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2 Tavola Periodica Lo schema complessivo della tavola periodica fu scoperto dal chimico russo Mendeleev nel Ordinò gli elementi in gruppi e periodi secondo i valori crescenti del loro peso atomico e tenendo conto delle analogie fra le loro proprietà chimiche

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4 la tavola periodica è divisa in blocchi, dall'ultimo sottolivello occupato in base al principio di Aufbau; gli elementi appartenenti ai blocchi s e p sono detti elementi dei gruppi principali. il numero del periodo di un elemento corrisponde al numero quantico principale del guscio di valenza dei suoi elettroni. il numero del gruppo corrisponde alla somma dei numeri degli elettroni s e p presenti nel guscio di valenza. Tutti i membri dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione di valenza (con valori differenti di n). H Li Na Be Mg orbitali s orbitali d orbitali p B Al C Si N P O S F Cl He Ne Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Ra Fr Ra Ac orbitali f Ce Th Pr Pa Nd U Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Lr

5 1/IA 1 2 2/IIA Gruppi I gruppi sono individuati da numeri romani e dalle lettere A o B 13/IIIA 18/VIIIA Periodi /IIIB 11/IB 6 7 I periodi sono individuati da numeri La Tavola Periodica degli Elementi è formata da 7 periodi e 18 gruppi

6 NOMI COMUNI DI ALCUNI GRUPPI

7 Periodicità delle proprietà Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica e mostrano una sorprendente periodicità: variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica Dimensioni degli atomi Energia di ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività

8 Raggio atomico: Metà della distanza tra atomi nel campione dell elemento Le dimensioni di un atomo sono determinate dalla distribuzione degli elettroni più esterni Non e possibile determinare sperimentalmente le dimensioni di un atomo isolato Diminuzione lungo il periodo Aumentando il numero di elettroni nello stesso guscio orbitalico aumenta l attrazione con i protoni nucleari causando una contrazione Aumento scendendo lungo il gruppo Si occupa un guscio orbitalico con numero quantico principale n maggiore e quindi più voluminoso raggi atomici

9 Raggi atomici per gli elementi di transizione - Da sinistra a destra lungo un periodo i raggi diminuiscono per i primi elementi, successivamente non c è variazione e verso la fine c è un aumento dei raggi atomici. - Elettroni dello strato ns + e - dello strato n-1 = aumento carica nucleare effettiva cancellato dalla repulsione degli e -

10 Gli ioni Gli atomi carichi elettricamente si dicono ioni e si parla di ioni positivi (cationi) o ioni negativi (anioni) a seconda della carica indicandoli con il valore ed il segno della carica in alto a destra del simbolo dell elemento H + 1e H - ANIONE H H + + 1e CATIONE

11 Energia di ionizzazione E la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dallo stato fondamentale di un atomo gassoso (formazione di un catione) l'energia di prima ionizzazione I è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro E gassoso: E(g) + I -> E + (g)+e - (g) energia necessaria = I l'energia di seconda ionizzazione I2 è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dal catione con carica elettrica unitaria: E + (g)+ I2 -> E 2+ (g) + e - (g) energia necessaria = I2 L E di ionizzazione è sempre positiva! Nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone e quindi bisogna fornire E per rimuoverlo!

12 L Energia di Ionizzazione aumenta spostandosi verso destra e verso l alto nella tavola periodica degli elementi aumenta nel periodo: atomi diventano più piccoli, gli elettroni sono più vicini ad un nucleo più fortemente carico diminuisce nel gruppo: perchè l'elettrone più esterno e più distante dal nucleo Le basse energie di ionizzazione giustificano il carattere metallico. Un elemento allo stato metallico è costituito da un insieme di cationi circondati da un mare di elettroni N. B. : Al diminuire del raggio atomico, aumenta l E di ionizzazione

13 Affinità elettronica E la variazione di energia che si verifica quando un atomo gassoso acquista un elettrone (formazione di anione) A(g) + e - -> A - (g) Si dice che un elemento ha una elevata affinità elettronica quando forma un anione in modo esotermico (rilascia energia) Gli atomi della maggior parte degli elementi hanno Affinità Elettronica < 0 Eccezioni: gas nobili, Be (2s 2 ), Mg (3s 2 ), N (2s 2 2p 3 ) Prova che ci sono delle configurazioni elettroniche relativamente più stabili

14 Elettronegatività tendenza di un atomo ad attrarre su di sè gli elettroni di un legame Elettronegatività Energia di ionizzazione + Affinità elettronica DIMINUZIONE AUMENTO

15 METALLI, NON METALLI e METALLOIDI Sono chiamati METALLI gli elementi con bassa affinità per l elettrone e basso valore della energia di ionizzazione: formano cationi sono elementi METALLICI quelli del primo e del secondo gruppo della tavola periodica gli elementi di transizione hanno carattere metallico si definiscono NON METALLI gli elementi del V-VII gruppo gli elementi del III gruppo hanno caratteristiche intermedie e vengono definiti elementi ANFOTERI

16 Il carattere metallico va in direzione opposta all elettronegatività metalli metalloidi non metalli

17 Alcuni degli elementi conosciuti

18 e il concetto di mole Il Numero di Avogadro

19 PESO MOLECOLARE Il peso molecolare di una sostanza è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza. H 2 O PA(H)=1,0 u.m.a. PA(O)=16,0 u.m.a. PM(H 2 O)=2 x 1,0 + 16,0 =18,0 u.m.a. NaCl PA(Na)=22,99 u.m.a. PA(Cl)=35,45 u.m.a. PM(NaCl)=22, ,45 =58,44 u.m.a. H 2 SO 4 massa molecolare = 2 1, , ,999 = 98,078 C 6 H 12 O 6 massa molecolare = 6 12, , ,999 =180,156

20 FORMULA CHIMICA E' una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. In tale accezione è anche nota come formula empirica o formula minima. NaCl -> 1:1 Al 2 O 3 -> 2:3 Questo è il tipo più semplice di formula chimica. Formula molecolare: è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi presenti in una molecola. H 2 O Formula di struttura: mostra come sono legati fra di loro gli atomi di una molecola. O H H

21 FORMULA MOLECOLARE La formula molecolare di un composto è un multiplo della sua formula empirica Formula empirica NO 2 Formula molecolare NO 2 N 2 O 4 N 3 O 6 (NO 2 ) n Si ha ovviamente Peso molecolare = n peso formula empirica Se da altre misure è noto il peso molecolare si ha n = peso molecolare peso formula empirica

22 Ad esempio se nel problema del calcolo della formula empirica di NO 2 si conoscesse che il peso molecolare del composto vale 92,0 92,0 n = = 14, ,0 2,00 E quindi la formula molecolare è (NO 2 ) 2 Ovvero N 2 O 4

23 MOLE E NUMERO DI AVOGADRO Una mole è definita come la quantità di una data sostanza che contiene un numero di particelle (atomi, molecole, etc) pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi di 12 C. Il numero di atomi in un campione di 12 g di 12 C è chiamato Numero di Avogadro N A =6,022 x UNA MOLE DI SOSTANZA CONTIENE SEMPRE LO STESSO NUMERO DI PARTICELLE, INDIPENDENTEMENTE DAL tipo di SOSTANZA. N A di particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

24 Una mole di particelle = un numero di Avogadro di particelle 1,0 mol di 6, atomi di carbonio = atomi di carbonio 1,0 mol di 6, = molecole di ossigeno molecole di ossigeno 1,0 mol di 6, elettroni = elettroni

25 MASSA MOLARE La massa molare di una sostanza è la massa (g) di una mole. (Per definizione il carbonio12 ha massa molare di 12 g) Le unità di massa molare sono g/mol. Per tutte le sostanze la massa molare in grammi è uguale al peso molecolare in u.m.a. 1,0 mol di atomi di Na = 6, = 22,99 g/mol Atomi di Na Moli X grammi = grammi 1 mol Grammi X 1 mol = moli grammi

26 Calcolo delle moli: n (moli) = massa in grammi (g) PM (peso molecolare) g/mol 1) grammi moli A quante moli corrispondono 10,0 g di C 2 H 5 OH? PM(C 2 H 5 OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare (o peso molecolare) = 46,1 g/mol 10,0 g n = = 46,1 g/mol 0,217 mol numero di moli (n) = massa( g) massa molare (g/mol)

27 2) Moli grammi Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI 2? PM(ZnI 2 )= 65, ,90 x 2= 319,2 u.m.a. Massa molare di ZnI 2 = 319,2 g/mol Peso = 0,0654 mol x 319,2 g/mol= 20,9 g

28 Massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl= 35,5 g/mol 1 mole contiene N A =6,022x10 23 molecole/mol massa atomo Cl = 35,5 g/mol = 5, , atomi/mol -23 g/atomo

29 Numero di molecole per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 3,46 g n HCl = = 36,5 g/mol 0,0948 mol Numero di molecole = 0,0948 mol x 6, molecole/mol = 5, molecole

30 Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola massadi A nel totale massa % A = 100 massa totale

31 Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH 2 O PA(C)= 12,0 PA(H)= 1,01 PA(O)= 16,0 PM(CH 2 O)=12,0 + 2 x 1, ,0 = 30,0 massa 12,0 g % C = 100 = 40,0 % 30,0 g massa 2 1,01 g % H = 100 = 6,73 % 30,0 g massa 16,0 g % O = 100 = 53,3 % 30,0 g 1 mole 30,0 g N.B. % O = 100% -40,0% -6,73%= 53,3%

32 Problemi: 1) Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH 2 O? Dal problema precedente abbiamo visto che il carbonio costituisce il 40% della massa totale. massa di C massa di C massa % C = 40,0 = 100 = 100 massa totale 83,5 g 83,5 g massa di C = 40,0 = ,4 g

33 Determinazione della formula empirica Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula empirica del composto? N O 0,483 g 14,0 g/mol 1,104 g 16,0 g/mol = 0,0345 mol = 0,0690 mol N 0,0345 O 0,0690? Per ottenere i numeri interi più piccoli si divide ciascun numero di moli per il più piccolo tra quelli ottenuti prima 0,0345 N = 1,00 0,0345 La formula empirica è NO 2 0,0690 O = 2,00 0,0345 Si noti che NON è possibile conoscere la formula molecolare ESATTA, perché potrebbe essere: NO 2 N 2 O 4 N 3 O 6...

34 Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 42,8% O Quale è la sua formula empirica? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 17,5 g di Na, 39,7 g di Cr e 42,8 g di O Na 17,5 g 23,0 g/mol 39,7 g 42,8 g = 0,761 mol Cr = 0,763 mol 52,0 g/mol O = 2,68 mol 16,0 g/mol più piccolo 0,761 Na = 1,00 0,761 2 = 2,00 0,763 Cr = 1,00 0,761 2 = 2,00 Na 2 Cr 2 O 7 O 2,68 = 0,761 3,52 2 = 7,04

35 Il 2-desossiribosio, uno zucchero costituente il DNA, è costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno. Un chimico vuole determinare la sua formula empirica per combustione ed ottiene una percentuale in massa di carbonio pari al 44,77% di C e pari al 7,52% di H. Quale è la formula empirica del 2-desossiribosio? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,52 g di H e (100-44,77-7,52) = 47,71 g di O C 44,77 g 12,01 g/mol 7,52 g 47,71 g = 3,727 mol H = 7,46 mol 1,01 g/mol O = 2,982 mol 16,0 g/mol più piccolo 3,727 C = 1,25 2,982 4 = 5,00 7,46 H = 2,50 2,982 4 = 10,0 C 5 H 10 O 4 O 2,982 = 2,982 1,00 4 = 4,00

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