) è l’energia, sotto forma di calore, che si libera o che deve essere assorbita quando a un atomo neutro allo stato gassoso si associa un elettrone. - Valore negativo quando il processo è esotermico (diminuisce l’energia del sistema) - Valore positivo quando il processo è endotermico (aumenta l’energia del sistema) Uno ione negativo o anione è una specie chimica con un numero di protoni minore del numero di elettroni. - Quando è favorevole la formazione di un anione? Quando il processo è esotermico; quindi l’affinità elettronica è tanto più elevata quanto più piccolo è il suo valore numerico. Il raggio ionico dell’anione è maggiore (quasi il doppio) di quello del corrispondente atomo neutro perché il numero di protoni del nucleo è minore di quello degli elettroni e la forza di attrazione nucleo- elettrone più esterno è minore. ELETTRONEGATIVITÀ L’elettronegatività (En) è la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame (o elettroni di valenza). Sono i raggi atomici degli elementi che influenzano l’andamento dell’elettronegatività degli elementi. Gli elementi alcalini e alcalino-terrosi hanno minore elettronegativi, mentre gli alogeni sono i più elettronegativi. L’elemento più elettronegativo è il fluoro (4), poi l’ossigeno (3,5) e il carbonio (3). I LEGAMI CHIMICI Gli atomi con livelli energetici esterni incompleti, sono instabili e hanno un’alta energia. Per aumentare la loro stabilità e diminuire la loro energia formano legami chimici con altri atomi, modificando la loro configurazione elettronica esterna. I legami chimici sono forze attrattive che si stabiliscono tra gli elettroni del livello energetico esterno (elettroni di legame) e i nuclei di due o più atomi uguali o diversi. L’energia che si libera dopo la formazione di un legame chimico è detta energia di legame, ed è uguale all’energia necessaria per rompere lo stesso legame chimico. Esistono legami chimici primari (tra atomi) e legami chimici secondari (tra molecole o tra ione e dipolo). La configurazione elettronica esterni indica il numero di elettroni presenti nell’orbitale s (elementi del blocco s) oppure negli orbitali s e p (elementi del blocco p) con il più alto valore di n. RAPPRESENTAZIONE CONFIGURAZIONE ELETTRONICA Notazione s p: mette in evidenza il numero di elettroni presenti negli orbitali s e p del livello energetico esterno. Diagramma energia-orbitale: visualizza la disposizione degli elettroni negli orbitali s e p esterni. Notazione di Lewis: fa capire il tipo e il numero di legami che un atomo dei gruppi principali (blocchi s e p) può formare. I singoli elettroni sono indicati con un puntino (·) e una coppia di elettroni nello stesso orbitale si indica con due puntini (··) o con un trattino (—). Gli elementi del gruppo 18 (VIII A) sono allo stato di gas a temperatura ambiente e sono chiamati gas nobili. Sono molto stabili, e di conseguenza hanno una bassa tendenza a reagire con altri elementi. Questo grande stabilità è dovuta alla loro configurazione esterna: ns2 np6 (ottetto) Sapendo ciò, il chimico statunitense Gilbert N. Lewis (1875-1946) suppose che tutti gli atomi tendessero a raggiungere la configurazione esterna dei gas nobili, per avere bassa energia, bassa reattività ed elevata stabilità. Ogni atomo tenderà a raggiungere la configurazione elettronica esterna dell’ottetto mediante la formazione di legami chimici. ECCEZIONI ALLA REGOLA DELL’OTTETTO: - l’elio (1s2) è stabile pur avendo solo due elettroni perché ha un solo orbitale; - il berillio (1s2 2s2) e il boro (1s2 2s2 2p1) hanno rispettivamente due e tre elettroni di legame nel livello esterno e arrivano alla stabilità con quattro e sei elettroni (ottetto incompleto); - i non metalli che seguono il silicio hanno nel livello energetico esterno orbitali d disponibili, per cui intorno ad essi si possono sistemare più di otto elettroni (espansione dell’ottetto). LEGAMI CHIMICI PRIMARI avvengono tra atomi (uguali o diversi) e si formano con le seguenti modalità: - acquistando o cedendo elettroni da o verso un atomo. I due atomi coinvolti si trasformano in ioni di carica opposta tra cui si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica chiamata legame ionico. In questo modo si formano le unità formula. - condividendo uno o più elettroni di legame con altrettanti di un altro atomo dello stesso tipo (legame covalente omopolare) o diverso (legame covalente eteropolare). In questo modo che si formano le molecole. - condividendo elettroni di legame con cationi dello stesso tipo (legame metallico). In questo modo si formano gli elementi metallici. LEGAME IONICO Il legame ionico si realizza per trasferimento di uno o più elettroni da un atomo a un altro atomo, con la formazione di un catione e di un anione tra i quali si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica. Tra quali tipi di atomi si può formare un legame ionico? Atomi che hanno un’elevata tendenza a perdere elettroni (bassa energia di ionizzazione), in particolare gli elementi alcalini e alcalino-terrosi, trasferiranno facilmente elettroni ad atomi che hanno un’alta tendenza ad acquistarli (alta affinità elettronica), in particolare gli elementi del gruppo 16 e gli alogeni. Ad influenzare la formazione del legame ionico è la differenza di elettronegatività (ΔEn) tra gli atomi. Questo tipo di legame si forma tra atomi di metalli e non metalli tra i quali esiste un valore di ΔEn > 1,7. N.B. Tra berillio e alluminio e gli alogeni NON si stabilisce un legame ionico ma si forma un legame covalente polare. L’unità formula è una specie elettricamente neutra composta da ioni uniti da legame ionico. Indica il numero di ioni presenti. LEGAME COVALENTE Il legame covalente si forma soprattutto tra non metalli, quindi tra elementi che hanno la stessa o una piccola differenza di elettronegatività. Il legame si forma condividendo una o più coppie di elettroni (doppietti) in modo da far raggiungere ai due atomi una configurazione elettronica esterna stabile. La teoria del legame di valenza spiega la formazione di questo legame: il legame covalente si forma per sovrapposizione parziale di un orbitale incompleto di un atomo con un orbitale incompleto di un altro atomo. - Si forma così un orbitale di legame che contiene una coppia di elettroni con spin opposto che si muovono intorno ai nuclei dei due atomi. Gli elettroni di legame sono forniti da entrambi gli atomi (legame covalente omopolare/eteropolare) oppure dallo stesso atomo (legame covalente dativo). - Quando due atomi sono molto lontani, tra loro non si esercita nessuna forza di attrazione o di repulsione. Quando si avvicinano, si generano due tipi di forza: (1) forze attrattive tra il nucleo (+) di un atomo e l’elettrone (-) dell’altro; (2) forze repulsive tra i due nuclei e gli elettroni. - Esiste una distanza, chiamata distanza o lunghezza di legame (r), alla quale le forze attrattive e repulsive bilanciano e il sistema possiede la minima quantità di energia e la più alta stabilità.