Università Telematica Guglielmo Marconi

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1 Università Telematica Guglielmo Marconi GGGGG CF Chimica 1

2 Elettrochimica e chimica sistematica 2

3 Argomenti Gli argomenti trattati nella seguente unità didattica sono: L elettrochimica e i suoi principi e le sue applicazioni Il funzionamento delle pile e degli elettrodi La forza elettromotrice e i potenziali standard L equazione di Nerst L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa - Le leggi di Faraday - La cella elettrolitica La chimica sistematica e la tavola periodica - Le proprietà dei metalli, dei non metalli e dei metalloidi - I principali gruppi degli elementi chimici 3

4 Obiettivi Dopo aver studiato questa unità didattica lo studente dovrà : Saper descrivere il funzionamento degli accumulatori quali pile nichel-cadmio e zinco carbone nonché il funzionamento di un elettrodo Saper descrivere la forza elettromotrice il suo significato in elettrochimica Poter riconoscere le reazioni redox e identificare l elemento ossidante e quello riducente Poter ricavare il E per le reazioni redox Saper applicare l equazione di Nerst Essere in grado di descrivere le Leggi di Faraday Saper spiegare il processo di elettrolisi e il funzionamento di una cella elettrolitica Sapersi orientare sulla tavola periodica Essere in grado di descrivere le proprietà degli elementi e saper relazionare proprietà dell elemento e posizione nella tavola 4

5 Introduzione La presente unità didattica propone allo studente lo studio dell elettrochimica partendo da spunti di ordine pratico. È infatti sempre importante saper riportare gli elementi didattici che si imparano in un contesto pratico così come è altrettanto importante saper far emergere i concetti generali che sottostanno agli esempi pratici. Lo studio dell elettrochimica riporta entrambi questi aspetti poiché si passa continuamente dalla descrizione del funzionamento di oggetti di uso comune, come ad esempio le pile, all enunciazione di leggi fisiche (come quella di Faraday) e alla loro espressione matematica (come l equazione di Nerst). Infine, lo studio dei principali caratteri degli elementi chimici, ci avvicina ad un altra tipologia di chimica, la chimica descrittiva, che, sebbene attualmente assuma un ruolo minore rispetto a quella sperimentale, non deve essere trascurata. 5

6 Elettrochimica L'elettrochimica studia quelle reazioni in cui viene prodotta o consumata energia elettrica. Le reazioni interessate sono quelle in cui c'è scambio di elettroni vale a dire reazioni di ossido-riduzione. Ogni reazione di ossidoriduzione spontanea può consentire, in linea di principio, di produrre energia elettrica, grazie al flusso di elettroni che vengono trasferiti dal riducente (che si ossida) all ossidante (che si riduce), Sebbene questi fenomeni avvengano in modo caotico sviluppando calore, è possibile realizzare un circuito in cui la soluzione dell ossidante e quella del riducente sono separate tra loro e gli elettroni passano dall una all altra attraverso un conduttore metallico esterno, generando così una corrente elettrica. Questo circuito, costituisce una pila elettrica e consente di trasformare energia chimica in energia elettrica per mezzo di una reazione che avviene spontaneamente (forza elettromotrice positiva). Operando la trasformazione opposta, si realizza invece un processo chiamato elettrolisi, caratterizzato da una reazione che procede nel verso opposto rispetto a quella spontanea, e che richiede un apporto di energia dall esterno per avvenire (forza elettromotrice negativa). 6

7 La pila Immergendo una sbarretta di Zn in acqua notiamo che alcuni ioni del metallo passano in soluzione e si ha la reazione: Zn (s) Zn e- Gli elettroni non passano nella fase acquosa ma restano nello zinco che si carica negativamente mentre la fase acquosa positivamente stabilendo una differenza di potenziale tra metallo (negativo) e soluzione (positiva). La differenza di potenziale tra soluzione ed elettrodo (zn metallico) non può essere misurata direttamente, ma solo valutata rispetto ad un elettrodo di riferimento cui viene attribuito potenziale zero. 7

8 La pila Consideriamo la pila formata da una lamina di zinco immersa in una soluzione di un sale di zinco (ZnSO 4 ) e da una lamina di rame immersa in una soluzione di un sale di rame (CuSO 4 ). Le due soluzioni sono separate ma un ponte salino consente il passaggio degli ioni. Ciascuno dei due sistemi elettrodo/soluzione rappresenta una semicella (o semielemento). Lo zinco a parità di condizioni manda in soluzione ioni Zn 2+ in quantità maggiore rispetto agli ioni Cu 2+ del rame per cui nella pila l elettrodo di zinco sarà negativo e quello di rame positivo. In una pila abbiamo sempre anodo: elettrodo negativo e in cui si ha ossidazione catodo: elettrodo positivo e in cui si ha riduzione Schema di una pila 8

9 La pila La reazione di ossidoriduzione alla base del funzionamento della pila avviene solo se i due semielementi presentano due collegamenti: Collegamento elettrico affinché avvenga il flusso di elettroni Collegamento ionico costituito da un ponte salino e necessario perché con il procedere del processo, la soluzione anodica si carica positivamente (formazione di ioni Zn 2+ ), quella catodica negativamente (scomparsa di ioni Cu 2+ ) e ciò bloccherebbe il funzionamento della pila. Il ponte salino (es. KCl), che lascia passare ioni SO 2-4 dalla soluzione catodica a quella anodica ristabilisce la neutralità elettrica. In una cella gli elettroni si spostano dall anodo al catodo (es: Pila di Daniel) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e- ossidazione anodo Cu 2+ (aq) + 2e- Cu(s) riduzione catodo Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) reazione della cella Notate che la somma delle due semireazioni è la reazione redox netta detta reazione della cella. 9

10 Elettrodi La pila Consideriamo due tipi di elettrodi Elettrodo inerte: costituito da una barra di metallo inerte (di solito platino, Pt o oro, Au) immerso in una soluzione contenente due ioni legati da una semireazione redox : Fe 3+ (aq) + e- Fe 2+ (aq) Elettrodo a gas: costituito da una barra di metallo inerte (Pt o Au) immersa in una soluzione contenente uno ione in equilibrio con il suo gas. L esempio più comune è elettrodo ad idrogeno: H 2 (g) 2H + (aq) + 2e- Notate che il platino non partecipa in nessuno dei due casi alla reazione di cella ma serve solo per trasferire gli elettroni dalla semicella al circuito. Schema di un elettrodo ad idrogeno 10

11 La pila Diagramma di Cella Il diagramma di cella viene utilizzato per schematizzare graficamente la disposizione degli elettrodi della pila. Ad esempio nella pila di Daniel (-) Zn (s) l Zn ++ (aq) llcu ++ (aq) l Cu (s) (+) Dove la stanghetta singola l indica l interfaccia fra elettrodo e soluzione la doppia stanghetta l l indica il ponte salino Per convenzione a sinistra si scrive il compartimento anodico e a destra quello catodico Per gli elettrodi a gas, il gas è separato dallo ione in soluzione da una barretta verticale (separazione di fase gas-liquido) Per gli elettrodi inerti i due ioni in soluzione sono separati da una virgola 11

12 La forza elettromotrice e i potenziali standard Forza Elettromotrice La forza elettromotrice (f.e.m. o E) è definita come la differenza di potenziale che si stabilisce tra le due semicelle in assenza di passaggio di corrente e fornisce un indicazione quantitativa della probabilità che nella cella avvenga una certa reazione di ossidoriduzione. Quindi un valore positivo della f.e.m indica che la reazione redox corrispondente è spontanea. In condizioni standard, E cella = E riduzione -E ossidazione Il potenziale standard di riduzione (E ) è il potenziale della semicella considerata misurato in condizioni standard rispetto alla semicella standard ad idrogeno, per esempio, e fornisce un indicazione sulla tendenza delle varie specie a dare ossidazione o riduzione. Esiste anche il potenziale di ossidazione di una data specie nella sua forma ridotta ed è legato a quello di riduzione E ossid (semireazione) = -E riduz (semireazione opposta) Per convenzione ci si riferisce solo ai potenziali di riduzione 12

13 La forza elettromotrice e i potenziali standard Potenziale Standard Quanto più positivo è il valore di E, tanto più facilmente la coppia redox tenderà a ridursi quindi in una cella si avrà riduzione nella semicella con un valore di E più positivo (catodo) ed ossidazione nell altra (anodo). Consideriamo le reazioni di: Cu e- Cu E = 0,34 V 2H + + 2e- H 2 (g) E = 0,00 V Zn e- Zn E = - 0,76 V Dal confronto dei valori di potenziale, si può prevedere che in condizioni standard: in una pila ottenuta collegando rame/idrogeno il rame funge da catodo e dà riduzione(e = 0,34 V), l idrogeno funge da anodo e dà ossidazione (E = 0,00 V) in una pila ottenuta collegando idrogeno/zinco l idrogeno funge da catodo e dà riduzione (E = 0,00 V), lo zinco funge da anodo e dà ossidazione (E = - 0,76 V) in una pila ottenuta collegando rame/zinco il rame funge da catodo e dà riduzione (E = 0,34 V), lo zinco funge da anodo e dà ossidazione (E = - 0,76 V) 13

14 Equazione di Nerst L equazione di Nerst permette, noto il potenziale standard di una reazione di ossidoriduzione ad una certa temperatura, di ricavare il potenziale della stessa reazione quando le concentrazioni delle specie coinvolte sono diverse da 1. Per una generica reazione di riduzione Dove Oss + ne- Rid a 25 C possiamo scrivere E = potenziale in condizioni diverse da quelle standard E = potenziale standard di riduzione n = elettroni acquistati E = E 0,0591 n log [ Rid] [ Oss] [Rid] e [Oss] = concentrazioni della forma ridotta e ossidata 14

15 Equazione di Nerst Applicando l equazione di Nernst ad una generica reazione di ossidoriduzione: aa + bb cc + dd (g) (A, B, C in soluzione, D gas) si ottiene: c d [ C] PD a [ ] [ ] RT E = E log nf A B b E = E 0,0591 n log c d [ C] PD [ A] a [ B] b Se le concentrazioni e le pressioni di tutte le specie che partecipano alla reazione sono unitarie, cioè siamo in condizioni standard, il termine logaritmico si annulla ed E coincide con E.Notate inoltre che, per convenzione, la concentrazione dei solidi viene considerata unitaria, mentre per le specie gassose si indica la loro pressione parziale. 15

16 Relazione fra f.e.m. e costante di equilibrio Si può dimostrare che la variazione di energia libera di una reazione è strettamente correlata al lavoro utile massimo della reazione a T e P costanti: G = W max In una cella voltaica il lavoro è prevalentemente quello elettrico, -nfe cella, e riferendosi alle condizioni standard avremo che Δ 0 0 G = nfe cella Inoltre dalla fem standard di una cella si può ottenere la costante di equilibrio della reazione di cella: ΔG 0 = RT lnk Quindi sostituendo nfe 0 = RT lnk cella RT E 0 = lnk = cella nf 2,303RT nf logk A 25 C abbiamo dei valori di T e sostituendo anche F ne 0 cella = 0, ,0592 Ecella log K n K = 10 16

17 Pile Zinco-Carbonio (Pile Leclanché) La reazione anodica è l ossidazione dello zinco Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e- La reazione catodica è complessa e una delle reazioni principali è MnO 2 (s) + 2 NH 4+ (aq) + 2 e- Mn 2 O 3 (s) + 2 NH 3 (aq) + H 2 O(l) L ammoniaca che si forma al catodo reagisce con parte degli ioni zinco prodotti all anodo creando il seguente ione Zn(NH 3 ) 2+ 4 Vantaggi: basso prezzo non fuoriuscita di materiale Svantaggi: scarica rapida con forti consumi di corrente Sezione di una pila a zinco-carbonio 17

18 Pile Alcaline (a voltaggio costante) Ha come reagenti lo zinco e MnO 2 in condizioni basiche Reazione anodica Zn(s) + 2 OH - (aq) Zn(OH) 2 (s) + 2 e- Reazione catodica MnO 2 (s) + H 2 O(l) + 2 e- Mn 2 O 3 (s) + 2OH - (aq) Il voltaggio è di circa 1,54V Caratteristiche: vita abbastanza lunga fornisce correnti relativamente altreper tempi maggiori rispetto a una pila zinco-carbonio Sezione di una pila alcalina 18

19 Pila a combustibile idrogeno-ossigeno Anodo: H 2 (g) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O(l) + 2 e- Catodo: O 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 4 e- 4 OH - (aq) Vantaggi: non si deve sostituire il materiale degli elettrodi il combustibile può essere fornito in continuazione Svantaggi: alti costi dimensioni grandi Sezione di una pila a combustibile idrogeno-ossigeno 19

20 L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa Elettrolisi Si chiama elettrolisi l insieme dei fenomeni che avvengono in una soluzione elettrolitica in seguito a passaggio di corrente elettrica e che trasformano l energia elettrica in energia chimica. Contrariamente al caso delle pile si deve fornire energia per far avvenire una reazione redox. Applicando una differenza di potenziale ad un conduttore a conduzione ionica si osserva l esistenza di una soglia di potenziale, al di sotto della quale non si ha passaggio di corrente. Tale soglia è in relazione con la forza elettromotrice della pila, che procede nel verso opposto rispetto alla reazione che si vuole realizzare ed è detta per questo forza contro elettromotrice. Essa rappresenta il valore minimo da applicare perché si abbia elettrolisi. 20

21 L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa Leggi di Faraday Faraday condusse uno studio sistematico dell'elettrolisi ed enunciò le sue due leggi dell'elettrolisi: 1. la quantità di sostanza prodotta o decomposta durante un processo di elettrolisi è direttamente proporzionale alla quantità di carica elettrica che ha attraversato la cella elettrolitica; 2. a parità di quantità di carica elettrica, la quantità di massa prodotta o decomposta durante un processo di elettrolisi è proporzionale ai pesi atomici degli elementi stessi, eventualmente divisi per fattori interi (massa equivalente). L'osservazione di questi due fenomeni permise di ipotizzare la natura discontinua dell'elettricità. 21

22 L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa Regole dell Elettrolisi Per effettuare correttamente l'elettrolisi bisogna conoscere le seguenti regole: 1. gli ioni H + scavalcano gli ioni dei metalli che precedono l'idrogeno nella scala redox, si riducono al catodo passando allo stato atomico e sviluppando idrogeno molecolare; 2. gli ioni dei metalli che precedono l'idrogeno nella scala redox sono scavalcati al catodo dagli ioni di idrogeno; 3. gli ioni dei metalli che seguono l'idrogeno nella scala redox lo scavalcano, si riducono al catodo diventando atomi neutri e depositandosi su di esso; 4. il residuo alogenico Cl -, in soluzioni concentrate, scavalca gli ioni ossidrilici, raggiunge l anodo dove si ossida e si scarica sviluppando cloro gassoso; 5. i residui alogenici degli ossiacidi, all'anodo vengono scavalcati dagli ioni ossidrilici che si scaricano e reagiscono a due a due formando acqua e ossigeno; 6. gli ioni ossidrilici scavalcano i residui alogenici e gli ioni fluoro e si ossidano formando acqua e ossigeno. 22

23 L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa Cella Elettrolitica Per cella elettrolitica si intende una cella in cui una corrente applicata fa avvenire una reazione chimica non spontanea vale a dire una cella in cui avviene una elettrolisi L elettrolisi è utile per preparare di alcuni elementi molto riducenti e difficilmente ottenibili per via chimica, quali Na + + e- Na(s) Mg e- Mg(s) In una cella elettrolitica: Al e- Al(s) E 0 Na + /Na=-2,71V E 0 Mg 2+ /Mg=-2,36V E 0 Al 3+ /Al=-1,68V non è necessario far avvenire separatamente le due semireazioni la polarità degli elettrodi è imposta dalla sorgente esterna di corrente elettrica Esistono due tipi di elettrolisi: elettrolisi di sali fusi elettrolisi di soluzioni acquose di sali Infine ricordate che in una cella elettrolitica le polarità sono invertite rispetto ad una cella voltaica. 23

24 Elettrolisi di sali fusi L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa Nell elettrolisi di sali fusi le possibili semireazioni sono quelle che interessano gli ioni che formano il sale. Ad esempio la cella elettrolitica per l elettrolisi di NaCl fuso è schematizzata a lato.i due elettrodi sono inerti ( platino o grafite) e vengono immersi in una soluzione di NaCl fuso. Gli elettrodi sono connessi ad un generatore di corrente elettrica o batteria. Reazione anodica: Cl - (l) ½Cl 2 (g) + e- E 0 Cl 2 /Cl - =1.36V Reazione catodica: Na + (l) + e- Na(s) - E 0 Na + /Na=2.71V Reazione totale: Na + (l) + Cl - (l) Na(s) + ½ Cl 2 (s) E 0 cella=4.07v Notate che questi valori numerici si riferiscono a condizioni standard e quindi sono solo un approssimazione Cella elettrolitica per l elettrolisi di NaCl fuso 24

25 L elettrolisi di sali fusi e in soluzione acquosa In questo caso bisogna considerare anche le possibili reazioni che coinvolgono l acqua. L acqua può dare sia una semireazione di riduzione 2H 2 O(l) + 2e- H 2 (g) + 2OH - (aq) E 0 H 2 O/H 2 =-0,83V che una di ossidazione 2H 2 O(l) O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e- -E 0 O 2 /H 2 O=-1,23V Nel caso di una soluzione acquosa di NaCl avremo anche Rid: Na+(aq) + e- Na(s) E 0 Na+/Na=-2,71V ox: Cl - (aq) ½Cl 2 (s) + e- -E 0 Cl 2 /Cl-=-1,36V Si riducono e si ossidano solo le specie con potenziale di ossidazione maggiore quindi al catodo si ridurrà l H 2 O mentre all anodo si ossiderà il Cloro perché la piccola differenza di potenziale tra i due viene annullata Cella elettrolitica per NaCl in soluzione acquosa 25

26 La chimica sistematica e la tavola periodica Gli elementi chimici nella tavola periodica Una prima divisione sistematica degli elementi della tavola periodica si basa sul loro carattere metallico o non metallico I metalli sono caratterizzati da: - basse energie di ionizzazione - affinità elettroniche positive e piccole - bassa elettronegatività Essi hanno la tendenza a perdere gli elettroni di valenza formando cationi: Andamento delle proprietà degli elementi nella tavola periodica Na + Ca 2+ Al 3+ 26

27 La chimica sistematica e la tavola periodica Gli elementi chimici nella tavola periodica I non-metalli sono caratterizzati da: - elevate energie di ionizzazione - affinità elettroniche negative e grandi - elevata elettronegatività Essi hanno la tendenza ad acquistare elettroni formando anioni monoatomici ed ossanioni: Cl - Br - S 2- NO - 3 SO 2-4 ClO - 4 Andamento delle proprietà degli elementi nella tavola periodica 27

28 La chimica sistematica e la tavola periodica Carattere degli elementi chimici e posizione nella tavola periodica Gli elementi con caratteristiche esclusivamente metalliche si trovano all estrema sinistra della tavola periodica( gruppi IA e IIA), Gli elementi con caratteristiche esclusivamente/non-metalliche si trovano all estrema destra della tavola periodica (gruppi VII e VIII). Dal gruppo IIIA al gruppo VIIA nei gruppi sono presenti alcuni elementi che hanno caratteristiche intermedie tra i metalli e i nono metalli, questi elementi sono detti metalloidi. Tutti questi gruppi sono contrassegnati dalla lettera A e sono detti elementi significativi. Gli elementi compresi nei gruppi B, posti al centro della tavola sono detti elementi di transizione, hanno caratteristiche prevalentemente metalliche. Gli elementi compresi nelle due lunghe righe a parte sono detti elementi di transizione interni (lantanidi e attinidi) 28

29 La chimica sistematica e la tavola periodica Gli elementi azzurri hanno caratteristiche prevalentemente metalliche Gli elementi rossi hanno caratteristiche non metalliche Gli elementi viola hanno caratteristiche intermedie (metalloidi) 29

30 La chimica sistematica e la tavola periodica Stati di ossidazione dei metalli Lo stato di ossidazione degli elementi metallici corrisponde al numero del gruppo e ossia al numero degli elettroni di valenza che perdono quando formano ioni. Stati di ossidazione dei metalli 30

31 La chimica sistematica e la tavola periodica Stati di ossidazione dei metalli I metalli più pesanti (periodo 5 o 6) possono mantenere i due elettroni s di valenza e dare stati di ossidazione pari al numero del gruppo meno due. Stati di ossidazione dei metalli pesanti 31

32 La chimica sistematica e la tavola periodica Stati di ossidazione dei non metalli I non-metalli (eccetto gli elementi più elettronegativi, come F e O) sono caratterizzati da molti numeri di ossidazione, compresi tra: - il numero del gruppo (n d ossidazione più alto) -tutti gli elettroni di valenza persi - numero del gruppo -8 -acquisto di elettroni fino al gas nobile successivo VII A da +7 a -1 VI A da +6 a -2 V A da +5 a -3 Stati di ossidazione dei non-metalli e relativi ioni 32

33 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IA Gli elementi del Gruppo IA della tavola periodica sono chiamati metalli alcalini. Hanno spiccate proprietà metalliche quali:lucentezza, forte reattività, basso punto di fusione, scarsa durezza. Hanno conformazione ns 1 nel loro orbitale di valenza, tendono pertanto a formare monocationi solubili in acqua (Li +, Na +, K +, Rb + e Cs +) in presenza di H 2 O forniscono idrossidi e liberano idrogeno molecolare Es:2 Li(s) + 2H 2 O(l) 2 LiOH(aq) + H 2 (g) La reazione è caratterizzata da un ΔH molto elevato, tanto che può capitare che l H 2 si incendi. La reattività aumenta scendendo lungo il gruppo perché con la diminuzione l energia di ionizzazione e l elettrone esterno viene perso più facilmente. 33

34 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IA Sono chiamati alcalini perchè formano ossidi basici di formula (M 2 O) che reagiscono con acqua danno idrossidi (cioè basi forti) 2 Li(s) + ½O 2 (g) Li 2 O(s) Li 2 O(s) + H 2 O(l) 2 LiOH(s) 2 Li OH - A causa della loro elevata reattività non si trovano mai come metalli liberi in natura ma come cationi in Sali Grazie al loro basso potenziale di riduzione sono utilizzati in chimica sperimentale nelle reazioni di elettrolisi dei loro sali fusi NaCl(l) Na(s) + ½Cl 2 (g) elettrolisi 34

35 La chimica sistematica e la tavola periodica Tavola riassuntiva del gruppo IA 35

36 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IIA Gli elementi del gruppo IIA sono chiamati metalli alcalino terrosi. Sono caratterizzati da una minor reattività rispetto ai metalli alcalini, da una maggior durezza e da un punto di fusione più alto. Hanno conformazione elettronica ns 2 pertanto tendono a formare bicationi solubili in H 2 O (Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.) In presenza di acqua formano idrossidi e liberando idrogeno molecolare ma in maniera meno violenta dei metalli alcalini: Ca(s) + 2H 2 O(l) 2 CaOH 2 (aq) + H 2 (g) 36

37 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IIA Anch essi hanno caratteristiche alcaline perché formano ossidi basici, cioè basi forti Ca(s) + ½O 2 (g) CaO(s) CaO(s) + H 2 O(l) CaOH 2 (s) Ca OH - Così come i metalli alcalini, gli alcalino terrosi non esistono liberi in natura e possono essere preparati per elettrolisi dei cloruri o per riduzione dell ossido con un metallo che formi ossidi più stabili. Elettrolisi del cloruro di magnesio 37

38 La chimica sistematica e la tavola periodica Tavola riassuntiva del gruppo IIA 38

39 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IIIA Gli elementi del gruppo IIIA hanno caratteristiche piuttosto differenti tra di loro, in particolare si osserva una chiara tendenza all aumento del carattere metallico scendendo lungo il gruppo dal boro al tallio. Hanno configurazione elettronica ns 2 np 1 Il boro forma legami covalenti con stato di ossidazione +3. Gli altri elementi hanno la tendenza a perdere i tre elettroni di valenza dando tricationi (Al 3+, Ga 3+, In 3+,Tl 3+ ). L alluminio può anche formare legami covalenti polari. Gli elementi più pesanti, dal gallio in poi, possono perdere solo l elettrone p dando monocationi (Ga +, In +,Tl + ) la cui stabilità aumenta scendendo lungo il gruppo: lo stato di ossidazione +1 è il più stabile per il tallio.. 39

40 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IIIA Sono metalli che danno ossidi ( M 2 O 3,) con carattere anfotero per i primi due elementi, Al e Ga, e basico per i due successivi, In e Tl. Fa eccezione il Boro che è un metalloide e che si comporta come un non-metallo, anch esso forma un ossido, B 2 O 3. Il suo idrossido, B(OH) 3, è un acido, l acido borico, la cui formula spesso si indica come H 3 BO 3 e che ha proprietà antisettiche. L alluminio reagisce con gli alogeni per dare alogenuri di alluminio, che sono acidi di Lewis molto reattivi utilizzati in chimica organica come catalizzatori. 40

41 La chimica sistematica e la tavola periodica Tavola riassuntiva del gruppo IIIA 41

42 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IVA Così come i precedenti,anche gli elementi del gruppo IV mostrano una tendenza ad un maggior carattere metallico scendendo lungo il gruppo dal Carbonio al Piombo. Il Carbonio, è un non-metallo, i successivi due Silicio e Germanio sono metalloidi, mentre gli ultimi due, stagno e piombo, sono metalli.hanno una configurazione elettronica di valenza ns 2 np 2 IL Carbonio forma legami covalenti forti con altri atomi di carbonio per formare una gran varietà di catene ed anelli caratteristici dei composti organici. Carbonio, Silicio e Germanio formano quattro legami covalenti, più raramente talvolta due.stagno e Piombo tendono a perdere tutti e quattro gli elettroni di valenza oppure soltanto i due elettroni np 2 e a formare composti con stato di ossidazione +4 e +2. Elementi del gruppo IV 42

43 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo IVA Il carbonio e il silicio formano molti composti covalenti a geometria tetraedrica impiegando orbitali ibridi sp 3. Tutti gli elementi del gruppo formano ossidi di formula generale EO 2 Come il biossido di carbonio (CO 2 ) e la silice (SiO 2 ) Struttura della silice 43

44 La chimica sistematica e la tavola periodica Tavola riassuntiva del gruppo IVA 44

45 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo VA Anche gli elementi del gruppo VA acquisiscono gradualmente caratteristiche VIIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA He metalli che scendendo lungo il gruppo. Essi passano da non metalli (azoto, B C N O F Ne fosforo) a semimetalli (arsenico, antimonio) e infine a metalli (bismuto). IIB Al Si P S Cl Ar Gli stati di ossidazione più comuni sono Ga Ge As Se Br Kr 3, +3 e +5 Formano ossidi con formule minime E 2 O 3 ed E 2 O 5 con stati di ossidazione +3 e +5. In Tl Sn Pb Sb Bi Te Po I At Xe Rn Elementi del gruppo V 45

46 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo VA L azoto esiste come molecola biatomica gassosa N 2, che costituisce circa il 78% dell atmosfera. A causa del suo triplo legame tale molecola è molto poco reattiva. Il fosforo è presente in natura in tre diverse forme allotropiche: fosforo bianco, fosforo rosso e fosforo nero L arsenico e l antimonio sono solidi friabili, e il bismuto è un metallo. Struttura atomica del fosforo bianco e rosso 46

47 La chimica sistematica e la tavola periodica Anche gli elementi del gruppo VIA acquisiscono gradualmente caratteristiche metalli che scendendo lungo il gruppo. Essi passano da non metalli Ossigeno, Zolfo, Selenio, a semimetalli Tellurio e infine a metalli Polonio Gli stati di ossidazione più comuni sono 2, +4 e +6. Tutti gli elementi formano idruri di formule H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te e stato di ossidazione 2. L elemento di gran lunga più importante è l Ossigeno che è molto reattivo e forma composti binari con quasi tutti gli elementi, in genere ossidi Lo Zolfo è un solido friabile giallo costituito nella forma allotropica più stabile da molecole S 8 e analogo comportamento ha il Selenio. Elementi del gruppo VIA IIB Al Ga In Tl C N O F Sn Pb Bi VIIA IIIA IVA VA VIA VIIA B Si Ge P As Sb S Se Te Po Elementi del gruppo VI Cl Br I At VIIIA He Ne Ar Kr Xe Rn 47

48 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo VIA L Ossigeno, rispetta la regola dell ottetto nella formazione di legami covalenti poichè può impiegare solo gli orbitali s e p. In natura si trova sotto forma di composto gassoso biatomico O 2 ma possiede anche un allotropo, noto come ozono O 3 Gli elementi successivi possono invece impiegare anche orbitali d e a sei coppie di elettroni raggiungendo gli stati di ossidazione +4 e +6. Rappresentazione tridimensionale della molecola di ozono 48

49 La chimica sistematica e la tavola periodica Gli elementi di questo gruppo sono detti alogeni, presentano proprietà molto simili tra di loro poiché sono tutti non metalli (fatta eccezione per l Astato che però è raro e radioattivo). X 2 : F 2 e Cl 2 sono presenti in natura sotto forma di molecole biatomiche gassose molto reattive, Br 2 è un liquido e I 2 èun solido. Gli stato di ossidazione più comune è 1, pertanto questi elementi tendono ad acquistare un elettrone per passare dalla configurazione ns 2 np 5 a quella ns 2 np 6 del tipo gas nobile. Formano tutti idruri HX di spiccate caratteristiche acide, sono detti anche acidi alogenidrici sempre con stato di ossidazione 1. IIB Elementi del gruppo VIIA Al Ga In Tl C N O F Sn Pb Bi VIIA IIIA IVA VA VIA VIIA B Si Ge P As Sb S Se Te Po Elementi del gruppo VII Cl Br I At VIIIA He Ne Ar Kr Xe Rn 49

50 La chimica sistematica e la tavola periodica Elementi del gruppo VIIA Ad eccezione del Fluoro, che è l elemento più elettronegativo e che ha un solo numero di ossidazione -1, gli altri elementi possono avere più numeri di ossidazione e formare composti impiegando anche gli orbitali d. I composti più comuni sono ossiacidi, in cui compare l elemento ossigeno, che in acqua forniscono gli anioni corrispondenti. HClO acido ipocloroso ClO - ione ipoclorito n.o. +1 HClO 2 acido cloroso ClO 3 - ione clorito n.o. +3 HClO 3 acido clorico ClO 3 - ione clorato n.o. +5 HClO 4 acido perclorico ClO 3 - ione perclorato n.o. +7 Stessi composti (con analoga nomenclatura) sono formati dal Bromo e, in parte, dallo Iodio. 50

51 La chimica sistematica e la tavola periodica Gli elementi del gruppo VIII sono noti anche come gas nobili. Si presentano in natura come gas monoatomici e esistono in piccole quantità nell atmosfera. Hanno configurazione elettronica ns 2 np 6 particolarmente stabile, un elevata energia di ionizzazione ed un affinità elettronica positiva tutte caratteristiche che concorrono a renderli pressochè non-reattivi. In realtà è stato possibile preparare sperimentalmente composti dello Xeno con i due elementi più reattivi, fluoro ed ossigeno, quali XeF 4 e XeO 3, ed in seguito anche per Kripton e Radon. Questi però sono composti altamente instabili e si decompongono rapidamente negli elementi costituenti. Elementi del gruppo VIIIA IIB Al Ga In Tl C N O F Sn Pb Bi VIIA IIIA IVA VA VIA VIIA B Si Ge P As Sb S Se Te Po Elementi del gruppo VIII Cl Br I At 51 VIIIA He Ne Ar Kr Xe Rn

52 Copyright AVVISO - Ai sensi dell'art. 1, comma 1 del decreto-legge 22 marzo 2004, n. 72, come modificato dalla legge di conversione 21 maggio 2004 n. 128, le opere presenti su questo sito hanno assolto gli obblighi derivanti dalla normativa sul diritto d'autore e sui diritti connessi. Tutti i contenuti sono proprietà letteraria riservata e protetti dal diritto di autore della Università Telematica Guglielmo Marconi. Si ricorda che il materiale didattico fornito è per uso personale degli studenti, al solo scopo didattico. Per ogni diverso utilizzo saranno applicate le sanzioni previste dalla legge 22 aprile 1941, n Copyright UNIMARCONI 52