Didascalia alternativa:

molecola. Esempio: SO₂ (Anidride solforosa). LEGAME METALLICO Si instaura solo per i metalli. E' il legame che tiene uniti atomi dello stesso tipo che hanno nell'orbitale più esterno meno di 4 elettroni. Il modello a nube elettronico prevede che gli atomi (tutti della stessa specie) 1 LEZIONE DI SCIENZE La Bratva PRESENTAZIONE Le particelle dell'atomo Alla Base di Tutte le Cose 12 88 22 Mg Ra Ti H 99 Es Il Sistema Periodico C110 LA QUANTITÀ SOSTANZA DI IN MOLI Flour M m A UNA BATTERIA A LIMONI Occorrente Due limoni Filo di rame Due chiodi zincati Una piccola lampadina a diodi rossa ● Svolgimento 1. Infila un chiodo e un filo di rame in ogni limone. 2. Collega il filo di rame nel primo limone con il chiodo nel secondo limone, come nell'immagine. In questo modo resteranno un chiodo e un filo di rame "liberi". Attenzione: il filo di rame e il chiodo liberi non devono toccarsi, altrimenti causerebbero un cortocircuito! 3. Per accendere la lampadina appoggia una delle sue due gabette (diodi) al chiodo libero e l'altra al filo di rame libero. La lampadina dovrebbe illuminarsi! Cosa succede Proprio come in una normale batteria, nella "batteria a limoni" l'energia chimica si trasforma in energia elettrica. Quando si collegano i due poli della batteria, delle minuscole particelle con carica negativa, gli elettroni, si mettono in movimento nel circuito. Questo flusso di particelle cariche è la corrente elettrica. ADATTAMENTO DI PIANTE E ANIMALI ALLA VITA DEL DESERTO Flora e fauna Scarsissime quantità di acqua e temperature estreme sono i motivi per cui la vita nel deserto è una sfida. Sommario 1.La natura elettrica della materia 2.Le particelle fondamentali dell'atomo 3.1 modelli atomici di Thomson e Rutherford 4.Il numero atomico identifica gli elementi SOMMARIO 1. La massa atomica e la massa molecolare 2. La mole 3. I gas e il volume molare 4. Formule chimiche e composizione percentuale Da dove provengono gli elettroni? L'acido citrico contenuto nei limoni è un cosiddetto elettrolita, cioè un mezzo che attrae gli ioni dei metalli e dentro il quale questi possono circolare. Gli ioni sono piccole particelle con carica positiva o negativa. Le particelle con carica negativa sono gli elettroni. Lo zinco è un metallo che perde facilmente gli elettroni mentre il rame li accetta facilmente. Nel liquido (il limone) gli elettroni si spostano dallo zinco dei chiodi al rame del filo. Gli elettroni si spostano attraverso l'acido citrico del limone e si accumulano sul filo di rame, il quale si carica negativamente. Il chiodo di zinco invece rimane in deficit di elettroni e si carica positivamente. In questo modo si crea una differenza di tensione elettrica tra il chiodo di zinco e il filo di rame. Se vengono collegati con un filo conduttore (che lascia passare la corrente), gli elettroni sono attirati dal polo positivo e circolano in questo filo. In questo modo si genera della corrente elettrica. Se si piazza quindi un LED tra il chiodo e il filo di rame gli elettroni attraversano II diodo illuminando la lampadina. Attenzione, la corrente scorre in senso inverso rispetto agli elettroni. Questa corrente inoltre circola unicamente quando il circuito è completamente chiuso. Questo significa che c'è un trasferimento di elettroni pure nel liquido (l'elettrolita). Per ogni elettrone che circola attraverso il diodo, una molecola caricata negativamente deve passare in senso inverso attraverso l'acido citrico. Di conseguenza, il LED s'illumina solamente quando il chiodo e il filo di rame sono infilati nel limone, creando un circuito chiuso. Sommario 1.La doppia natura della luce 2.La «<luce» degli atomi 3.L'atomo di idrogeno secondo Bohr 4.L'energia di ionizzazione 5.Livelli e sottolivelli di energia in un atomo 6.La configurazione elettronica degli elementi 7.L'elettrone: particella o onda? 8.L'equazione d'onda e l'orbitale SCIENCE perdano i loro elettroni di valenza trasformandosi in cationi. Gli ioni si dispongono in modo da impacchettarsi nel miglior modo possibile, creando così strutture geometriche ben definite (reticoli cristallini. Gli elettroni di valenza non appartengono più ai singoli atomi ma sono liberi di muoversi tra i vari cationi. LEGAME AD IDROGENO Il legame a idrogeno si stabilisce tra un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo di piccole dimensioni e molto elettronegativo (ossigeno, fluoro, ecc...) e un altro atomo elettronegativo di una molecola vicina. Si manifesta tra molecole fortemente polari. E' un particolare tipo di legame dipolo-dipolo. Il legame ad idrogeno viene rappresentato con un segmento tratteggiato. Esempio: H₂O (acqua) Esempio: FH (acido fluoridrico) H+ H+ H* H+ H* H+ H+ LEGAME DIPOLO-DIPOLO Il legame dipolo-dipolo si stabilisce tra la parte positiva di una molecola polare e quella negativa di un'altra molecola polare. E' un legame dovuto alla forza elettrostatica che si instaura tra cariche di segno opposto. Esempio: HCI (acido cloridrico). CI H— CI Nat Ilegami dipolo-dipolo vengono rappresentati con segmenti tratteggiati. H* H* LEGAMI IONE-DIPOLO INDOTTO Il campo elettrostatico di uno ione è in grado di polarizzare un atomo o una molecola neutra ed apolare presente nelle vicinanze deformando la sua nuvola elettronica superficiale e generando un dipolo indotto che subisce di conseguenza un'attrazione da parte della specie ionica. Esempio: Na C6H6 H* H* LEGAME IONE-DIPOLO Si forma quando un composto ionico (sale) o un composto che si ionizza (acido) in un solvente polare, libera ioni di carica opposta che si legano alle molecole del solvente polare. H* H+ H* F H+ 2 Sommario 01. 01. 03. 03. Verso il Sistema Periodico Le Conseguenze della Struttura a strati dell'Atomo 02. 02. 04. 04. La Moderna Tavola Periodica Gli andamenti periodici delle proprietà atomiche e chimiche + La natura elettrica della materia La carica elettrica è una proprietà nascosta della materia che può essere positiva (+) o negativa (-), la sua unità di misura nel Sl è il coulomb (c). Gli antichi chiamavano l'ambra elektron, da cui deriva il termine elettricità. Sopravvivenza Interessanti sono le strategie che i viventi, animali e vegetali, hanno escogitato per sopravvivere in condizioni di vita estreme. Queste strategie prendono il nome di adattamento. * La doppia natura della luce Quasi tutto quello che sappiamo sulla struttura elettronica degli atomi è stato scoperto attraverso l'analisi della luce emessa o assorbita dalle sostanze. All'inizio del Novecento il lavoro di Max Planck e Albert Einstein ha confermato per la luce una doppia natura, ondulatoria e corpuscolare. POVES ESPECS LEGAME DIPOLO-DIPOLO INDOTTO Si stabilisce tra molecole polari e apolari. La molecola polare induce una separazione di cariche nella molecola apolare permettendo così l'instaurarsi di interazioni elettrostatiche. Esempio: H+ H+ B - Br LEGAME DIPOLO ISTANTANEO-DIPOLO INDOTTO (forze di London) Sono legami che spiegano perché molecole apolari (es. 0₂) sono in grado di liquefare a temperatura superiore allo zero assoluto. I legami sono dovuti a fluttuazioni temporanee e casuali nella distribuzione di densità degli orbitali. In una molecola apolare la nuvola elettronica è in media distribuita in modo omogeneo, ma in un determinato istante questo può non essere vero e gli elettroni possono casualmente e temporaneamente essere addensati a formare un dipolo istantaneo capace di indurre nelle molecole adiacenti polarità di segno contrario (dipolo indotto), creando in definitiva le condizioni per un'attrazione reciproca. Esempio: CH4CH4. N.B. I legami tra atomi per formare le molecole, possono anche non portare ad un numero di otti elettroni nell'orbitale più esterno. Infatti certi legami portano a più di otto elettroni nell'orbitale più esterno, altresì legami portano a meno i otto elettroni nell'orbitale più esterno. 3 01. 01. Verso il Sistema Periodico La massa atomica e la massa molecolare La massa di un atomo non è misurabile direttamente, ma solo per confronto con la massa di un campione di riferimento. Il campione di riferimento scelto è il carbonio-12 (^12C) cui è stata assegnata una massa atomica di 12. Unità di massa atomica (u): corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. Equivale a 1,661 . 10-24 g. 1/1/ La Flora non solo cactus Dimitri Ivanovič Mendeleev Tra il 1861 e il 1871 Dimitrij Ivanovič Mendeleev ordina I 63 elementi conosciuti in base a una legge periodica: nasce prima la tavola periodica. Gli elementi era ordinati tenendo conto di massa atomica e proprietà atomica. 84 40 Po Zr 72 HI 100 Fm Taveckie asement. Li=7 Be 9, B11 1-Pars 1-. Na-23 Mg 24 Al-27 -2-1. K-39 Ca 40 744 3-1. (Ca-63) Za 65 nepions 2- neplozs. nepions. 4-1 neploas. 5- nepions. BucMan COARBAR OCH RO Выс ее водород Connie CON II R₂0₂ MAN RO to R₂O₂ (RH₂) I 70 liz <- Ha Таблица 1. Вторая попытка Менделев ат естественную систему ханическихь элементовь. Перепечата без нь Журнала Русскаго Ханическаго Общества", т. III, стр. 31 (1871 г.). Группа Группа Груаса Группа Группа Tpyana T'pynna 'pynna VIII, sepexo: Y. YI. VII. xs rpyunk 1. 11. III. IV. L. H=1 R₂0₁₂ KAN RO₂ RH₂ 3 8 EMEHTO W VI 199 1715 ******* NIK.Д. МЕНДЕЛЕЕВ 1814-1917 TH V C-12 N=14 016 F=19 Si=28 P=31 S-32 CI=35s Ti=50? V=51 Cr=52 MD=55 As 75 Se=78 Br=80 - 4-1. Rb 85 Sr-87 Yt? 88? Zr 90 Nb 94 Mo-96 -100 Ru-104, Rh=104 Pd=104, Ag-108 - 5-8. Ag=108) Cd=112 In=113 Sa=118 Sb-122 Te-128? J=127 -6-. C-133 Ba-137--137 Ce-138?- 7-N. -8-1. - Ta 182 W 184 -9-1. Au-197) Hg 200 TI-204 Pb=207 Bi-208- -10-X. Th 232 Ur 240- R₂0₁ R₂0₁ MAN RO RH₂ RH, VII 15P. РОССИЯ RU9814 2009 090209 RH Fe=56, Co-59 Nim59, R₂0 R₂O Os 199?, Ir-1967 Pt=197, Au=197 Cu 63 HAN RO La massa atomica relativa La massa atomica relativa (MA) di qualsiasi elemento è il rapporto fra la massa di un atomo di quell'elemento e la dodicesima parte (1/12) della massa dell'isotopo 12C del carbonio, ossia l'unità di massa atomica (u). Le masse atomiche relative sono numeri adimensionali e non masse espresse in grammi. MA = massa di 1 atomo in g 1,661-10-24 g = numero adimensionale carbonio C 12,01 idrogeno H 1,008 ossigeno O 16,00 LA NATURA ONDULATORIA DELLA LUCE La luce ha natura ondulatoria. Appartiene alla famiglia delle onde elettromagnetiche, il cui insieme costituisce lo spettro elettromagnetico. 1024 10 16 1022 raggi y 10 102⁰ 10 12 1018 raggi X 10 400 1016 ultravioletto 1014 500 10 8 106 spettro visibile 10¹2 infrarosso microonde 600 1010 10 4 10² 700 X (nm) 108 106 onde corte onde medie onde lunghe 10⁰ onde radio 10² 104 104 10² 10° (Hz) onde radio lunghissime 106 108 A (m) اده Su alcuni materiali, per strofinìo, si genera una carica elettrica. La carica elettrica può essere positiva (+) o negativa (-). Le cariche dello stesso segno si respingono. Le cariche di segno opposto si attraggono. A B Come Mutano Per ridurre al minimo il consumo di acqua le foglie si trasformano fino a diventare spine come nelle Cactacee, o sono ricoperte di una fitta peluria che rallenta la traspirazione, come molti arbusti. Le particelle fondamentali dell'atomo L'atomo non è indivisibile, come aveva sostenuto Dalton, ma è costituito da particelle più piccole, dette subatomiche. Particella Carica elettrica Carica relativa al protone -1 elettrone (e) -1,602-10-1⁹ C protone (p+) +1,602 10-19 C neutrone (n) 0 +1 0 Massa 9,109-10-31 kg 1,673-10-27 kg 1,675-10-27 kg Massa relativa al protone 1/1836 1 La carica di un atomo può assumere solo valori multipli interi di e- (carica più piccola). ≈ 1 Concetti e definizioni frequenza (v) → numero di oscillazioni di un'onda in un secondo, simisura in hertz * O lunghezza d'onda (λ) → distanza dopo la quale. un'onda si riproduce uguale, si misura in metri velocità di propagazione (v) → nel vuoto pari alla velocità della luce c, ovvero 3,00 · 108 m/s velocità della luce c = λ · V Intensità lunghezza d'onda frequenza Onda Lunghezza d'onda MA Distanza Dimitri Ivanovič Mendeleev ● I H Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba ● B Al - In IV C Si - Sn V ZP N Р As Sb VI OS Se Te Gli elementi nella stessa colonna hanno proprietà chimiche simili. - VII F CI Br | - Ci sono caselle vuote, perchè Mendeleev era certo che sarebbero stati scoperti altri elementi, di cui calcoló le masse atomiche e ipotizzó le proprietà chimiche Gli Isotopi In natura gli atomi di un elemento possono avere masse leggermente diverse tra loro, anche se manifestano le stesse proprietà chimiche. Gli atomi di uno stesso elemento che hanno massa diversa sono chiamati isotopi. Nella tavola periodica sono riportate le masse atomiche medie. H Idrogeno 1 H Deuterio 1 3L H Trizio 1 A elettrone + protone neutrone O + O B 1H idrogeno (prozio) 12C 2H deuterio 13C 3μ trizio 14C i nucleoni Protoni e neutroni sono confinati nel nucleo, una zona centomila volte più piccola dell'atomo stesso e molto densa. Per questo, sono detti nucleoni. Se un atomo fosse grande come uno stadio, il suo nucleo avrebbe le dimensioni di una biglia di vetro. idrogeno 1p n elio 2p 2n nn n litio 3p 4n n nnn pn p berillio 4p 5n la massa molecolare relativa La massa molecolare relativa (MM) è la somma delle masse atomiche relative degli atomi che compaiono nella formula della molecola. Per i composti ionici, che non sono costituiti da molecole, si parla di peso formula. Solfato d'ammonio A (NH4)₂SO4 H (NH4)₂ S 04 ↓ ↓ 2[14+ (4-1)] +32+ (4-16) = 132 Fosfato di calcio B CA3(PO4)2 es Ča3 (PO4)2 (3.40) + 2[31 + (4-16)] 310 L'Acquisizione la trasformazione della pianta Tra gli effetti dell'adattamento delle piante alla dura vita dei deserti, c’è l’acquisizione, nel corso del processo evolutivo, di un aspetto che è a volte bizzarro: famose sono in tal senso le Cactacee e le Agavacee. "L'ONDA" DELLA LUCE A Al diminuire della lunghezza d'onda, aumenta la frequenza: le due grandezze sono inversamente proporzionali. W AMA mi ^2 t = 1 s 2 V = 5 Hz v = 2 Hz 02. 02. La Moderna Tavola Periodica Nell'attuale tavola periodica il criterio d'ordine non è più la massa atomica ma il numero atomico, Z, crescente. Legge della periodicità: le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico Z. Gli elementi della stessa colonna hanno dunque proprietà molto simili. 104 Rf 88 22 Ra Ti Be 72 HI 85 At 90 Th Elettrizzazione per strofinio L'elettrizzazione per strofinìo si spiega con il trasferimento di elettroni (cariche negative) da un corpo a un altro. Il numero delle cariche acquistate deve sempre essere uguale al numero delle cariche cedute, in base al principio di conservazione della carica. vetro vetro IV plastica vetro Le cariche negative del panno di lana e quelle positive del vetro sono in numero uguale. carica totale = 0 lana plastica carica totale = 0 lana vetro Le cariche positive del panno di lana e quelle negative della plastica sono in numero uguale. La natura corpuscolare La luce ha natura corpuscolare. Un fascio di luce ultravioletta proiettato su una lastrina di zinco provoca l'espulsione di elettroni dalla superficie del metallo (effetto fotoelettrico), ma solo se la frequenza della luce è superiore a un certo valore (energia di soglia). Sole ✓ m Cactacee Agavacee La mole Una mole (mol) contiene un numero definito particelle (atomi, molecole, ioni). La mole è una dellesetteunità di misura fondamentali. Ci permette di stabilire un collegamento tra il mondo microscopico e il mondo macroscopico. 11/ La periodicità degli elementi è dovuta a come sono disposti i loro elettroni più esterni, detti elettroni di valenza, intorno al nucleo. Il livello n più esterno è detto guscio di valenza. 3Li 1s²2s¹ Na 19K 1s²2s²2p63s¹ 1s²2s²2p63s²3p64s¹ Na guscio di valenza (n = 3) I modelli atomici di Thomson e Rutherford MODELLO ATOMICO DI THOMSON Nel modello atomico di Thomson (1904), detto modello a panettone, la carica positiva occupa tutto il volume dell'atomo come una nube e quella negativa è distribuita al suo interno in modo omogeneo. nube elettronica positiva La Fauna Le onde elettromagnetiche sono composte da un insieme di «pacchetti di energia» detti fotoni, capaci di cedere energia (E) alla materia. E = h.v energia di un fotone di luce a frequenza v h→ costante di Planck (6,63 · 10-34 J·s) DD La Massa Molare carbonio (C) A zinco (Zn) mercurio (Hg) rame (Cu) La massa di una mole è detta massa molare (M) e la sua unità di misura è il grammo/mole (g/mol). La massa molare di un elemento (o di una molecola o di un composto ionico) equivale alla sua massa atomica (o molecolare o peso formula) espressa in grammi/mole. zolfo (S) etanolo (CH3CH₂OH) dicromato di potassio (K₂Cr₂O7) B ber 0011 - 100 acqua (H₂O) solfato di rame pentaidrato (CuSO4.5H₂O) cloruro di sodio (NaCl) periodo 1 1° strato periodo 2 2° strato periodo 3 3° strato gruppo I H 1 Li 3 Na gruppo II Be H Li Be Na Mg 4 Mg 11 12 1 elettrone 2 elettroni esterno esterni B gruppo III gruppo IV C 5 AI 13 3 elettroni esterni 69 Si 14 4 elettroni esterni gruppo V N 7P 00 15 5 elettroni estemi STTRONI DI VALENZA B Al He C N O F Ne Si P SCI Ar S8 gruppo VI gruppo VII 2 O F Ne 16 00 6 elettroni esterni 9 CI 17 gruppo VIII He 7 elettroni esterni 10 Ar 18 00 8 elettroni esterni (escluso He) Com'è? Nella fauna del deserto sono rappresentati tutti i principali gruppi zoologici. Ci sono molluschi, insetti, scorpioni e altri aracnidi, rettili, piccoli roditori, cammelli, dromedari, antilopi, felini, alcuni uccelli. Coo cool Podber I modelli atomici di Thomson e Rutherford MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD Per studiare la struttura dell'atomo, Rutherford bombardò gli atomi di un sottilissimo foglio d'oro con dense particelle alfa (a). Dopo l'urto, le particelle a venivano raccolte da uno schermo in grado di evidenziarne la presenza. Risultati: • gran parte delle particelle a attraversa il foglio senza subire deviazioni • solo alcune particelle a sono deviate o respinte indietro. sorgente di particelle a particelle a deviate foglio d'oro NA = 6,022. 1023 particelle La costante di Avogadro Una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre una costante di Avogadro (Na) di particelle. Una mole di palle da baseball occuperebbe lo stesso volume della Terra. * La «<luce» degli atomi * I solidi e i liquidi, se portati all'incandescenza, emettono una luce a spettro continuo, cioè costituita da radiazioni di tutte le frequenze. I gas, invece, emettono una serie di righe colorate distinte (spettro a righe), caratteristiche per ogni elemento. scarica in atmosfera di H₂ fenditura prisma lastra fotografica 656 nm 486 nm 434 nm 410 nm I modelli atomici di Thomson e Rutherford ≈10-1⁰ m nube elettronica negativa nucleo positivo (diametro 10-15 m) MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD Nel modello atomico di Rutherford (1911), la carica positiva e la massa dell'intero atomo (diametro ~10 ^-10 m) si concentrano nel nucleo centrale (diametro ~10^-15 m), mentre gli elettroni, leggerissimi, occupano lo spazio vuoto intorno al nucleo e bilanciano la sua carica positiva. L'ATOMO DI IDROGENO SECONDO BOHR Nel 1913 Niels Bohr comprese che l'emissione di luce da parte degli atomi deve avere a che fare con gli elettroni e che l'energia viene emessa o assorbita per piccole quantità definite. Elaborò così un nuovo modello atomico per l'atomo di idrogeno. * windgi m² = ² int M La Moderna Tavola Periodica Nella moderna tavola periodica ci sono 118 elementi organizzati in: periodi (righe); il numero del periodo corrisponde al livello elettronico n sul quale si trovano gli elettroni di valenza I gruppi (colonne); elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna e proprietà simili; al numero romano corrisponde il numero di elettroni di valenza. I Loro Problemi Per sopravvivere essi devono affrontare una serie di difficoltà: sfuggire alla calura o al freddo intenso, trovare il cibo, ridurre la perdita d'acqua. Problema acqua Come Si Sono Evoluti Gli insetti hanno un rivestimento di chitina, uno spesso rivestimento esterno che rende il corpo impermeabile all'acqua e che offre una buona protezione contro l'eccessiva traspirazione; i rettili hanno la capacità di conservare l'acqua assimilata dalle loro prede con grande efficienza e hanno escrezioni concentratissime; inoltre la pelle coperta di squame cornee impedisce la traspirazione. Come è suddivisa la Tavola Periodica? I gruppo: metalli alcalini (eccetto l'idrogeno) ■ II gruppo: metalli alcalino-terrosi ■ Tra II e III gruppo: metalli di transizione ■ Da III a VI gruppo (in diagonale): metalli del gruppo p, semimetalli e non metalli ■ VII gruppo: alogeni ■ VIII gruppo: gas nobili ■ Tra 2 e 3 (in basso): lantanidi e attinidi. L'atomo di idrogeno secondo Bohr 1 l'elettrone percorre soltanto determinate orbite stazionarie 4 quando un elettrone «cade» su un livello di energia inferiore emette un fotone 2 a ogni orbita corrisponde un determinato valore di energia 5 l'energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia tra le due orbite 3 per passare da un'orbita a un'altra di livello energetico più elevato, l'elettrone assorbe un fotone 4 n = 3 n = 2 n = 1 Il numero atomico Il numero atomico (z) è il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo, caratteristico di ogni elemento. Se l'atomo è neutro, il numero dei protoni è uguale a quello degli elettroni. Z = numero atomico azoto N 7 simbolo dell'elemento Tavola Periodica Li 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 4 Be 12 Mg 20 21 22 23 Ca Sc Ti V 38 39 Sr Y 56 71 Ba 87 88 Fr Ra Lu 40 41 Zr 57 La 72 Hf Nb 73 Ta 103 104 105 Lr Rf Db 58 59 Ce Pr 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 60 Nd 89 92 90 91 Ac Th Pa U 25 26 Mn Fe 43 44 Tc 75 Re Ru 76 Os 27 28 Co Ni 45 46 Rh Pd 77 Ir 107 108 109 Bh 110 Hs Mt Ds 61 62 63 Pm Sm Eu 93 94 95 Np Pu Am 29 Cu 78 79 Pt 64 Gd 47 48 Ag Au 111 Rg 30 Zn 65 Tb Cd 5 66 Dy 13 Al 96 97 98 Cm Bk Cf 31 Ga 80 81 Hg Ti 14 Si 112 113 114 Cn Nh Fi 49 50 51 In Sn Sb 99 Es 7 32 33 Ge As 15 P 67 68 Ho Er 82 83 Pb Bi 34 Se 69 Tm 52 Te 84 Po 115 116 Me Lv 70 Yb 100 101 102 Fm Md No 9 17 Ci 53 I 85 At 2 He 35 36 Br Kr 117 Ts 10 Ne 18 Ar 54 Xe 86 Rn 118 Og Il numero di massa Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n) contenuti nel nucleo. numero di massa (A) numero atomico (Z) cloro 35 Cl 17 simbolo dell'elemento Molti animali hanno colori mimetici ed hanno sviluppato trasformazioni degli arti atti a non farli affondare nella sabbia. SCO O Cool O L'atomo di idrogeno secondo Bohr I livelli di energia delle orbite che l'elettrone dell'idrogeno può raggiungere dipendono dal numero quantico principale, n. Il livello di energia più basso è chiamato stato fondamentale e ha un'energia uguale a E1. I livelli di energia superiore sono chiamati stati eccitati. L'atomo emette energia. n = 4 n = 3 n = 2 n=1 L'atomo assorbe energia. Grazie Per L'attenzione! SVOLTO DA CHRISTIAN ESPOSITO Gli elettroni degli atomi eccitati, attratti dal nucleo, ritornano nello stato fondamentale direttamente o scendendo un gradino alla volta, cioè passando per i livelli inferiori di energia, con l'emissione di un fotone. energia decrescente n = 4 n=3 n = 2 emissione delle righe spettrali n=1 n = 2 n=3 n = 4 n = 5 n 434 nm 486 nm 656 nm Salto energetico maggiore = emissione di un fotone di maggiore energia. La radiazione rossa ha frequenza minore di quella blu. 03. 03. Le Conseguenze della Struttura a Strati dell'Atomo Gli isotopi Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni. pròzio H deuterio H n trizio H neutrone protone elettrone Il modello di Bohr spiega le radiazioni emesse dall'atomo di idrogeno, che possiede un solo elettrone, ma non riesce a giustificare lo spettro a righe degli altri elementi. Il modello atomico a strati prevede che ogni livello energetico (strato) sia suddiviso in sottolivelli (sottostrati). Spettro continuo Linee di emissione ? Gli ioni Gli ioni sono atomi carichi, cioè con uguale numero di protoni e neutroni, ma diverso numero di elettroni. Un atomo si trasforma in ione quando acquista o perde uno o piùelettroni. Na Ionizzazione 1sp²2s²d63s¹ Nat 1sp² 2s²d6 Configurazione elettronica Si può scrivere la configurazione elettronica abbreviata di ogni elemento: tra parentesi quadre il simbolo del gas nobile che lo precede e di seguito la disposizione degli elettroni nel livello incompleto. 1s²2s²2p63s²3p² [Ne]3s²3p² 7s 6s 6p 5s 4s 3s 2s 7p 1s 5p 4p 3p 2p 6d 5d 4d 3d 5f 4f L'ENERGIA DI IONIZZAZIONE Quando avviene? Ionizzazione: fornendo energia a un atomo, i suoi elettroni possono compiere salti quantici verso i livelli più esterni, fino ad essere definitivamente allontanati dall'atomo, che si trasforma così in ione positivo. Ag) + energia → Ag + e- Energia di prima ionizzazione (Ei): energia necessaria per rimuovere un elettrone dall'atomo stesso quando è isolato e allo stato gassoso. Configurazione elettronica Il numero quantico principale n degli elettroni sui sottolivelli s o p corrisponde al periodo in cui si trova, mentre n di quelli sui sottolivelli d e f è inferiore di una e due unità rispettivamente. periodi 1 H 234 5 6 7 2 s 3 s 4 s 5 s 6 s 7 s blocco s blocco d 3 d 4 d 5 d 6 d 4 f 5 f 2p 3 p 4 p 5 p 6 p blocco p He blocco f L'energia di ionizzazione Fornendo quantità crescenti di energia, si possono allontanare anche un secondo, un terzo, un quarto elettrone (energia di II, III, IV ionizzazione) e così via. Energie di ionizzazione dei 16 elettroni dell'atomo di zolfo: energia di ionizzazione (kJ/mol) 300000- 70000- 60000- 50000- 40000- 30000- 20000- 10000- 0 1° terzo livello 2° 1000 kJ/mol 8500 kJ/mol 28000 kJ/mol 3° 4° 5° 6° 7° secondo livello 8° 9° 10° ionizzazioni 311000 kJ/mol 68000 kJ/mol primo livello 11° 12° 13° 14° 15° 16° 243000 kJ/mol 40000 kJ/mol 20000 kJ/mol Simboli di Lewis: il simbolo dell'elemento, circondato da puntini che indicano gli elettroni di valenza (solo per atomi con elettroni di valenza in so p). Gruppo primo periodo H. secondo periodo Li. terzo periodo .Be. Na. •Mg. •.•.• Il simbolo di Lewis IV · · •Şi. V VI · : .p. :5. VII : :CI: VIII He: :e: :Ar: Osservando l'istogramma, si nota che i valori delle energie di ionizzazione non crescono in modo regolare: vi è un forte aumento in corrispondenza dell'energia di VII e di XV ionizzazione. Questi due salti energetici sono una prova che gli elettroni dello zolfo sono sistemati su tre diversi livelli energetici. energia di ionizzazione (kJ/mol) 300000- 70000. 60000- 50000- 40000- 30000- 20000- 10000 0 1° terzo livello 2° 1000 kJ/mol 8500 kJ/mol 28000 kJ/mol 3° 4° S 5° 6° 7⁰ n = 1 secondo livello 8° 9° 10° ionizzazioni n = 2 n=3 311000 kJ/mol 68000 kJ/mol primo livello 11° 12° 13° 14° 15° 16° 243000 kJ/mol 40000 kJ/mol 20000 kJ/mol livelli interni 04. 04. Gli Andamenti Periodici delle Propietà Atomiche Gli andamenti periodici delle proprietà atomiche Gli elettroni di valenza risentono della carica positiva del nucleo: scendendo lungo un gruppo, aumenta la distanza degli elettroni di valenza dal nucleo carico positivamente e quindi diminuisce la forza con cui il nucleo attrae a sé gli elettroni procedendo verso destra lungo un periodo, aumenta la carica positiva del nucleo, attenuando l'effetto schermo degli elettroni più interni, e quindi aumenta la forza con cui il nucleo attrae a sé gli elettroni. * * Livelli e sottolivelli di energia in un atomo * 8 Il Raggio Atomico Che Cos'è? Il raggio atomico è la metà della distanza minima alla quale possono avvicinarsi due atomi dello stesso elemento il raggio atomico aumenta I H 37 Li 152 Na 186 K 227 || Be 111 Mg 160 Ca 197 il raggio atomico diminuisce B 85 AI 143 Ga 135 IV V VI VII C 77 Si 118 Ge 122 N 75 P 110 As 120 O 73 S 103 Se F 72 CI 100 Br VIII He O 31 Ne 71 Ar 98 Kr 119 114 112 Il raggio atomico cresce scendendo lungo un gruppo e diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo 2r 8 Livelli e sottolivelli di energia in un atomo I livelli di energia indicati con n (numero quantico principale) sono sette. Il numero massimo di elettroni in ogni livello è 2n2. A ogni valore di n corrisponde un numero uguale di sottolivelli, denominati: ►s (massimo 2 e−) p (massimo 6 e-) d (massimo 10 e-) Of (massimo 14 e-). Livello Sottolivelli Numero massimo di elettroni del sottolivello 1 2 3 4 5 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f * NNONGO NOOH NCOH 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 14 Numero massimo di elettroni del livello 2 8 18 32 32 SCIENCE = La configurazione elettronica degli elementi La rappresentazione dei sottolivelli occupati da tutti glielettroni, in un atomooppure in uno ione, èchiamata configurazione elettronica. Glielettroni non iniziano a occupare un dato sottolivello se prima non sonostatiriempiti i sottolivelli a più bassa energia. La configurazione elettronica degli atomi neutri dei primi 18 elementi. Atomo H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S CI Ar Z 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Configurazione elettronica dello stato fondamentale 1s¹ 1s² 1s² 2s1 1s² 2s² 1s² 2s² 2p¹ 1s2 2s²2p² 1s² 25² 2p³ 1s² 2s² 2p² 1s² 25² 2p5 1s² 25² 2p6 1s² 2s² 2pº 3s¹ 1s² 2s² 2p8 35² 1s² 2s² 2p6 3s² 3p¹ 1s² 2s² 2p8 35² 3p² 1s² 2s² 2p6 3s² 3p³ 1s² 2s² 2p8 35² 3p4 15² 25² 2p6 35² 3p5 1s² 2s² 2pº 35² 3pⓇ 1° livello 2° livello 3° livello L'Energia di Ionizzazione Energia di prima ionizzazione: energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo allo stato gassoso e trasformarlo in uno ione positivo, detto catione. L'energia di prima ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo e cresce da sinistra a destra lungo un periodo. energia di prima ionizzazione (kJ/mol) 2500 2000 1500 1000 500 He Li -2 R Ne Na 10 Ar 18 K 36 numero atomico (Z) Rb bogs Xe 54 Cs L'Affinità Elettronica Affinità elettronica: energia che si libera quando un atomo isolato in fase gassosa cattura un elettrone, quindi la sua tendenza a diventare ione negativo, detto anione. L'affinità elettronica diminuisce scendendo lungo un gruppo e cresce da sinistra a destra lungo un periodo. crescente 1 2 4 H CO L. 3 Na Mg = Be 7 Fr K Ca Sc Rb Sr Y Cs Ba La Ra Ti V Cr Mn Fe Zr Nb Mo Tc Ru Hf Ta W Re Os crescente = IV B C Al Si Ge As Se Co Ni Cu Zn Ga In Rh Sn Sb Pd Ag Cd Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi VIII V VI VII He NOF P S CI Ar Br Kr Xe ||| | Ne Te I Po At Rn La configurazione elettronica degli elementi [A] energia 3 2 Negliatomi con più di 18 elettroni l'aumento del numero dei sottolivelli porta allasovrapposizione dei livelli che possiedono valori di n diversi. 4f 4d 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s B 7s 6s 5s 4s 3s 2s 1s 7p 6p 5p 4p 3p 2p 6d 5d 4d 3d 5f 4f Elettronegatività Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni coinvolti nel legame con un altro atomo. L'elettronegatività diminuisce scendendo lungo un gruppo e cresce da sinistra a destra lungo un periodo. crescente 1 2 3 4 6 H 2,20 7 || Li Be 1,57 0,98 Na 0,93 Rb 5 0,82 K 0,82 Cs 0,79 Fr 0,70 Mg 1,31 Ca Sc 1,00 1,36 Sr 0,95 Y 1,22 Ba La 0,89 1,10 Ra 0,90 Ti 1,54 Zr 1,33 Hf 1,30 V 1,63 Nb 1,60 Ta 1,50 Cr 1,66 Mo 2,16 W 2,36 elettronegatività alta elettronegatività media elettronegatività bassa Mn 1,55 Tc 1,90 Re 1,90 crescente Fe Co Ni 1,83 1,88 1,91 Ru 2,20 Os 2,20 Rh Pd 2,20 2,28 Ir 2,20 Pt 2,28 Cu 1,90 Ag 1,93 Au 2,54 Zn 1,65 Cd 1,69 Hg 1,90 IV V VII B C N O F 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 Al 1,61 VI In 1,78 TI 2,04 Si P S CI 1,90 2,19 2,58 3,16 Pb Bi 2,33 2,02 VIII He Ga Ge As Se Br Kr 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 Ne Po At 2,00 2,20 Ar Sn Sb Te I Xe 1,96 2,05 2,10 2,66 Rn ELETTRONE: PARTICELLA O ONDA? la doppia natura dell'elettrone L'elettrone: particella o onda? Anchel'elettrone ha una doppia natura. lunghezza d'onda (proprietà tipica di un'onda) λ = h m. v Anchel'elettrone ha una doppia natura. Nel 1924, Louis-Victor de Broglie associa all'elettrone, e a ciascun corpo in movimento, una lunghezza d'onda chiamata onda di materia. costante di Planck: 6,63 10-34 J.s m. vè la quantità di moto (proprietà tipica delle particelle): m è la massa e v la velocità 04. 04. Gli Andamenti Periodici delle Propietà Chimiche Principio di indeterminazione di Heisenberg (1927): è impossibile conoscere, nel medesimo istante e con la massima precisione, dove si trovi un elettrone e con che velocità si stia muovendo. Quindi è impossibile assegnare all'elettrone un'orbita definita come quella prevista da Bohr. * Come sono suddivisi? In base alle loro proprietà chimiche e fisiche, gli elementi possono essere suddivisi in metalli, non metalli, semimetalli. 1 2 3 4 5 6 7 1 3 11 1 19 37 55 87 H 2 Li Be 4 Na Mg 12 3 K Ca Sc 20 21 Rb Sr Cs metalli 5 V Cr Fr Ra Ac Rf Db non metalli 88 89 104 105 106 Si 4 6 7 8 9 12 13 14 15 16 Se Ti 22 23 24 Y 11 Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 40 41 42 43 44 45 46 47 48 Re Os Ir Pt Au Hg 75 76 77 78 79 80 Sb Te In Sn 49 50 38 39 Ba La Hf Ta W 56 57 72 73 74 Pb 82 Hs Mt Ds Rg Cn 108 109 110 111 112 Bh semimetalli 107 5 10 5 13 14 15 16 B C N O 81 Al F CO TI 6 7 51 8 P S 9 17 17 35 F CI Br 2 18 36 He I 52 53 54 | 10 Ar 18 Ne 주 Xe Bi Po At Rn 83 84 85 86 I Metalli I metalli generalmente sono solidi a temperatura ambiente, lucenti, buoni conduttori di calore ed elettricità, malleabili e duttili. Molto reattivi, tanto che normalmente si trovano sotto forma di composti con altri. Il carattere metallico aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo. Il rame è un metallo e quindi può essere lavorato in vario modo, per esempio si può stirare in fili e battere in lamine sottili. Lo zolfo, un non metallo, non può essere lavorato, ma solo frammentato e polverizzato. L'equazione d'onda e l'orbitale DI SCHRÖDINGER Equazione d'onda (¹) di Schrödinger: definisce la probabilità con cui un elettrone è presente nei diversi punti dello spazio attorno al nucleo. Tale probabilità non corrisponde a un'orbita definita come nelmodello di Bohr, ma a un orbitale. * ORBITA CIRCOLARE ATOMO DI BOHR ONDE DI PROBABILITA ATOMO DI SCHRODINGER * CHE COS'È UN ORBITALE? L'orbitale non è un luogo fisico preciso, ma è uno strumento matematico per calcolare la probabilità di presenza di un elettrone. Ogni orbitale è descritto da tre numeri quantici, che ne caratterizzano energia, forma, dimensione e orientazione. Un quarto numero quantico si riferisce al singolo elettrone. z piano yz 201 orbitale px Wal Z piano xy orbitale pz N orbitale Py piano xz I non Metalli ❀ I non metalli possono essere gassosi o solidi, sono colorati, cattivi conduttori, né malleabili né duttili. La loro reattività dipende dall'affinità elettronica. Es. Il carbonio sotto forma di grafite è conduttore di elettricità ma non di calore, viceversa sotto forma di diamante. A B I Semimetalli 3 I semimetalli sono solidi a temperatura ambiente, né conduttori né isolanti, ma diventano eccellenti semiconduttori quando contengono impurezze di elementi vicini. Permettono la realizzazione di apparecchi elettronici di dimensioni ridotte. IL NUMERO QUANTICO PRINCIPALE Il numero quantico principale, n, definisce il contenuto energetico dell'elettrone, dunque il livello energetico dell'orbitale, e va da 1 a 7. Per il principio di indeterminazione, a ciascun livello non può essere assegnata una distanza fissa dal nucleo, ma ogni livello possiede un'energia ben determinata. Il numero massimo di elettroni in ogni livello è 2n^2. n=1 numero quantico principale livello energetico n=2 X 13x150MM RAMEN TARONANOPTHA OPERA 135 CH Grazie Per La Visione! 128 Gz 114 GI 104 Sm IL NUMERO QUANTICO SECONDARIO Il numero quantico secondario, "L", definisce la forma dell'orbitale, dunque il sottolivello energetico, e per ogni "n" va da O a (n − 1). per 1 = 0 tipo di sottolivello: s numero di orbitali: 1 1 Р 3 2 d 5 3 f 7 1s Z dxy 2s Z Px Z dyz 3s X X Py Z dzx 4s X- X Z dxy P₂ y 5s Z * GRAZIE PER L'ATTENZIONE SVOLTO DALLA BRATVA: CHRISTIAN ESPOSITO; SIMONE DE MARTINO: GIELE ANIELLO RAFFAELE ESPOSITO: CARLO DURANTE, * > >