Chimica

I volumi infatti presentano spiegazioni teoriche chiare, essenziali ma esaustive, seguite da esempi esplicativi, da attività guidate e da esercizi diversificati per tipologia e per livello di difficoltà.

www.laspigaedizioni.it

ISBN 978-88-468-2810-1

Grammatica 1 ISBN 978-88-468-3472-0

Grammatica 2 ISBN 978-88-468-3473-7

Algebra e geometria 1 ISBN 978-88-468-3470-6

Algebra e geometria 2 ISBN 978-88-468-3471-3

MANUALI OP ERATIVI

Loredana Troschel

Fisica ISBN 978-88-468-3469-0

Chimica

Lo scopo della collana è rinforzare le competenze di base dello studente tramite un approccio che lo pone al centro del processo di apprendimento accompagnandolo nella comprensione teorica e nella risoluzione delle attività e dei compiti di realtà proposti, con un’attenzione costante agli studenti che presentano difficoltà di apprendimento.

Chimica

Loredana Troschel

La collana Manuali operativi per la scuola secondaria di II grado offre una preparazione completa nelle diverse discipline sia dal punto di vista teorico sia dal punto di vista operativo.

I TITOLI

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M ANUAL I OP ER ATI VI

Chimica competenze di base

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€ 7,90

Loredana Troschel

Chimica competenze di base

CHIMICA – COMPETENZE DI BASE di Loredana Troschel

Coordinamento editoriale Beatrice Loreti Redazione Niccolò Terzi Art director Marco Mercatali Responsabile di produzione Francesco Capitano Progetto grafico e impaginazione A.G.I. Bologna Copertina Curvilinee

© 2010 ELi – La Spiga Edizioni Via Brecce – Loreto tel. 071 750 701 info@elilaspigaedizioni.it www.elilaspigaedizioni.it edizione aggiornata ottobre 2015

Stampato in Italia presso Tecnostampa - Pigini Group Printing Division Loreto - Trevi 10.83.079.1 Chimica - Competenze di base ISBN 978-88-468-2810-1

Tutti i diritti riservati. È vietata la riproduzione totale o parziale così come la sua trasmissione sotto qualsiasi forma o con qualsiasi mezzo senza l’autorizzazione scritta della casa editrice.

Indice Presentazione

4

Unità 1 La materia e le sue trasformazioni

5

Unità 2 La struttura dell’atomo

16

Unità 3 La tavola periodica

26

Unità 4 I legami

35

Unità 5 Classificazione dei composti inorganici e nomenclatura

44

Unità 6 La mole

55

Unità 7 Solidi e liquidi

63

Unità 8 I gas

71

Unità 9 Le soluzioni

80

Unità 10 Le reazioni

92

Unità 11 Reazioni chimiche: energia e spontaneità

101

Unità 12 Velocità ed equilibrio

108

Unità 13 Acidi e basi

115

Unità 14 Reazioni di ossidoriduzione ed elettrochimica

128

Unità 15 La classificazione dei composti organici

137

Soluzioni

141

3

•

Presentazione

Il volume è rivolto agli studenti della scuola secondaria di secondo grado che svolgono corsi di chimica di base, sia nell’istruzione tecnica sia nell’istruzione liceale, e si propone come un supporto operativo per il ripasso di concetti di Chimica che spesso sono motivo di difficoltà e incertezza per gli studenti. È uno strumento che lo studente può utilizzare in autonomia, o sotto la guida dell’insegnante, per recuperare o consolidare in modo mirato conoscenze e capacità disciplinari.

Le 15 Unità che compongono il volume coprono i temi più comunemente presenti nei testi di Chimica di base e sono di fatto indipendenti, perché possono essere affrontate anche non in maniera sequenziale, grazie alla presenza di precise indicazioni relative a quali sono e dove si trovano nel volume i prerequisiti necessari a seguire ogni Unità. Ogni tema è infatti introdotto da un elenco di prerequisiti (Che cosa devi sapere prima di studiare questa parte), con un chiaro riferimento alla parte del volume in cui ogni prerequisito viene trattato. Segue una spiegazione teorica chiara e sintetica (Teoria) suddivisa in punti, ognuno con un titolo espresso nella forma di una domanda breve e diretta, per rendere più semplice la consultazione. L’ordine degli argomenti e dei punti delle Unità è stato pensato per consentire una consultazione e un utilizzo semplici e veloci, e per rintracciare con facilità i singoli temi. La spiegazione teorica è affiancata da disegni o da schemi, da esemplificazioni dei concetti (Esempio) e da punti di attenzione (Attenzione) con segnalazione degli errori più frequenti, mirati a evitare che gli studenti cadano nei più comuni «tranelli» o fraintendimenti.

Alla fine della Teoria comincia la parte applicativa. Gli esercizi sono organizzati in due sezioni: nella prima (Domande ed esercizi), una suddivisione per argomento con chiari riferimenti ai punti della Teoria permette uno svolgimento graduale dei temi dell’Unità; nella seconda, una Verifica delle competenze con domande strutturate a risposta chiusa permette allo studente di mettersi alla prova su tutti i temi dell’Unità. In fondo al libro si trovano le risposte di tutti gli esercizi. Sono presenti numerosi esercizi a risoluzione guidata (Suggerimento) a vari livelli: in alcuni casi viene fornita l’intera risoluzione per punti dell’esercizio, come tabella a due colonne: Che cosa devi fare e Che cosa ottieni; in altri l’aiuto si limita a un suggerimento sulla procedura da adottare o sull’equazione da utilizzare; in altri ancora la soluzione alla fine del volume comprende oltre al risultato dell’esercizio, anche lo svolgimento dei passaggi intermedi.

•4

La materia e le sue trasformazioni

UNITÁ

1

Che cosa devi sapere prima di studiare questa parte • utilizzare multipli e sottomultipli delle unità di misura (vedi Scheda 1); • utilizzare la notazione esponenziale (vedi Scheda 2).

Prerequisiti Scheda 1 Utilizzare alcuni multipli e sottomultipli delle unità di misura.

Sottomultipli (più piccoli)

Simbolo

Fattore

Multipli (più grandi)

Deci

d

0,1 (10-1)

Deca

da

10

Centi

c

0,01 (10-2)

Etto

h

10 (102)

Milli

m

0,001 (10-3)

Kilo

k

1000 (103)

Micro

n

0,000001 (10-6)

Nano

n

0,000000001 (10-9)

Simbolo

Fattore

Per cambiare l’unità di misura: • individua il fattore di conversione; utilizza la lista seguente e conta le posizioni che separano il punto di partenza da quello di arrivo (non contare il punto di partenza); i passaggi milli/micro e micro/nano valgono 3. Il fattore di conversione è un 1 seguito da tanti zeri quante sono le posizioni contate.

Lista dei multipli e sottomultipli

10-8 10-6 10-3 10-2 10-1 1 10 102 103 nano – micro – milli – centi – deci – unità base – deca – etto – kilo SOTTOMULTIPLI

MULTIPLI

Esempi • Il fattore per passare da deci a deca o viceversa è 100; • il fattore per passare da unità base a micro è 1 000 000.

• P er passare da una unità di misura più piccola (a sinistra nella lista) a una più grande (a destra) dividi per il fattore di conversione.

• Per passare da una unità di misura più grande (a destra nella lista) a una piccola (a sinistra) moltiplica per il fattore di conversione.

Esempio Trasformare 1,5 L in mL: a) il fattore di conversione è 1000; b) si passa da una unità più grande a una più piccola, perciò bisogna moltiplicare: 1,5 L $ 1000 = 1500 mL

5

•

unità 1

Prerequisiti Scheda 2 Utilizzare la notazione esponenziale.

Per numeri minori di 1: a) riscrivi il numero mettendo la virgola dopo la prima cifra diversa da 0 a sinistra; b) conta i posti di cui hai sostato la virgola: questo è l’esponente negativo di 10.

Esempio Riscrivi 0,00132 in notazione esponenziale: a) 1,32; b) i posti sono 3, quindi si ottiene: 1,32 $ 10-3.

Per numeri maggiori di 1: a) riscrivi il numero mettendo la virgola dopo la prima cifra a sinistra; b) conta i posti di cui hai spostato la virgola, questo è l’esponente positivo di 10.

Esempio Riscrivi 132 in notazione esponenziale: a) 1,32; b) i posti sono 2, si ottiene: 1,32 $ 102.

ATTENZIONE Per digitare sulla calcolatrice un numero in notazione esponenziale occorre: digitare il numero; schiacciare il tasto Exp o EE ; digitare l’esponente di dieci con il segno (se l’esponente è negativo, utilizzare il tasto +/- per cambiare il segno) .

Teoria 1 Quali grandezze sono importanti in chimica e quali sono le loro unità di misura?

Il Sistema Internazionale di Unità di misura (sigla SI) definisce sette grandezze fondamentali e le loro unità di misura (Tab. 1.1).

La temperatura si misura normalmente in cC: per passare dai cC ai K occorre impiegare la relazione: temperatura in K = temperatura in cC + 273 Esempi • 25 cC equivalgono a: 20 cC + 273 = 293 K

Tabella 1.1 Alcune grandezze del SI

Grandezza

Unità di misura

Lunghezza

Metro (m)

Massa

Kilogrammo (kg)

Tempo

Secondo (s)

Temperatura

Kelvin (K)

• 300 K equivalgono a: 300 K - 273 cC = 27 cC

Le grandezze derivate e le loro unità di misura si ricavano dalle grandezze fondamentali.

Alcuni esempi di grandezze derivate: • i l volume di un corpo, ossia lo spazio che esso occu- Tabella 1.2 Alcune unità del misura del volume e conversione tra di esse pa, è una grandezza derivata e la sua unità di misura SI è il metro cubo (m3), che si ottiene dall’unità di Unità di misura Conversioni misura fondamentale della lunghezza, il metro; altre unità di misura del volume si trovano nella Tab. 1.2; 1 L = 0,001 m3 (10-3 m3) Litro (L) • la densità è il rapporto tra la massa di un corpo e il 1 mL = 0,001 L (10-3 L) Millilitro (mL) suo volume: la sua unità di misura SI è il kg/m3, ma 1 cm3 = 1 mL si preferiscono altre unità di misura come il g/mL o Centimetro cubo (cm3) il kg/L; • l’energia è la capacità di un corpo di compiere lavoro, è una grandezza derivata e la sua unità di misura SI è il Joule (J), ma è molto usata anche la caloria, che equivale a 4,18 J (1 cal = 4,184 J).

•6

La materia e le sue trasformazioni

Teoria

2 Come è fatta la materia? Che cosa sono sostanze, elementi, composti, atomi e molecole?

Le sostanze, o sostanze pure, sono i vari tipi di materia; si può dire anche che una sostanza è un corpo che possiede proprietà caratteristiche, come per esempio una precisa densità, un punto di fusione definito.

Gli atomi sono le piccolissime particelle che compongono la materia.

Gli elementi sono sostanze costituite da un solo tipo di atomi; esistono in natura circa 100 elementi diversi, cioè circa 100 tipi diversi di atomi. Un elemento è una sostanza pura che non può essere scomposta per ottenere un’altra sostanza pura. I composti sono sostanze costituite da diversi tipi di atomi. Un composto è una sostanza pura che si può scomporre in sostanze pure più semplici, detti elementi.

In certi tipi di composti e in alcuni elementi gli atomi sono legati tra di loro in molecole.

3 Che cosa sono i simboli e le formule?

Ogni elemento è individuato da un simbolo, costituito da una lettera maiuscola o da due lettere, una maiuscola a l’altra minuscola. La tavola periodica (vedi la tavola in fondo al volume) è una tabella che riporta i simboli di tutti gli elementi, insieme ad altre informazioni che li riguardano. Ogni composto è rappresentato da una formula, che indica quali elementi sono presenti nel composto e in che proporzione. Anche alcuni elementi sono formati da atomi dello stesso tipo legati tra loro e sono rappresentati da una formula. molecola molecola di Esempi di acqua diossido di carbonio atomo di atomo di • Simboli degli elementi: idrogeno: H; ossigeno: O; oro: Au; rame: Cu. idrogeno idrogeno • H2O è la formula dell’acqua e indica che ci sono due atomi di idrogeno per ogni atomo di atomo di atomo di ossigeno (Fig. 1.1). atomo atomo ossigeno ossigeno di ossigeno carbonio • O2 è la formula dell’ossigeno e indica che le molecole di ossigeno di sono formate da due atomi di ossigeno.

Figura 1.1

4 Che tipi di miscugli ci sono e come si possono separare?

Un miscuglio è un corpo costituito da diverse sostanze. Ci sono due tipi di miscugli: • i miscugli omogenei, o soluzioni, sono formati da più sostanze che non si possono distinguere le une dalle altre perché sono mescolate in modo uniforme; i miscugli omogenei possiedono una composizione uniforme in tutte le loro parti; • i miscugli eterogenei sono miscugli che non presentano un aspetto uniforme, in cui i componenti si possono distinguere tra loro; anche la loro composizione non è uniforme.

Esempio Acqua e sale da cucina costituiscono una soluzione; acqua e sabbia costituiscono un miscuglio eterogeneo.

I metodi di separazione servono a separare le varie sostanze presenti in un miscuglio.Ci sono vari metodi di separazione, alcuni sono riportati nella Tab. 1.3.

Tabella 1.3 Alcuni metodi di separazione.

Nome

Come funziona

Filtrazione

Si fa passare il miscuglio in un filtro che trattiene le particelle solide (Fig. 1.2)

Centrifugazione

Si utilizza uno strumento (la centrifuga) che fa ruotare velocemente il miscuglio in una provetta in modo che le componenti più pesanti si depositino sul fondo

Estrazione

Si unisce al campione un liquido adatto a sciogliere uno dei componenti del miscuglio, che viene così estratto dal miscuglio (Fig. 1.3)

Distillazione

Si usa per i liquidi: si riscalda il miscuglio in modo da trasformare il liquido in vapore, il vapore viene poi raffreddato e si ottiene il liquido puro; se sono presenti due liquidi la separazione avviene sulla base dei diversi punti di ebollizione (Fig. 1.4)

Cromatografia

Nella cromatografia su carta si pone il campione su di una estremità di una striscia di carta e si immerge la stessa estremità in un solvente, in modo che questo salga lungo la striscia; il solvente salendo separa i componenti del campione, perché quelli che si sciolgono meglio percorrono più strada sulla striscia

7

•

unità 1

Teoria

filtro di carta che trattiene il solido imbuto di vetro

liquido meno denso liquido più denso

refrigerante pallone di riscaldamento miscuglio di liquidi

miscuglio di un liquido e di un solido

pinza

bunsen

componente liquida del miscuglio

Figura 1.2

pallone di raccolta

Figura 1.3

uscita acqua fredda

entrata acqua fredda

liquido più volatile

Figura 1.4

5 Quali sono gli stati di aggregazione della materia e che caratteristiche hanno?

Gli stati di aggregazione della materia sono solido, liquido e aeriforme (gas e vapore): • i solidi hanno forma e volume propri (non si possono comprimere); le particelle che li compongono occupano posizioni fisse; • i liquidi hanno un volume proprio (non si possono comprimere) ma assumono la forma del recipiente in cui si trovano; le particelle possono scorrere le une sulle altre; • i gas possono cambiare sia la loro forma sia il loro volume perché si possono comprimere; le particelle sono libere di muoversi e occupano tutto il volume a loro disposizione (Fig. 1.5).

solido non comprimibile

liquido non comprimibile

aeriforme comprimibile

Figura 1.5

ATTENZIONE Lo stato aeriforme comprende gas e vapori: i gas sono «normalmente» aeriformi, come l’aria; i vapori sono ottenuti riscaldando sostanze che si trovano «normalmente» allo stato liquido o solido, come il vapor d’acqua. Per semplicità useremo il termine «gas» per indicare in generale gli aeriformi.

6 Come si chiamano i passaggi di stato?

• • • • • •

La fusione è il passaggio da solido a liquido; la solidificazione è il passaggio da liquido a solido; l’evaporazione è il passaggio da liquido a gas; la condensazione è il passaggio da gas a liquido; la sublimazione è il passaggio da solido a gas; il brinamento è il passaggio da gas a solido.

Fusione, evaporazione, sublimazione avvengono con assorbimento di calore.

Solidificazione, condensazione e brinamento avvengono con liberazione di calore (il corpo cede calore all’ambiente durante il passaggio di stato).

7 Che cosa sono i punti di fusione e di ebollizione?

Il punto di fusione di un solido è la temperatura a cui il solido fonde. La temperatura di una sostanza che sta fondendo non cambia finché tutta la sostanza non è passata allo stato liquido.

Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura a cui il liquido bolle. Il punto di ebollizione di un liquido dipende dalla pressione (uno stesso liquido bolle a temperature diverse se si cambia la pressione). La temperatura di una sostanza che sta bollendo non cambia finché tutta la sostanza non è passata allo stato di vapore.

8 Che differenza c’è tra trasformazioni fisiche e chimiche?

Le trasformazioni fisiche modificano l’aspetto e le proprietà fisiche delle sostanze, ma non trasformano le sostanze in altre sostanze. Le trasformazioni chimiche, o reazioni chimiche cambiano la natura chi-

•8

La materia e le sue trasformazioni

Teoria

mica delle sostanze e danno luogo a sostanze diverse da quelle di partenza; le sostanze di partenza di una reazione chimica si chiamano reagenti e le sostanze finali si chiamano prodotti.

Esempio Il passaggio dell’acqua da liquido a vapore è una trasformazione fisica, perché si parte da acqua e alla fine la sostanza è ancora acqua.

Quando l’idrogeno e l’ossigeno si combinano per dare acqua, prima della trasformazione ci sono due sostanze (idrogeno e ossigeno, i reagenti) che dopo la reazione non ci sono più e al loro posto c’è una nuova sostanza (acqua, il prodotto).

9 Che cosa affermano la legge della conservazione della massa, della composizione definita e delle proporzioni multiple?

La legge di conservazione della massa di Lavoisier afferma che in una reazione chimica la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti.

Esempio Nella reazione: A + B " C + D la somma delle masse di A e di B prima della reazione è uguale alla somma delle masse di C e D che si formano nella reazione.

La legge delle proporzioni definite di Proust afferma che in un dato composto c’è sempre lo stesso rapporto tra le masse degli elementi presenti.

Esempio L’acqua, H2O, è formata da idrogeno, H, e ossigeno, O, e la massa dell’ossigeno è sempre 8 volte la massa dell’idrogeno (massa ossigeno: massa idrogeno = 8 : 1).

La legge delle proporzioni multiple di Dalton afferma che se due elementi formano diversi composti, i rapporti tra le diverse masse di un elemento che si combinano con una stessa quantità del secondo elemento sono dati da numeri interi piccoli.

Esempio Il carbonio forma due composti con l’ossigeno (Fig. 1.6): il monossido di carbonio, CO, e il biossido di carbonio, o anidride carbonica CO2; nel monossido di carbonio per ogni grammo di carbonio ci sono 1,33 g di ossigeno; nel biossido di carbonio + + per ogni grammo di carbonio ci sono 2,66 g di carbonio ossigeno ossigeno diossido di carbonio ossigeno. Il rapporto tra le masse di ossigeno che si combinano con 1 g di carbonio è: +

2,66 = 2,00 1,33

carbonio

ossigeno

monossido di carbonio

Figura 1.6

Domande ed esercizi Grandezze ed unità di misura 3 Prerequisiti e punto 1 1 C ontrolla se sai definire i seguenti termini: grandezze fondamentali, grandezze derivate, volume, densità, energia.

2 Q uali sono le grandezze fondamentali di cui si parla nel punto 1 della Sintesi e quali sono le loro unità di misura SI?

9

•

unità 1

Domande ed esercizi

3 Q uali sono le grandezze derivate di cui si parla nel punto 1 della Sintesi e quali sono le loro unità di misura SI? 4 Effettua le seguenti conversioni tra unità di misura

a) 3,400 kg = ................................ g;

b) 1200 mL = .............................................. L;

c) 230 mL = ................................... cm ;

d) 1,3 m = ....................................................... nm;

e) 2,25 $ 103 mL = ................... L;

f ) 120 L = ....................................................... m3;

g) 15 cC = . ...................................... K:

h) 318 K = . ..................................................... cC;

i) 10,0 cal = .................................. J;

l) 50 J = ........................................................... cal.

3

5 1 ,00 L di un liquido ha una massa di 1,12 kg. Qual è la densità del liquido? Esprimi il risultato in kg/L e in g/mL. Suggerimento Per ricavare la densità bisogna dividere la massa di un corpo per il suo volume: 1,12 kg kg g = 1,12 = 1,12 1,00 L L mL 6 24,8 g di un liquido hanno un volume di 25 mL. Qual è la densità del liquido?

7 Un liquido ha una densità di 0,975 g/mL. Qual è la massa in grammi di 120 mL del liquido?

Suggerimento g massa densità = $ massa = volume $ densità $ 120 mL $ 0,975 = 117 g volume mL 8 Se un liquido ha una densità di 1,08 g/mL, quanti kg bisogna prelevarne per avere 1,50 L? 9 Un corpo ha una massa di 0,750 kg e una densità di 1,20 kg/L. Qual è il suo volume in mL? 10 Quanti litri di un liquido hanno una massa di 1250 g, se la densità è 0,980 kg/L? La composizione della materia: sostanze e miscugli, elementi e composti, simboli e formule, atomi e molecole 3 punti 2 3 4 11 C ontrolla se sai definire i seguenti termini: atomo, sostanza, elemento, composto, molecola, simbolo, formula, miscuglio, miscuglio omogeneo, soluzione, miscuglio eterogeneo, filtrazione, centrifugazione, estrazione, distillazione, cromatografia.

12 Elenca almeno dieci tipi diversi di atomi.

13 P erché un elemento non può essere scomposto in sostanze più semplici, mentre questo si può fare per un composto?

14 Decidi quali delle seguenti sostanze sono formate da atomi e quali da molecole:

a) HCl;

b) Fe;

c) H2;

d) NH3;

e) I2;

f ) S.

15 È corretto dire che sia gli elementi, sia i composti possono essere formati da molecole?

16 Individua gli elementi e i composti: N2, H2O, H2SO4, Hg, CH4, H2.

17 C erca nella tavola periodica i simboli dei seguenti elementi: azoto, sodio, fluoro, ossigeno, carbonio, mercurio, berillio, ferro, rame, iodio.

• 10

La materia e le sue trasformazioni

Domande ed esercizi

18 Associa ad ogni simbolo il nome dell’elemento: K, Mn, S, He, Li, Cl, Br, P, Al, Ca. 19 In quali sostanze più semplici può essere scomposta la sostanza H2SO4?

20 L ’acido fosforico è formato da molecole di formula H3PO4. Quali atomi sono presenti in una molecola di acido fosforico? In che quantità è presente ciascuno degli atomi?

21 Inserisci nello schema i seguenti termini: omogenei, sostanze pure, composti, eterogenei, elementi.

MATERIA

miscugli

...................................................

...................................................

...................................................

(un solo tipo di atomi)

(più tipi di atomi)

...................................................

(aspetto e composizione uniformi)

eterogenei (aspetto e composizione non uniformi)

22 D istingui i miscugli dalle sostanze pure (o quasi pure): acqua di mare, acqua distillata, sale da cucina, legno, oro, liquido per lavare i piatti.

23 Distingui i miscugli omogenei dai miscugli eterogenei: bibita gassata, tè, granito, aria, fango, vino.

24 D alla analisi di due campioni prelevati in due punti diversi di un miscuglio liquido di due sostanze A e B, si ricava che il primo campione contiene il 20% di A e l’80% di B, mentre il secondo contiene uguali quantità di A e di B.

a) Il miscuglio è omogeneo o eterogeneo? b) Si può dire che il miscuglio di partenza è una soluzione?

25 Descrivi qual è il miglior metodo per separare:

a) un miscuglio di carbone e acqua di mare; b) un miscuglio di due liquidi come alcol e acetone.

26 U n liquido dall’aspetto omogeneo viene sottoposto a distillazione: si ottengono due liquidi di aspetto omogeneo, che bollono a due diverse temperature. Scegli tra le seguenti la corretta interpretazione del fenomeno e giustifica la tua scelta:

a) il liquido di partenza era un composto puro che si è scomposto negli elementi di cui è formato; b) il liquido di partenza era una soluzione che si è separata nelle due sostanze pure di cui era formata.

27 Come procederesti per separare un miscuglio di sale e sabbia?

28 A ssocia ad ogni metodo di separazione (primo elenco) la lettera corrispondente al principio su cui si basa (secondo elenco):

1) filtrazione

a) diversa velocità con cui le sostanze del miscuglio vengono trascinate da un solvente lungo una striscia di carta b) diversa dimensione delle particelle del miscuglio c) diversa densità dei componenti del miscuglio d) diversa solubilità dei componenti del miscuglio in un solvente opportuno e) diverso punto di ebollizione dei componenti del miscuglio

2) distillazione

3) centrifugazione

4) estrazione

5) cromatografia

11

•

unità 1

Domande ed esercizi Stati fisici, passaggi di stato e curve di riscaldamento 3 punti 5

6

7

29 C ontrolla se sai definire i seguenti termini: stati di aggregazione, solidi, liquidi, gas, fusione, solidificazione, evaporazione, condensazione, sublimazione, brinamento, punto di fusione, punto di ebollizione.

30 a) In quale dei tre stati di aggregazione le particelle sono più distanti?

b) In quale dei tre stati di aggregazione le particelle si muovono di meno?

c) Quale dei tre stati di aggregazione presenta volume proprio, ma assume la forma del recipiente?

31 L a tabella seguente riassume le caratteristiche dei passaggi di stato. Inserisci i termini che mancano (la prima riga è compilata a titolo di esempio).

Nome del passaggio di stato

Passaggio da...

a...

Il calore viene assorbito o ceduto dalla sostanza ?

Fusione

solido

liquido

assorbito

Solidificazione Evaporazione Condensazione Sublimazione

Brinamento

32 S e si riscalda una sostanza solida, come il ghiaccio, e si misura la temperatura man mano che si riscalda, si ottiene un grafico come quello riportato in figura. Rispondi alle domande seguenti a proposito del grafico.

a) Quali parti della curva rappresentano il riscaldamento del ghiaccio, dell’acqua liquida e del vapore? b) Dove si trovano sul grafico il punto di fusione e il punto di ebollizione dell’acqua? c) Quanto valgono T1 e T2 alla T2 pressione atmosferica «normale»? d) Perché a T1 e T2 non cambia la temperatura della sostanza anche se si continua a fornire calore scaldando?

T1 e) La forma del grafico cambierebbe se si modificasse la Calore fornito (J) pressione?

Temperatura (°C)

Trasformazioni fisiche e chimiche 3 punto 8 33 C ontrolla se sai definire i seguenti termini: trasformazione fisica, trasformazione chimica, reagente, prodotto.

34 Individua le trasformazioni fisiche e quelle chimiche:

• 12

a) una tavola di legno che viene levigata con la carta vetrata; b) un chiodo che arrugginisce; c) il metano del fornello che brucia; d) le foglioline del tè che con l’acqua danno luogo alla bevanda; e) la panna che viene montata; f ) una mela che marcisce.

La materia e le sue trasformazioni

Domande ed esercizi

35 Decidi quale di queste trasformazioni è fisica e quale è chimica.

a)

b)

36 T ra i processi responsabili della formazione delle piogge acide ci sono i seguenti: 1) lo zolfo presente nei combustibili si unisce all’ossigeno dell’aria per formare ossidi di zolfo; 2) gli ossidi di zolfo reagendo con l’acqua si trasformano in acido solforico: 3) l’acido solforico si scioglie nell’acqua della pioggia. Quali di queste trasformazioni sono chimiche? Nelle trasformazioni chimiche individua reagenti e prodotti.

37 I l calcare è formato da un composto chimico chiamato carbonato di calcio. Quando il calcare viene trattato con un acido (si può usare anche quello contenuto nell’aceto), si sviluppa un’effervescenza dovuta alla formazione del gas diossido di carbonio, o anidride carbonica. Si tratta di una trasformazione fisica o chimica? Se si tratta di una trasformazione chimica quali sono i reagenti e i prodotti che vengono citati?

Le leggi di conservazione della massa, delle proporzioni definite e delle proporzioni multiple 3 punto 9 38 C ontrolla se sai enunciare le leggi seguenti: legge di Lavoisier di conservazione della massa, legge di Proust delle proporzioni definite, legge di Dalton delle proporzioni multiple.

39 Associa ad ognuna delle seguenti osservazioni la legge corrispondente:

a) se un certo campione di diossido di zolfo contiene il 50% di zolfo e il 50% di ossigeno, allora tutti i campioni di diossido di zolfo devono contenere il 50% di zolfo e il 50% di ossigeno; b) il carbonio con l’ossigeno forma due composti: in uno per ogni grammo di carbonio sono presenti 1,33 grammi di ossigeno, nell’altro per ogni grammo di carbonio si hanno 2,66 grammi di ossigeno; c) 1,00 g di carbonio reagisce completamente con 2,66 g di ossigeno e dalla reazione si ottengono 3,66 g di diossido di carbonio.

40 1 ,0 g di idrogeno reagisce completamente con 35,5 g di cloro per formare cloruro di idrogeno. Quanti grammi di cloruro di idrogeno si formano?

Suggerimento Occorre applicare la legge di conservazione della massa: la massa di tutti i reagenti deve essere uguale alla massa di tutti i prodotti. La massa totale dei reagenti è: 1,00 g + 35,5 g = 36,5 g. Questa è anche la massa dei prodotti: in questo caso si ha un solo prodotto e la sua massa è uguale a 36,5 g.

41 1 ,0 g di metano reagisce completamente con 4,0 g di ossigeno per formare 2,7 g di diossido di carbonio e acqua. Quanta acqua si forma?

42 N el sale da cucina (cloruro di sodio) c’è il 39% di sodio e il 61% di cloro. Quanti grammi di sodio sono presenti in 50 g di cloruro di sodio?

Suggerimento Si può far uso di una proporzione: 39 : 100 = x : 50 $ x = 19,5 g.

43 Nell’acqua ossigenata c’è il 5,9% di H e il 94,1% di O.

Quanti grammi di idrogeno ci sono in 250 g di acqua ossigenata?

44 N ell’ammoniaca 4,7 g di azoto si combinano con 1,0 g di idrogeno. Quanti grammi di azoto si combinano con 200 g di idrogeno?

13

•

unità 1

Verifica le tue competenze 1 Associa ad ogni termine la sua definizione:

Termine

a) soluzione

...................

b) miscuglio eterogeneo

...................

c) elemento

...................

d) composto

...................

e) reagente

...................

f ) prodotto

...................

Definizioni: 1) sostanza di partenza in una reazione chimica; 2) porzione di materia formata da più sostanze, di aspetto e composizione uniformi; 3) porzione di materia formata da più sostanze, di aspetto e composizione non uniformi; 4) sostanza che si ottiene da una reazione chimica; 5) sostanza formata da atomi tutti dello stesso tipo; 6) sostanza formata da più tipi di atomi.

5 U n campione di materia di aspetto omogeneo può essere:

Definizione

2 Q uale gruppo contiene solo grandezze fondamentali?

A Lunghezza, temperatura, massa

B Densità, lunghezza, massa C Volume, densità, temperatura D Volume, energia, tempo

A una sostanza pura o un composto

B una sostanza pura o un elemento C una sostanza pura o un miscuglio omogeneo D solo una sostanza pura

6 D ecidi se sono miscugli omogenei o eterogenei:

a) acqua e sabbia ........................................................................ ;

b) acqua e vino . ............................................................................. ;

c) acqua e olio ................................................................................ ;

d) acqua e aceto ........................................................................... .

7 Decidi se sono elementi o composti:

a) H2 ......................................................................................... ;

b) H2O2 .................................................................................. ;

c) Ne ....................................................................................... ;

d) Ag ........................................................................................ ;

e) AgCl . ................................................................................ .

8 P er ogni riquadro decidi se si tratta di una sostanza pura o di un miscuglio e per le sostanze pure decidi anche se si tratta di un elemento o di un composto.

3 Qual è la migliore definizione di atomo?

A La più piccola particella di un composto che ne mantiene le proprietà B Particella che dà luogo a una sostanza pura se si ripete sempre uguale C Particella che si può scomporre in altri tipi di particelle dando luogo a diversi tipi di elementi D Particella che dà luogo a un elemento se si ripete sempre uguale, mentre dà luogo a composti se si combina con altri atomi

4 Q uale di queste caratteristiche contraddistingue una sostanza pura?

A Contiene un solo tipo di atomi

B Non si può scomporre in sostanze più semplici C A temperatura e pressione ambiente si trova allo stato liquido D Si rappresenta attraverso un simbolo

• 14

a)

b)

c)

La materia e le sue trasformazioni 9 S crivi di fianco a ogni sostanza i nomi degli elementi presenti e il numero di atomi di ogni elemento presente nella formula.

KNO3

Na2CO3

NH3

Elementi

Numero di atomi

..................................

........................................................

..................................

.........................................................

..................................

.........................................................

..................................

........................................................

..................................

.........................................................

..................................

.........................................................

..................................

........................................................

..................................

.........................................................

Verifica le tue competenze

c) La distillazione del petrolio: ......................................... .

d) La produzione di un vaso per rammollimen-

to e formatura del vetro: . ................................................. .

13 Q uando si riscalda una pentola di acqua sul fuoco:

10 I passaggi di stato che avvengono con assorbimento di calore sono:

A fusione, distillazione, sublimazione

B dissoluzione, evaporazione, brinamento C condensazione, dissoluzione, brinamento D fusione, evaporazione, sublimazione

11 Q uale delle seguenti affermazioni sulla distillazione di una miscela di due liquidi con punto di ebollizione molto diverso è corretta?

A Il liquido con più basso punto di ebollizione passa per primo allo stato di vapore e poi viene condensato e recuperato allo stato liquido: si verificano due trasformazioni fisiche B Il liquido con più basso punto di ebollizione passa per primo allo stato di vapore e poi viene condensato e recuperato allo stato liquido: si verificano due trasformazioni chimiche C Il liquido con più alto punto di ebollizione passa per primo allo stato di vapore e poi viene condensato e recuperato allo stato liquido: si verificano due trasformazioni chimiche D Il liquido con più alto punto di ebollizione passa per primo allo stato di vapore e poi viene condensato e recuperato allo stato liquido: si verificano due trasformazioni fisiche

12 D ecidi se i processi seguenti sono basati essenzialmente su trasformazioni fisiche o chimiche.

a) La digestione del cibo: ....................................................... . b) La cottura di una torta: ...................................................... .

A la temperatura sale fino a quando l’acqua bolle e poi si arresta anche se si continua a riscaldare finché c’è del liquido nella pentola; B la temperatura sale sempre nello stesso modo fino a quando l’acqua bolle e poi continua a salire ma in modo diverso finché c’è del liquido nella pentola; C la temperatura sale fino a quando si continua a riscaldare; D la temperatura sale fino a quando l’acqua bolle e poi non cambia più perché non è più necessario continuare a riscaldare.

14 D al riscaldamento del carbonato di calcio si ottengono ossido di calcio e diossido di carbonio. Se si riscaldano 10,0 g di carbonato di calcio fino a reazione completa si ottengono 5,6 g di diossido di carbonio. Quanti grammi di ossido di calcio si formano?

A 4,4

B 15,6 C 5,0 D 5,6

15 Q uando si riscalda il mercurio, un liquido di colore argenteo, in presenza di aria, si forma una sostanza rossa e la massa della sostanza rossa che si ottiene è maggiore di quella del mercurio di partenza. Come si può spiegare questa osservazione?

A Nella reazione si è verificato un aumento della massa, perché la massa del prodotto è maggiore di quella del reagente

B Ci deve essere stato un errore nelle pesate, perché la massa del prodotto dovrebbe essere uguale a quella del reagente

C Il mercurio ha reagito con l’ossigeno dell’aria e se si fosse pesato anche l’ossigeno si sarebbe ottenuto che la massa totale dei reagenti è uguale alla massa del prodotto

D Quando si è raffreddato il prodotto si è verificata anche la condensazione dell’umidità presente e questo ha provocato l’aumento della massa del prodotto

15

•

UNITÁ

2

La struttura dell´atomo

Che cosa devi sapere prima di studiare questa parte • elementi e composti (vedi Unità 1); • le leggi di Lavoisier di conservazione della massa, di Proust delle proporzioni definite, di Dalton delle proporzioni multiple (vedi Unità 1); • le proprietà elettriche della materia (vedi Scheda 1).

Prerequisiti Scheda 1 Le proprietà elettriche della materia.

I corpi che possiedono proprietà elettriche possono essere carichi positivamente o negativamente. Due corpi con la stessa carica (+ e + oppure - e - ) si respingono, mentre due corpi di carica opposta (+ e -) si attirano. I corpi che non possiedono cariche elettriche nette sono neutri. Se si ha un insieme di cariche positive e negative in ugual numero, l’insieme è neutro (ogni carica + neutralizza una carica -), e ha carica netta uguale a 0.

Teoria 1 Che cos’è l’atomo di Dalton?

Secondo la teoria atomica di Dalton la materia è composta da particelle piccolissime, gli atomi. Gli atomi sono indivisibili e non si possono né creare né distruggere; tutti gli atomi di uno stesso elemento sono uguali e sono diversi da quelli di ogni altro elemento; gli atomi di un elemento si possono combinare con quelli di altri elementi per formare composti e la combinazione avviene secondo rapporti dati da numeri interi piccoli (come per esempio 2 : 3, 1 : 2...).

I punti della teoria di Dalton sono tutti ancora validi, tranne quello della indivisibilità.

2 Come è fatto il modello nucleare di un atomo e quali sono le particelle subatomiche?

Nell’atomo sono presenti tre particelle subatomiche fondamentali: elettrone, protone e neutrone.

• Il protone è una particella subatomica con carica +1, di massa simile a quella del neutrone e molto maggiore di quella dell’elettrone.

• Il neutrone è una particella subatomica neutra, di massa simile a quella del protone e molto maggiore di quella dell’elettrone.

• L’elettrone è una particella subatomica con carica -1, di massa piccola rispetto a protone e neutrone 1 (la sua massa è della massa di un protone).

1836 Il nucleo dell’atomo è la zona centrale dell’atomo: contiene i protoni e i neutroni, qui si concentra gran parte della massa dell’atomo stesso e tutta la carica positiva. Gli elettroni occupano la zona dell’atomo che circonda il nucleo: questa zona in confronto al nucleo è molto grande, ha una massa molto piccola e contiene tutta la carica negativa.

3 Che cos’è il numero atomico?

Il numero atomico (Z) è il numero dei protoni di un atomo: Z = numero protoni Ogni atomo è individuato dal valore di Z, che è anche il numero della casella di quell’atomo nella tavola periodica (vedi la tavola in fondo al volume). Numero atomico, simbolo e nome dell’elemento sono infor-

• 16

La struttura dell´atomo

Teoria

mazioni equivalenti: nota una delle tre sono definite anche le altre due. Inoltre in un atomo il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.

Esempi • Dalla tavola periodica si può vedere che l’ossigeno (simbolo: O) ha Z = 8: contiene 8 protoni e 8 elettroni.

• L’elemento con Z = 16 che nella tavola periodica ha simbolo S è lo zolfo; possiede 16 protoni e 16 elettroni.

4 Che cosa sono il numero di massa e gli isotopi?

Il numero di massa (A) è la somma dei protoni e dei neutroni di un atomo: A = Z + numero neutroni = numero protoni + numero neutroni Si dicono isotopi due atomi dello stesso elemento che possiedono un diverso numero di neutroni e un diverso numero di massa.

I simboli degli isotopi contengono anche l’indicazione del numero atomico e del numero di massa: a sinistra del simbolo dell’elemento è riportato in alto il numero di massa e in basso il numero atomico.

Esempio Il simbolo: 126 C indica l’isotopo del carbonio che ha Z = 6 e A = 12. In questo isotopo sono presenti 6 protoni e A - Z = 12 - 6 = 6 neutroni. Se l’atomo è neutro sono inoltre presenti 6 elettroni.

5 Che caratteristiche ha la luce e che cosa sono gli spettri atomici?

La luce ha una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare.

Come onda, la luce è un’onda elettromagnetica caratterizzata da una lunghezza d’onda m, che è la distanza che separa due successivi massimi dell’onda, e da una frequenza o, che è il numero di onde che passano per un punto nell’unità di tempo.

Dal punto di vista corpuscolare, la luce è un insieme di unità minime chiamate fotoni che trasportano un’energia tanto maggiore quanto maggiore è la frequenza della radiazione e quanto minore è la lunghezza d’onda (alta energia corrisponde ad alta frequenza e bassa lunghezza d’onda).

Nella radiazione elettromagnetica si distinguono varie zone, caratterizzate da lunghezza d’onda, frequenza ed energia dei fotoni: energia e frequenza crescenti 10215

10213 raggi gamma

10211 raggi X

1029

1027 raggi ultravioletti

1025 raggi infrarossi

1023

1021

microonde

103

10

105

onde radio

luce visibile lunghezza d’onda crescente

La luce bianca passando attraverso un prisma si scompone nei colori dell’arcobaleno: si ottiene così uno spettro continuo in cui i colori si susseguono senza interruzioni (Fig. 2.1). fenditura

pellicola fotografica

prisma

Figura 2.1 Spettro della luce bianca.

lampada a luce bianca

17

•

unità 2

Teoria Se si fa passare attraverso il prisma la luce prodotta dai vapori di un atomo, come quella dei tubi al neon, si ottiene uno spettro a righe in cui compaiono solo alcune righe colorate sul fondo nero (Fig. 2.2).

spettro di neon Figura 2.2 Spettro di emissione emissionedeldel neon.

6 Come è fatto il modello atomico di Bohr?

Gli elettroni percorrono intorno al nucleo orbite circolari con raggio ben definito e possiedono energia quantizzata, perché possono possedere solo precisi valori di energia, chiamati livelli energetici, e non possono assumere mai valori diversi.

Il numero quantico n è un numero intero che contraddistingue ogni orbita (n = 1 per l’orbita più vicina al nucleo; n = 2 per la seconda e così via) (Fig. 2.3).

Gli elettroni non possono mai occupare posizioni intermedie tra due orbite, né possedere energie intermedie tra quelle di due n=5 n=4 livelli, ma possono passare da un orbita ad un’altra: un elettrone n=3 può passare da un’orbita più interna ad una più esterna se riceve n=2 l’energia corrispondente alla differenza di energia tra i due livelli, n=1 nucleo oppure può ricadere da un orbita più esterna ad un’orbita più interna cedendo la differenza di energia tra i due livelli. Se l’energia viene emessa sotto forma di luce, questa possiede una ben determinata frequenza e un determinato colore: in questo modo si spiegano gli spettri a righe degli atomi (vedi ancora Fig. 2.2); i colori presenti nello spettro hanno energie che corrispondono ai Figura 2.3 Rappresentazione delle orbite di Bohr. salti tra i livelli.

7 Come è fatto il modello a orbitali e che cosa sono i numeri quantici?

Per il principio di indeterminazione di Heisenberg non è possibile conoscere insieme e con esattezza la posizione e la velocità dell’elettrone: quindi non se ne può conoscere l’orbita. Il modello di Bohr così viene superato da un nuovo modello in cui non si parla più di orbite, ma di orbitali.

Un orbitale è una zona intorno al nucleo dove esiste una elevata probabilità di trovare l’elettrone. I numeri quantici servono a contraddistinguere i singoli orbitali: il numero quantico principale n indica l’energia dell’orbitale e può assumere valori interi 1, 2, 3... ; il numero quantico secondario l permette di stabilire la forma dell’orbitale e può assumere tutti i valori compresi tra 0 e n - 1; il numero quantico magnetico m stabilisce l’orientazione dell’orbitale nello spazio e può assumere tutti i valori compresi tra -l e -m compreso lo 0; il numero quantico di spin ms è collegato alla rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse, che può avvenire in due modi e può assumere solo i valori +1/2 e -1/2.

Ogni terna di valori di n, l, m individua un orbitale; il nome dell’orbitale è formato da un numero (il valore di n) e la una lettera che dipende dal valore di l (s per l = 0; p per l = 1; d per l = 2; f per l = 3) (vedi Tab. 2.1 e Fig. 2.4). Per il principio di esclusione di Pauli un orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto.

Tabella 2.1

n

l

m

Numero di orbitali

Nome orbitali

1

0

0

1

1 s

2

0 1

0 -1, 0, +1

1 3

2 s 2 p

Totale 4 3

0 1 2

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2

1 3 5

3 s 3 p 3 d

Totale 9 4

0 1 2 3

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

1 3 5 7 Totale 16

• 18

4 s 4 p 4 d 4 f

La struttura dell´atomo

Teoria

z

z

z y

y

y x

orbitale px

orbitale 2s

z

z y x

orbitale dxz

x

Figura 2.4 Le forme zdegli orbitali.

y x

orbitale pz

orbitale dyz

z y x

orbitale dyz

y x

y x

orbitale dxy

orbitale dxy

z y

z

y x

orbitale py

z y

y x

orbitale dxz

z

z

y x

x

orbitale 1s

z

z

orbitale dx 2 – y 2

x

orbitale dz 2

z

y

y

Esempio x x Quando n vale 3, si hanno in tutto 9 orbitali, 1 di tipo s (chiamato 3 s), 3 di tipo p (chiamati 3 p) e 5 di tipo d (chiamati 3 d). orbitale dx 2 – y 2

orbitale dz 2

8 Qual è l’energia dei sottolivelli di uno stesso livello?

Nell’atomo di idrogeno che contiene un solo elettrone, gli orbitali con uguale numero quantico principale (per esempio i 9 orbitali del livello con n = 3) hanno tutti la stessa energia, e l’energia degli orbitali cresce con n. Per tutti gli atomi con più di un elettrone l’energia degli orbitali cresce anche con l. All’interno dei livelli (uguale n) si hanno dei sottolivelli.

Al crescere dell’energia di un orbitale cresce anche la sua dimensione, cioè la distanza dell’elettrone dal nucleo.

Esempio Le energie degli orbitali con n = 4 segue l’ordine: 4 s 1 4 p 1 4 d 1 4 f Nel livello con n = 4 si hanno 4 sottolivelli: 4 s, 4 p, 4 d e 4 f. Gli orbitali di uno stesso sottolivello (per esempio tutti gli orbitali 4 f ) hanno uguale energia, mentre gli orbitali di diversi sottolivelli hanno diversa energia.

9 Qual è la sequenza degli orbitali per energia crescente?

Le energie degli orbitali seguono la sequenza della Fig. 2.5. energia

6d 7s

6s 5s 4s 3s

Figura 2.5

2s 1s

6p

5p 4p

5d

5f

4f

4d 3d

3p 2p

19

•

x

unità 2

Teoria 10 Che cosa sono e come si scrivono le configurazioni elettroniche?

Per il principio dell’Aufbau («aufbau»= costruzione, in tedesco) ogni elemento dispone i propri elettroni negli orbitali a partire da quello libero con più bassa energia. Se sono disponibili più orbitali di pari energia, per il principio di Hund gli elettroni si dispongono ognuno in un diverso orbitale con lo stesso spin e si accoppiano nello stesso orbitale solo quando non sono più disponibili orbitali vuoti della stessa energia.

Il riempimento degli orbitali si può visualizzare con schemi formati da quadrati (« ») in cui si dispongono gli elettroni con delle frecce («-», «.») che indicano lo spin.

Esempio Il carbonio contiene 6 elettroni. I primi due si dispongono nell’orbitale 1s, quello di più bassa energia, con spin opposti come vuole il principio di Pauli; altri due si dispongono nel 2 s, sempre con spin opposti; gli ultimi due occupano due orbitali 2 p, con spin uguali:

2 p

2 s -.

1 s -.

- -

La configurazione elettronica di un atomo è la disposizione dei suoi elettroni negli orbitali e si può scrivere disponendo in sequenza i sottolivelli e ponendo come apice di ognuno di essi il numero di elettroni presenti.

Esempi • La configurazione elettronica del carbonio è 1s2 2 s2 2 p2: se si sommano i numeri scritti come apice si ottiene il numero atomico del carbonio (6), che corrisponde al numero di elettroni dell’atomo di carbonio neutro.

• La configurazione elettronica del ferro (Z = 26) è 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d6; a partire dal numero atomico 21 si riempiono gli orbitali 3 d prima dei 4 p.

Domande ed esercizi L’atomo di Dalton e il modello nucleare 3 punti 1

2

1 Controlla se sai definire i seguenti termini: teoria atomica di Dalton (atomo di Dalton), particelle subatomiche, protone, neutrone, elettrone, nucleo.

2 Si può dire che il modello atomico di Dalton è un modello nucleare?

3 A lla luce della teoria di Dalton, come si può interpretare la legge della conservazione della massa nelle reazioni chimiche?

4 Completa la tabella seguente.

Nome della particella

Si trova nel nucleo o fuori dal nucleo?

Protone

nel nucleo

Elettrone

• 20

Carica

Massa 1

La struttura dell´atomo

Domande ed esercizi

5 Decidi se tra le seguenti coppie di particelle dal punto di vista elettrico c’è attrazione, repulsione, oppure né attrazione né repulsione:

a) elettrone – elettrone . ............................................................ ;

c) elettrone – protone ................................................................. ; e) neutrone – protone ................................................................. ;

b) protone – protone ...................................................................... ; d) neutrone – neutrone ................................................................ ; f) neutrone – elettrone ................................................................ .

Numero atomico, numero di massa e isotopi 3 punti 3

4

6 Controlla se sai definire i seguenti termini: numero atomico, numero di massa, isotopi, simboli degli isotopi.

7 Completa la tabella con l’aiuto della tavola periodica.

Nome dell’elemento

Simbolo

Numero atomico

Litio P 79 Arsenico Ca 50

8 Completa la tabella con l’aiuto della tavola periodica (gli atomi sono neutri).

Suggerimento Ricorda che: • A = Z + numero neutroni; • Z = numero atomico = numero protoni = numero elettroni atomo neutro = A - numero neutroni; • A = numero di massa = numero protoni + numero neutroni; • dal simbolo a Z e viceversa: usare la tavola periodica.

Nome elemento

Simbolo elemento

Numero atomico

Numero di massa

Numero protoni

I

Numero elettroni

74 19

Numero neutroni

9

24

28

9 Un atomo ha 20 neutroni e 17 protoni.

a) Qual è il numero atomico dell’atomo? c) Qual è il numero di massa? e) Quale carica possiede il nucleo di questo atomo?

b) Che atomo è? d) Quanti elettroni sono presenti nell’atomo neutro? f ) Quale carica possiedono complessivamente gli elettroni dell’atomo neutro?

10 Quanti protoni, neutroni ed elettroni sono presenti in un atomo neutro rappresentato dal seguente simbolo: 63 29 Cu? 11 Scrivi il simbolo dell’isotopo avente 11 protoni e 12 neutroni.

12 Scrivi il simbolo dell’isotopo del carbonio con 8 neutroni.

13 Un primo atomo ha numero di massa 214 e numero atomico 83; un secondo atomo ha numero di massa 214 e numero atomico 82. I due atomi sono isotopi tra di loro?

21

•

unità 2

Domande ed esercizi La luce e l’atomo di Bohr 3 punti 5

6

14 Controlla se sai definire i seguenti termini ed espressioni: lunghezza d’onda, frequenza, fotone, spettro continuo, spettro a righe, energia quantizzata, livello energetico, numero quantico.

15 T ra luce visibile e ultravioletto, chi ha la frequenza maggiore? Chi ha l’energia maggiore? Chi ha la lunghezza d’onda maggiore?

16 T ra le due onde seguenti quale ha lunghezza d’onda maggiore? Quale ha frequenza maggiore? Se si trattasse di onde elettromagnetiche, quale avrebbe energia maggiore?

a)

b)

17 Se nello spettro di un atomo compaiono due righe, la prima per il passaggio da n = 3 a n = 1, e la seconda per il passaggio da n = 2 a n = 1, quale delle due righe avrà lunghezza d’onda maggiore?

18 Tra un elettrone con n = 1 e uno con n = 2, qual è più lontano dal nucleo? Quale ha energia maggiore?

19 Ci vuole più energia per portare un elettrone da n = 1 a n = 2 o da n = 1 a n = 3?

Il modello a orbitali 3 punti 7

8

20 Controlla se sai definire i seguenti termini: principio di indeterminazione di Heisenberg, orbitale, numeri quantici, numero quantico principale, numero quantico secondario, numero quantico magnetico, numero quantico di spin, principio di esclusione di Pauli, sottolivelli.

21 S i può dire che un elettrone che si trova in un orbitale s percorre un’orbita circolare, mentre un elettrone p percorre un’orbita all’incirca a forma di 8?

22 Inserisci i nomi degli orbitali negli spazi vuoti.

n

l

2

1

2

0

3

2

4

3

Orbitale

23 Per ogni orbitale scrivi il numero quantico principale e il numero quantico secondario.

Orbitale

n

l

1s 3 p

5 d

24 Che valori assume il numero quantico secondario l quando n = 3?

25 Che cosa hanno di uguale e che cosa hanno di diverso:

a) un orbitale 1s e un orbitale 2 s;

b) un orbitale 2 s e un orbitale 2 p.

26 Quanti sono e come si chiamano:

a) gli orbitali con n = 2;

b) gli orbitali con n = 4.

27 È corretto dire che quando n = 2 si hanno orbitali 2 s, 2 p e 2 d?

28 Q ual è il numero massimo di elettroni che si può trovare in un orbitale? In che cosa devono differire gli elettroni che si trovano in uno stesso orbitale?

29 Disponi i sottolivelli del livello con n = 3 per energia crescente.

Le configurazioni elettroniche 3 punti 9

10

30 Controlla se sai enunciare il principio dell’Aufbau e il principio di Hund e se sai definire il termine: configurazione elettronica.

• 22

La struttura dell´atomo

Domande ed esercizi

31 Disponi gli orbitali per energia crescente, rappresentando ogni orbitale come un quadratino, fino all’orbitale 7s.

Suggerimento Per trovare la giusta sequenza si possono disporre tutti i sottolivelli s e p nella «normale» sequenza (1s, 2 s, 2 p, 3s, 3 p, ecc.) e poi: sotto ogni sottolivello p dal 4 in poi inserire un sottolivello d con n inferiore di 1 (sotto il 4 p inserire il 3 d); sotto ogni sottolivello d dal 5 in poi inserire un sottolivello f con n inferiore di 1 (sotto il 5 d inserire il 4 f ).

32 Mostra come gli elementi seguenti dispongono i propri elettroni negli orbitali; utilizza i diagrammi con i quadratini e le frecce per indicare lo spin:

a) azoto; b) ossigeno; c) magnesio. a) Suggerimento Cosa devi fare

Cosa ottieni

Cerca sulla tavola periodica il numero atomico dell’azoto

7

Disponi gli ultimi tre elettroni come frecce tutte rivolte verso l’alto in ognuno dei tre quadratini rimanenti

energia

Riempi i due quadratini più in basso con due frecce opposte ciascuno, per un totale di 4 elettroni

energia

energia

Disegna il diagramma a quadratini degli orbitali (basta arrivare fino a 2p) 2p 2s 1s

2p 2s

-.

1s

-.

2p 2s

-.

1s

-.

- - -

33 Quali orbitali sono presenti nei vari livelli , dal primo al sesto, tenendo conto degli spostamenti di livello degli orbitali d e f ?

34 Scrivi la configurazione elettronica di:

a) fosforo; b) idrogeno; c) fluoro. a) Suggerimento Cosa devi fare

Cosa ottieni

Cerca sulla tavola periodica il numero atomico del fosforo

15

Scrivi la sequenza dei sottolivelli per energia crescente (basta arrivare fino a 3p)

1s 2s 2p 3s 3p

Inserisci come esponente di ogni sottolivello il numero di elettroni presenti fino ad arrivare a 15 (ricorda che i sottolivelli s contengono al massimo due elettroni mentre i p ne hanno 6)

1s2 2s2 2p3 3s2 3p3

35 Scrivi la configurazione elettronica di:

a) argo;

b) arsenico;

c) calcio.

36 Quali elementi hanno le seguenti configurazioni elettroniche?

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8;

b) 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5; c) 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s1.

23

•

unità 2

Domande ed esercizi a) Suggerimento Cosa devi fare

Cosa ottieni

Somma tutti i numeri scritti come apice

28

Cerca sulla tavola periodica l’emento con numero atomico 28

Nichel

37 In tutte le seguenti configurazioni elettroniche è presente un errore. Quale?

a) 1s2 2 s6 2 p6 3 s2 3 p6; b) 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 4 p3; c) 1s2 1 p6 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2.

Verifica le tue competenze 1 Associa ad ogni termine una delle frasi elencate sotto.

Termine

Definizione

a) orbitale

...................

b) numero quantico principale

...................

c) numero quantico di spin

...................

d) livello

...................

e) sottolivello

...................

f ) configurazione elettronica

...................

Definizioni: 1 1 1) può assumere solo i valori + e; 2 2 2) mostra la disposizione degli elettroni nell’atomo; 3) porzione di spazio in cui esiste un’elevata probabilità di trovare l’elettrone; 4) sostanza che si ottiene da una reazione chimica; 5) determina l’energia e il livello; 6) ognuno di essi viene indicato con un numero intero; 7) ognuno di essi viene indicato da una lettera.

2 Quale di queste affermazioni è corretta?

• 24

A Sia la massa sia la carica positiva dell’atomo sono distribuite in modo uniforme in tutto l’atomo B Nel nucleo si trova tutta la carica positiva dell’atomo e praticamente tutta la sua massa C La massa dell’atomo è distribuita in maniera uniforme su tutto l’atomo, mentre la carica positiva è concentrata nel nucleo D Nel nucleo si trova tutta la carica negativa dell’atomo e praticamente tuta la sua massa

3 Quale descrizione caratterizza il protone?

A Ha carica +1, massa simile a quella dell’elettrone e si trova nel nucleo B Ha carica +1, massa simile a quella del neutrone e molto più grande di quella dell’elettrone e si trova fuori dal nucleo C Ha carica +1, massa simile a quella del neutrone e molto più grande di quella dell’elettrone e si trova nel nucleo D Ha carica +1, massa simile a quella del neutrone e dell’elettrone e si trova nel nucleo 4 Dalle informazioni presenti ricava quelle che mancano:

a) numero atomico 6, numero di neutroni 7, numero di massa .................... , numero di protoni

...................... , simbolo dell’elemento ........................ ; b) simbolo O, numero di massa 18, numero atomico ........................... , numero di neutroni .......................... ;

c) simbolo dell’isotopo 21H numero di massa ........................... , numero atomico ........................... ;

d) numero di protoni 82, numero di massa 206, numero atomico ......................... , numero di neutroni ......................... , nome dell’elemento ......................... .

5 Due isotopi dello stesso elemento:

A hanno uguale numero di protoni e diverso numero di elettroni B hanno uguale numero di massa e diverso numero di neutroni C hanno uguale numero atomico e diverso numero di massa D hanno uguale numero di neutroni e diverso numero di protoni

La struttura dell´atomo

Verifica le tue competenze

6 Nell’atomo di idrogeno le energie dei livelli successivi (in kJ) sono: -1321,1; -328,0; -160,7; -82,0. Quale affermazione è falsa?

A L’energia del livello con n = 1 è -1321,1

B Si può portare l’elettrone dal primo al secondo livello fornendo 993,1 kJ C Si può portare l’elettrone dal primo livello fino all’energia di -500,0 kJ fornendo 821,1 kJ D Se l’elettrone torna dal secondo al primo livello emette 993,1 kJ

7 C he cosa rimane del modello di Bohr nel modello successivo?

10 L’energia di un orbitale è determinata:

A solo dal numero quantico principale

B innanzitutto dal numero quantico principale ma anche dal secondario C da tutti i numeri quantici D dal tipo di atomo

11 Qual è il numero massimo di elettroni che possono occupare:

a) un orbitale p .................................................................... ;

b) un sottolivello s .......................................................... ; c) un sottolivello p .......................................................... ; d) un sottolivello d .......................................................... .

12 Quale è la corretta sequenza di energia dei sottolivelli fino a 4 p?

A 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 3 d, 4 s, 4 p

A La presenza di livelli di energia quantizzata B Le orbite circolari che vengono percorse dall’elettrone C Tutti i numeri quantici

B 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 4 p, 3d C 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 d, 3 p, 4 s, 4 p

D Il principio di indeterminazione

D 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p

8 Un orbitale 3 s e un orbitale 3 p: A hanno in comune il numero quantico principale, ma hanno forma e energie diverse B differiscono perché 3 s contiene 2 elettroni e 3 p ne contiene 6 C hanno sempre la stessa energia ma forma diversa D hanno la stessa forma ma sono orientati in modo diverso nello spazio

13 Qual è l’affermazione falsa a proposito del riempimento degli orbitali?

9 Associa ad ogni disegno il nome dell’orbitale.

a) ..............................................

z

b) ..............................................

z

y

y

x

x

c) ..............................................

14 Scrivi le configurazioni elettroniche degli elementi seguenti:

Elemento Configurazione

elettronica

a) litio ..............................................

z

d) ..............................................

y x

z y x

A Si riempiono prima gli orbitali di più bassa energia B Non si mettono meno di due elettroni in ogni orbitale C Se sono disponibili orbitali di uguale energia, prima gli elettroni si sistemano uno per orbitale D Gli elettroni che si sistemano nello stesso orbitale hanno spin opposti

b) silicio c) cobalto

.............................................. ..............................................

15 Associa l’elemento alla configurazione elettronica

Configurazione Elemento elettronica

a) 1 s2 ......................................... ;

b) 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 ......................................... ; 2 2 6 2 6 2 10 5 c) 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p ......................................... .

25

•

UNITÁ

La tavola periodica

3

Che cosa devi sapere prima di studiare questa parte • le configurazioni elettroniche (vedi Unità 2).

Teoria 1 Che cos’è la tavola periodica di Mendeleev?

Nella seconda metà del 1800 Dmitrij Mendeleev scoprì che se si ordinavano gli elementi chimici allora noti, dal più leggero al più pesante, a intervalli regolari, questi presentavano proprietà chimiche e fisiche simili, cioè mostravano un comportamento periodico (o periodicità di comportamento).

2 Com'è organizzata la tavola periodica moderna?

La tavola periodica (o sistema periodico) è una tabella in cui gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente, in modo che elementi con proprietà simili si trovino in una stessa colonna.

Le righe orizzontali della tavola periodica si chiamano periodi, mentre le colonne verticali si chiamano gruppi; gli elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili.

I periodi sono numerati da 1 a 7 e i gruppi possono essere numerati in due modi: il primo con numeri progressivi da 1 a 18, il secondo con numeri romani seguiti da una lettera, A o B (Fig. 3.1).

I gruppi contrassegnati dalla lettera A sono i gruppi principali; gli elementi contrassegnati con la lettera B sono gli elementi di transizione o (metalli di transizione), il blocco di due righe che si trova sotto la tavola principale contiene gli elementi di transizione interna, suddivisi in lantanidi (prima riga) e attinidi (seconda riga).

Alcuni gruppi principali hanno un nome specifico: • metalli alcalini: gruppo I A; • metalli alcalino terrosi: gruppo II A; • alogeni: gruppo VII A; • gas nobili: gruppo VIII A. gruppi principali

elementi di transizione

gruppi principali

1 IA 1

2 IIA

1

H

2

3

4

Li

Be

13 IIIA

Periodo

11 12 3 3 Na Mg IIIB

4

4 IVB

5 VB

Gruppi 6 7 8 9 10 VIB VIIB VIIIB

19

20

21

22

23

24

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr Mn Fe Co

25

Ni

41

42

46

5

37

38

39

40

Rb

Sr

Y

Zr Nb Mo Tc

6

55

56

57

72

73

74

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re Os

7

88

89

104

105

106

107

Fr

87

Ra Ac

metalli alcalino-terrosi

75

44

27

45

28

108

6

7

8

9

10

C

N

O

F

Ne

13

14

15

16

17

18

Al

Si

P

S

Cl

Ar

29

30

31

32

33

34

35

36

Cu Zn Ga Ge As Se

Br

Kr

47

48

78

Ir

Pt Au Hg 110

5

B 12 IIB

77

109

79

111

80

49

In

50

• 26

51

Sn Sb

81

82

83

Tl

Pb

Bi

112

114

52

53

54

Te

I

Xe

84

85

86

Po At Rn 116

Lantanidi

Ce 90

Attinidi

59

60

61

62

gas nobili alogeni 63

64

65

66

67

68

69

70

71

Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 91

92

Th Pa

U

93

94

95

96

97

Np Pu Am Cm Bk

98

99

102

103

Cf

Es Fm Md No

Lr

elementi di transizione interna

Figura 3.1 Tavola periodica.

2 16 17 VIA VIIA He

11 IB

Ru Rh Pd Ag Cd 76

15 VA

Rf Db Sg Bh Hs Mt 58

metalli alcalini

43

26

14 IVA

18 VIIIA

100

101

La tavola periodica

Teoria

3 Che relazione esiste tra tavola periodica e configurazioni elettroniche?

La forma della tavola periodica riflette il graduale riempimento degli orbitali da parte degli elettroni degli atomi (Tab. 3.1 e Fig. 3.2).

Tabella 3.1

Periodo

Tipo di orbitali che si riempiono

Numero totale di orbitali che si riempiono

Numero di elettroni e numero di elementi del periodo

1

1s

1

2

2

2 s, 2 p

4

8

3

3 s, 3 p

4

8

4

4 s, 3 d, 4 p

9

18

5

5 s, 4 d, 5 p

9

18

6

6 s, 4 f, 5 d, 6 p

16

32

7 incompleto

7 s, 5 f, 6 d, 7 p

16

32

La tavola periodica permette di costruire molto semplicemente le configurazioni elettroniche abbreviate (o semplificate) degli elementi, in cui tutti i livelli pieni dell’atomo si indicano con il simbolo del gas nobile precedente messo tra parentesi quadre, e a questo si fa seguire la normale configurazione relativa solo all’ultimo livello.

1s

1s 2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

5d

6p

7s

6d

7p 4f 5f

Figura 3.2

Esempio La configurazione elettronica completa del calcio è 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2; i livelli 1, 2 e 3 sono però completi e possono essere sostituiti dal simbolo [Ar]: 1s22s22p6 3s2 3p6 2 4s [Ar] La configurazione abbreviata è [Ar] 4s2.

4 Cosa sono gli elettroni esterni (di valenza) e le formule di Lewis?

Gli elettroni esterni, o elettroni di valenza, sono gli elettroni che un atomo possiede nel suo ultimo livello e sono quelli che determinano il comportamento dell’atomo.

Esempio Il carbonio ha 4 elettroni di valenza.

Per mettere in evidenza gli elettroni esterni degli atomi dei gruppi principali si usano i simboli di Lewis: questi sono formati dal simbolo dell’elemento circondato sui quattro lati da tanti puntini quanti sono i suoi elettroni esterni. I puntini si dispongono fino a che è possibile uno per lato e poi a due a due.

$$ Ne $$

$$

$$ F $

$$ $$ $$ $$

$$

Esempio I simboli di Lewis degli elementi del secondo periodo sono: $ $ $ $ $$ Li$ Be$ $B$ $C$ $N $O $ $ $

$$

Nel simbolo di Lewis del Berillio (e degli altri elementi con due elettroni esterni) i due puntini si possono anche scrivere sullo stesso lato del simbolo: Be

27

•

unità 3

Teoria 5 Quali sono le proprietà periodiche?

Raggio atomico: è la distanza tra il nucleo e gli elettroni più esterni. Nella tavola periodica diminuisce nei periodi da sinistra a destra, e aumenta nei gruppi dall’alto verso il basso (Fig. 3.3).

dimensioni atomiche e carattere metallico aumentano dimensioni atomiche e carattere metallico aumentano

Le proprietà periodiche sono quelle proprietà che cambiano con regolarità nella tavola periodica.

IA

VIIIA IIA

1

IIIA IVA VA VIA VIIA

2 IIIB IVB VB VIB VIIB

3

VIIIB

IB IIB

4 5 6 7

Figura 3.3 Proprietà periodiche. Dimensioni atomiche e carattere metallico.

ATTENZIONE Il raggio atomico segue questo andamento nei periodi perché, aumentando la carica del nucleo, gli elettroni esterni sono più vicini al nucleo e più trattenuti; segue questo andamento nei gruppi perché, man mano che si aggiunge un livello, gli elettroni sono sempre più lontani dal nucleo e meno trattenuti da questo.

Energia di ionizzazione: è l’energia necessaria per strappare ad un atomo neutro un elettrone. Quando un atomo neutro perde un elettrone si forma uno ione positivo o catione, cioè una particella con una carica positiva, che si indica con il simbolo dell’elemento con un «+» come apice.

L’energia che serve per strappare il primo elettrone di un atomo è l’energia di prima ionizzazione.

L’energia di prima ionizzazione aumenta nei periodi da sinistra a destra, e diminuisce nei gruppi dall’alto verso il basso (Fig. 3.4). Le cause di questo andamento sono le stesse viste poco sopra per il raggio atomico.

L’energia di seconda ionizzazione è l’energia che serve a strappare un secondo elettrone ad uno ione con una carica positiva, formando uno ione positivo bivalente. Simili definizioni valgono per le energie di ionizzazione successive.

energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività aumentano

Esempio Li + Energia di ionizzazione " Li+ + eenergia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività aumentano IA 1

VIIIA IIA

IIIA IVA VA VIA VIIA

2 3

IIIB IVB VB VIB VIIB

VIIIB

IB IIB

4 5 6 7

Figura 3.4 Proprietà periodiche.

Esempi • Dalla seconda ionizzazione di Mg si forma lo ione Mg2+.

• Dalla terza ionizzazione di Al si forma lo ione Al3+.

L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo neutro acquista un elettrone. Quando questo avviene, si forma uno ione negativo o anione, cioè una particella con una carica negativa che si indica con il simbolo dell’elemento e un «-» come apice.

L’affinità elettronica aumenta nei periodi da sinistra a destra, e diminuisce nei gruppi dall’alto verso il basso (Fig. 3.4).

Esempio F + e- " F- + affinità elettronica L’ elettronegatività indica la tendenza di un atomo ad attirare gli elettroni quando si lega ad un altro atomo.

L’elettronegatività aumenta nei periodi da sinistra a destra, e diminuisce nei gruppi dall’alto verso il basso (Fig. 3.4).

• 28

La tavola periodica

Teoria

ATTENZIONE L’elettronegatività non è definita per i gas nobili, che hanno scarsa o nulla tendenza a legarsi con altri atomi; i gas nobili non seguono neanche l’andamento generale delle affinità elettroniche.

Il carattere metallico è la tendenza di un elemento a comportarsi come un metallo. I metalli sono solidi che presentano caratteristiche come la lucentezza e la capacità di condurre la corrente e il calore. Il carattere metallico nella tavola periodica cresce da destra a sinistra nei periodi, e dall’alto verso il basso nei gruppi (Fig. 3.3). Nella tavola periodica una linea diagonale divide i metalli (a sinistra) dai non metalli, che sono gli elementi che non presentano carattere metallico, e si trovano a destra della linea. A cavallo della linea si trovano i semimetalli, elementi con comportamento intermedio tra metalli e non metalli.

Domande ed esercizi La tavola periodica di Mendeleev e la tavola periodica moderna 3 punti 1

2

1 Controlla se sai definire i seguenti termini: comportamento periodico, tavola periodica, periodi, gruppi, gruppi principali, elementi di transizione, elementi di transizione interna, lantanidi, attinidi, metalli alcalini, metalli alcalino terrosi, alogeni, gas nobili.

2 Nella tavola periodica di Mendeleev gli elementi erano ordinati con lo stesso criterio della tavola periodica moderna?

3 Completa la seguente tabella. Le caselle delle colonne dalla quarta in poi vanno compilate con una crocetta. La prima riga è compilata interamente a titolo di esempio.

Simbolo Periodo Gruppo Br

4

VII A 17

Elemento Elemento di gruppo di principale transizione

Metallo alcalino

Metallo alcalino terroso

X

Alogeno

Gas nobile

X

As Hg Li Ne Ba 3 5

X I B 11

1 4 3

X I A 1 X

29

•

unità 3

Domande ed esercizi

4 Quali dei seguenti elementi sono elementi di transizione? Quali sono elementi di transizione interna?

Tra gli elementi di transizione interna, quali sono attinidi e quali sono lantanidi?

Elementi: osmio, praseodimio, mercurio, nettunio, europio, torio, tungsteno, nobelio, plutonio, itterbio.

5 Nel disegno è riportata la forma della tavola periodica, con delle lettere che corrispondono ad alcuni dei blocchi o dei gruppi presenti al suo interno. Associa ad ogni lettera il nome corrispondente scegliendo tra: gas nobili; metalli alcalini; gruppi principali; metalli alcalino terrosi; metalli di transizione; metalli di transizione interna; lantanidi; attinidi; alogeni.

a

a

b

i

f g

h

c

d e

Configurazioni elettroniche nella tavola periodica e elettroni esterni 3 punti 3

4

6 Controlla se sai definire i seguenti termini: configurazione elettronica abbreviata, elettroni esterni o elettroni di valenza, simboli di Lewis.

7 Controlla se sai ricostruire, senza consultarla, la Tab. 3.1.

8 Perché il terzo periodo comprende 8 elementi e il quarto 18?

9 Indica quali sono gli ultimi orbitali che si riempiono:

a) negli elementi dei gruppi principali; b) negli elementi di transizione; c) negli elementi di transizione interna.

10 Quali sono gli elementi che sistemano i loro ultimi elettroni negli orbitali 4 p?

Suggerimento Bisogna sapere quali orbitali si riempiono nelle varie zone della tavola periodica: dalla Fig. 3.2 si vede che gli orbitali 4 p si riempiono negli ultimi sei elementi del quarto periodo. La tavola periodica permette di conoscere i simboli di questi elementi.

11 Indica in quali orbitali dispongono i loro ultimi elettroni:

a) i metalli alcalini c) gli alogeni;

b) i metalli alcalino terrosi; d) i gas nobili.

12 Utilizzando la tavola periodica assegna la configurazione elettronica abbreviata agli elementi:

a) Cl;

b) C;

c) Ti;

d) Se;

e) I;

f ) Rb.

a) Suggerimento

• 30

Cosa devi fare

Cosa ottieni

Cerca il gas nobile che precede il cloro nella tavola periodica

Ne

Scrivi il simbolo del gas nobile che precede il cloro racchiuso tra parentesi quadre

[Ne]

Conta gli elettroni che il cloro possiede nell’ultimo livello (contando da sinistra nella tavola periodica le caselle del terzo periodo fino al cloro) e distribuiscili nei sottolivelli del terzo periodo, scrivendoli a destra del simbolo precedente

Gli elettroni del terzo livello sono 7 e i sottolivelli del terzo periodo sono 3 s e 3 p che contengono al massimo due e sei elettroni, quindi: [Ne] 3 s2 3 p2

La tavola periodica

Domande ed esercizi

13 Decidi a quali elementi corrispondono le seguenti configurazioni elettroniche abbreviate:

a) [Ne] 3 s2;

b) [He] 2 s2 2 p1;

c) [Ar] 4 s2 3 d5;

d) [Kr] 5 s2 4 d10 5 p2;

e) [Xe] 6 s1.

14 Alcune delle seguenti configurazioni sono corrette e altre errate; per quelle corrette decidi qual è l’elemento corrispondente, per quelle errate spiega in che cosa consiste l’errore:

a) [He] 2 s2 2 p3; b) [Ar] 3 s2 ; c) [Ne] 3 s2 3 p6 4 s1; d) [Xe] 6 s2.

15 Quali elementi contengono solo livelli completi?

16 Quanti elettroni esterni possiedono i seguenti elementi?

a) Cl;

b) O;

c) Al;

d) K;

e) P.

a) Suggerimento Il numero di elettroni esterni per gli elementi dei primi tre periodi si ottiene contando le caselle della tavola periodica dalla prima a sinistra fino a quella dell’elemento in esame. Nel caso del cloro, per esempio, si comincia a contare dalla casella del sodio fino a quella del cloro, e si ottiene 7. Per gli elementi dei gruppi p dei periodi da 4 in poi, si può contare nello stesso modo ignorando gli elementi di transizione: per esempio lo iodio verrà ad avere anch’esso 7 elettroni esterni.

17 Indica quanti elettroni esterni hanno:

a) i metalli alcalini; b) i metalli alcalino-terrosi; c) gli alogeni; d) i gas nobili.

18 Scrivi i simboli di Lewis degli elementi del terzo periodo.

Le proprietà periodiche 3 punto 5 19 Controlla se sai definire i seguenti termini: proprietà periodiche, raggio atomico, energia di prima e di seconda ionizzazione, ione positivo o catione, ione negativo o anione, affinità elettronica, elettronegatività, carattere metallico, metallo, non metallo, semimetallo.

20 Elenca le proprietà periodiche.

21 Anche il numero di elettroni esterni può essere considerato una proprietà periodica?

22 Perché l’energia di prima ionizzazione aumenta nei periodi e diminuisce nei gruppi?

23 Completa la tabella indicando per ogni proprietà se aumenta o diminuisce nel senso indicato (la prima riga è compilata a titolo di esempio).

Proprietà Energia di ionizzazione

Da sinistra a destra nei periodi

Dall’alto al basso nei gruppi

Aumenta

Diminuisce

Raggio atomico Affinità elettronica Elettronegatività

Carattere metallico

31

•

unità 3

Domande ed esercizi 24 Scrivi la configurazione elettronica completa degli ioni seguenti:

a) O2-; b) K+; c) Cl-; d) Mg2+.

Suggerimento Devi stabilire quanti elettroni ha lo ione: per fare questo somma la carica al numero atomico per gli ioni negativi, sottrai la carica al numero atomico per gli ioni positivi. Poi sistema gli elettroni totali negli orbitali come di consueto.

25 Decidi a quali ioni corrisponde ognuna delle seguenti descrizioni:

a) ione con carica +2 e configurazione elettronica 1s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6; b) ione con carica -2 e configurazione elettronica 1s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6; c) ione con carica +3 e configurazione elettronica 1s2 2 s2 2 p6; d) ione con carica +1 e configurazione elettronica 1s2.

26 Decidi qual è il gas nobile e quali sono gli ioni con carica -2, +1, +2, che hanno la stessa configurazione elettronica dello ione F-.

27 In ognuna delle coppie seguenti indica l’atomo con dimensioni maggiori:

a) Li, Be; b) Li, Na; c) O, S; d) S, Cl. Suggerimento Ricorda che ogni atomo è più grande di quello alla sua destra, e più piccolo di quello sotto di lui.

28 Quale tra i seguenti atomi ha le dimensioni maggiori: P, As, S, Se? 29 In ognuna delle coppie seguenti indica l’atomo con la maggiore energia di prima ionizzazione:

a) Na, Mg; b) Na, K; c) B, C; d ) C, Si. Suggerimento Ricorda che ogni atomo ha energia di ionizzazione minore di quello alla sua destra, e maggiore di quello sotto di lui.

30 In ognuna delle coppie seguenti indica l’atomo con la maggiore affinità elettronica:

a) F, O;

b) F, Cl;

c) O, S;

d) O, N 31 Completa la tabella segnando, per ogni elemento le caratteristiche che possiede.

Elemento Ca Na O Cl

• 32

Conduce la corrente

Ha una bassa energia di prima ionizzazione

Ha un’alta elettronegatività

Ha un’alta affinità elettronica

La tavola periodica

Verifica le tue competenze 1 Associa ad ogni elemento una delle definizioni elencate sotto.

Elemento

a) Titanio

b) Bario c) Cloro d) Sodio e) Uranio f ) Argo g) Cerio

Definizioni: 1) metallo alcalino; 2) metallo alcalino-terroso; 3) alogeno; 4) gas nobile; 5) elemento di transizione; 6) lantanide; 7) attinide.

6 Scrivi nello spazio tratteggiato a quale gruppo appartiene ogni configurazione elettronica esterna.

Definizione

a) s1 .................................................................................................................... ;

...................

b) s2 p6 ............................................................................................................. ;

...................

c) s2 p5 ............................................................................................................. ;

d) s2 .................................................................................................................... .

...................

................... ................... ...................

7 Scrivi le configurazioni elettroniche abbreviate degli elementi seguenti.

...................

a) Li ................................................................................................................... ;

b) F ..................................................................................................................... ;

c) Al . ................................................................................................................. ;

d) S ..................................................................................................................... .

8 Dal simbolo di Lewis decidi a che gruppo appartengono i seguenti ipotetici elementi (non si tratta di elementi reali).

A numero di massa

B massa

C numero atomico

D ordine alfabetico

3 Quale affermazione è falsa?

A Al e B appartengono allo stesso gruppo

B I e Br appartengono allo stesso gruppo

C C e N appartengono allo stesso periodo

D Sb e Bi appartengono allo stesso periodo 4 Quali elementi dispongono i loro elettroni più esterni negli orbitali d?

A I gas nobili

B I metalli di transizione interna

C Gli elementi dei gruppi principali

D I metalli di transizione 5 In quali orbitali si trovano gli elettroni esterni degli elementi indicati?

Elemento Fosforo Rame Berillio

Azoto

Orbitali

a) A ................................................................................................................ ; $$ b) X$ . .............................................................................................................. ; $ $$ c) $Z$ ................................................................................................................ ; $ $ d) $E$ . .............................................................................................................. . $$

$$

2 Nella moderna tavola periodica gli elementi sono ordinati per:

9 Associa ad ogni termine la sua definizione, scelta tra quelle elencate sotto.

Termine

a) energia di prima ionizzazione

Definizione ...................

b) affinità elettronica

...................

c) elettronegatività

...................

d) raggio atomico

...................

Definizioni: 1) distanza tra il nucleo e gli elettroni più esterni; 2) energia che si deve fornire per rimuovere un elettrone da un atomo neutro; 3) indice della capacità di un atomo di attirare gli elettroni che lo legano a un altro atomo; 4) energia che si libera quando un atomo neutro acquista un elettrone.

33

•

unità 3

Verifica le tue competenze 10 Che cosa hanno in comune lo ione Na+ e il Neon?

A Il numero di elettroni

B Il numero di protoni

C Il numero atomico

B 9, 8, 56, 1

C 8, 6, 58, 2

D 10, 7, 55, 0

12 Quali sono gli atomi neutri e ioni che possiedono 18 elettroni?

A Ar, Cl+, S2+, K-, Ca2

B Ar, Cl2-, S-, K+, Ca+

C Ar, Cl-, S2-, K2+, Ca2+

D Ar, Cl-, S2-, K+, Ca2+

13 Rispetto al magnesio, l’alluminio:

• 34

D Il numero di neutroni

11 Quanti elettroni possiedono gli ioni F-, O2-, Ba2+, H+?

A 10, 10, 54, 0

A è più grande e ha energia di ionizzazione maggiore

B è più piccolo e ha energia di ionizzazione minore C è più grande e ha energia ionizzazione minore D è più piccolo e ha energia di ionizzazione maggiore

14 I metalli del terzo periodo sono:

A Li, Be

B Na, Mg, Al C P, S, Cl, Ar D H, He

15 Individua gli elementi dalla loro descrizione.

a) il semimetallo del terzo periodo . ......................................................................................................................... ;

b) se acquista un elettrone ha lo stesso numero di elettroni di Kr . ......................................................................................................................... ;

c) ha l’elettronegativià più alta di tutti . ......................................................................................................................... ;

d) nel quarto periodo è l’elemento che perde con più facilità un elettrone . ......................................................................................................................... .

I legami

UNITÁ

4

Che cosa devi sapere prima di studiare questa parte • le configurazioni elettroniche (vedi Unità 2); • le formule di Lewis e gli elettroni esterni (vedi Unità 3); • l’elettronegatività e le altre proprietà periodiche (vedi Unità 3).

Teoria

$$

1 Che cosa sono la regola dell’ottetto e il legame covalente?

Nel legame covalente i due atomi condividono una o più coppie di elettroni esterni.

Secondo la regola dell’ottetto, nel formare questo legame gli atomi tendono a raggiungere una configurazione stabile uguale a quella dei gas nobili, che hanno otto elettroni esterni (due nel caso di He).

Le molecole si possono rappresentare con le strutture di Lewis (dette formule di Lewis oppure formule di struttura) in cui i legami si indicano con un trattino (-) o con due puntini ( ) e gli elettroni non condivisi con puntini.

$$

Esempio Quando si forma la molecola H2, i due atomi di idrogeno mettono in comune il loro unico elettrone esterno. In questo modo ogni atomo H ha intorno a sé due elettroni, come l’elio: H$+$H " H-H o H H Gli atomi possono unirsi con un solo legame covalente (legame semplice), oppure con due (legame doppio), o con tre (legame triplo).

$$

$$

Esempi $ $$ • In O2 è presente un legame doppio, che consente ai due atomi di raggiungere l’ottetto: $O=O In questa molecola ogni ossigeno è circondato da due coppie di elettroni non condivise, e due coppie di legame, per un totale di otto elettroni. $ $$ • In N2 è presente un legame triplo: $N/N Ogni atomo di azoto è circondato da una coppia di elettroni non condivisa, e tre coppie di legame per un totale di otto elettroni.

ATTENZIONE Gli elettroni singoli non impegnati in legami e le coppie di non legame (coppie solitarie) non vengono sempre indicati nella formula di Lewis: per esempio la molecola precedente N2 può essere scritta N/N. 2 Che cos’è il legame dativo?

Un legame dativo è un legame covalente in cui entrambi gli elettroni provengono dallo stesso atomo.

Esempio Quando NH3, ammoniaca, si trasforma nello ione ammonio NH+4 , il nuovo legame tra N e H si forma grazie ai due elettroni non condivisi che si trovano sull’azoto: R V+ S W H S W + H-N + H " SH-N-HW S W H ione S H W idrogeno T ione X ammonio

$$

H

35

•

unità 4

Teoria 3 Che cosa sono i legami covalenti polari e apolari?

I legami tra atomi uguali sono covalenti puri: in essi gli elettroni di legame sono ugualmente distribuiti tra i due atomi e il legame non è polare, ma apolare.

I legami tra atomi diversi, con diversa elettronegatività, sono covalenti polari: in questi l’atomo più elettronegativo attira di più gli elettroni e diventa il polo negativo del legame, mentre l’altro atomo è il polo positivo. Il legame è tanto più polare quanto maggiore è la differenza di elettronegatività tra gli atomi presenti (per i valori di elettronegatività vedi Fig. 4.1) 1 IA

18 VIIIA

2 H 1 2,20 IIA Li Be 2 0,98 1,57

Periodo

Na Mg 3 3 0,93 1,31 IIIB

4 IVB

5 VB

Gruppi 6 7 8 9 10 VIB VIIB VIIIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

B

C

N

16 17 He VIA VIIA O

F

Ne

2,04 2,55 3,04 3,44 3,98

11 IB

12 Al Si P S Cl IIB 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16

Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4 0,82 1,00 1,36 1,54 1,63 1,66 1,55 1,83 1,88 1,91 1,90 1,65 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 3,00 Rb Sr I Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te Xe 5 0,82 0,95 1,22 1,33 1,60 2,16 1,90 2,20 2,28 2,20 1,93 1,69 1,78 1,96 2,05 2,10 2,66 2,60 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6 0,79 0,89 1,10 1,30 1,50 2,36 1,90 2,20 2,20 2,28 2,54 2,00 1,62 2,33 2,02 2,00 2,20 2,20 Fr Ra Ac 7 0,70 0,90 1,10

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Figura 4.1

Esempio In HCl, Cl è più elettronegativo di H e i due elettroni di legame sono spostati più verso il cloro che verso l’idrogeno, Cl diventa il polo negativo e H il polo positivo: d+

d+

$$

$$ H-Cl Cl $$ Per indicare i poli positivo e negativo in un legame si utilizzano i simboli d+ («delta più») e d- («delta meno»).

4 Che cos’è il legame ionico?

Il legame ionico è il legame che si forma per l’attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta.

Si forma un legame ionico tra due atomi quando tra di loro si ha una forte differenza di elettronegatività (intorno a 1,9 o superiore): l’atomo più elettronegativo strappa elettroni a quello meno elettronegativo e diventa uno ione negativo, mentre l’altro diventa uno ione positivo. Gli ioni che si formano sono quelli che portano gli atomi a raggiungere l’ottetto, e il numero di ioni positivi e negativi che si legano nel composto sono tali da portare a 0 il numero di cariche totali.

ATTENZIONE L’elettronegatività cresce nella tavola periodica da sinistra a destra, e diminuisce dall’alto verso il basso.

Atomi molto elettronegativi hanno anche elevata energia di ionizzazione, elevata affinità elettronica e basso carattere metallico.

Esempio Tra potassio e ossigeno si forma un composto ionico perché la differenza di elettronegatività supera 1,9. Il potassio ha un elettrone esterno e raggiunge l’ottetto perdendolo e diventando ione K+; per raggiungere l’ottetto, l’ossigeno acquista due elettroni e diventa O2-. Perché O acquisti due elettroni servono due atomi di K, perciò la formula del composto è K2O (si scrive prima lo ione positivo). La somma delle cariche degli ioni presenti è uguale a 0 (2 #+ 1 =+ 2 per i due K+, e -2 per O2-) .

• 36

I legami

Teoria

5 Che cos’è il legame metallico?

Il legame metallico si forma perché gli atomi perdono i loro elettroni esterni e formano ioni positivi tenuti insieme dagli elettroni liberati, questi ultimi sono liberi di muoversi su tutto il metallo e fanno da collante fra gli ioni positivi.

ATTENZIONE Ricorda che nella tavola periodica i metalli occupano la parte di sinistra, quella che corrisponde agli atomi con bassa energia di ionizzazione.

6 Qual è la forma delle molecole?

La forma di una molecola è determinata dalla disposizione nello spazio degli atomi che la costituiscono.

Per conoscere completamente la forma di una molecola occorre conoscere le lunghezze dei legami e gli angoli di legame: la lunghezza di legame è la distanza tra i nuclei degli atomi del legame; l’angolo di legame è l’angolo compreso tra due legami: O H

H

angolo di legame

La teoria VSEPR («Valence Shell Electron Pair Repulsion») permette di stabilire la forma delle molecole (gli angoli di legame), e stabilisce che la forma che una molecola assume è quella che permette alle coppie di elettroni che circondano l’atomo centrale di stare il più possibile lontane le une dalle altre. I legami doppi si considerano come se fossero un tutt’uno, come una sola coppia; gli elettroni di non legame vanno considerati come quelli di legame.

Esempi • CO2: l’atomo centrale (C) è circondato da due gruppi di elettroni e l’angolo di legame è di 180c:

O = C = O

forma lineare

• BF3: il B è circondato da tre coppie di legame e l’angolo di legame è di 120c: F B

F

F

forma triangolare planare (oppure trigonale planare)

• C H4: il carbonio è circondato da 4 coppie di legame e l’angolo di legame è di 109,5c, come in un tetraedro regolare:

H C H H H

forma tetraedrica

• N H3: l’azoto è circondato da 3 coppie di elettroni di legame e una di non legame. Le 4 coppie si dispongono ai vertici di un tetraedro, ma la forma della molecola è piramidale, perché le coppie di non legame non contribuiscono a determinare la forma. Gli angoli tra le coppie di legame sono più piccoli che in un tetraedro regolare e misurano 107,3c:

H

$$ N H H

forma piramidale

• H 2O: l’ossigeno è circondato da 2 coppie di legame e due di non legame e gli angoli tra le coppie di legame misurano 105c:

$$O$$ H H

forma angolare (oppure piegata)

37

•

unità 4

Domande ed esercizi Il legame covalente 3 punti 1

2

3

1 Controlla se sai definire i seguenti termini: legame covalente; strutture di Lewis; legame semplice; legame doppio; legame triplo; legame dativo; legame covalente puro; legame covalente polare.

2 Quanti elettroni mancano a ognuno degli atomi seguenti per raggiungere l’ottetto, o la configurazione di un gas nobile ?

a) H; b) C; c) N; d) O; e ) F. Suggerimento L’idrogeno non deve arrivare a otto elettroni (ottetto) per assumere la configurazione di un gas nobile, ma solo a due, come l’elio.

3 Come possono unirsi le seguenti coppie di atomi in modo che ogni atomo arrivi a 8 elettroni (l’idrogeno a due)? Scrivi le strutture di Lewis delle molecole che si formano.

a) N e H; b) F e H; c) C e H; d) H e O. a) Suggerimento Cosa devi fare

Cosa ottieni

Scrivi i simboli di Lewis dei due atomi

$$ $$

$$ N $

$H

Decidi di quanti elettroni ha bisogno l’azoto per arrivare all’ottetto e l’idrogeno per arrivare a 2, e quindi quanti atomi di idrogeno si legano all’azoto

All’azoto servono 3 elettroni e all’idrogeno 1. A un atomo di azoto si legano 3 atomi di idrogeno

Disponi al centro l’atomo di azoto e intorno tre atomi di idrogeno, unisci ogni atomo di idrogeno all’azoto con un trattino e lascia indicati gli elettroni non condivisi sull’azoto

$$ H-N-H

Conta gli elettroni che circondano ogni atomo: ogni trattino vale per due elettroni

Ogni idrogeno è circondato da un trattino, cioè da due elettroni; N è circondato da 3 trattini (6 elettroni) e da una coppia non condivisa per un totale di 8 elettroni

H

$$

$$ = $$

$$ $$

$$ $$

$$ $$ $$ $$ $$

$$

$$

$$

$$ $$

$$ $$

$$ $$

4 La regola dell’ottetto in realtà non vale sempre; in quali delle molecole seguenti tale regola non è rispettata? $$ $$ $$ Cl F Cl $$ $ $ $$ $$ $$ $$ Cl a) Cl-C-Cl b) B-F c) Cl d) O $$ P $$ $$ $$ $$ Cl Cl Cl F H-C-H $$

$$

$$ $$

5 Scrivi le formule di Lewis delle seguenti molecole, evidenziando eventuali legami dativi presenti:

a) CO2; b) HClO2; c) SO2; d) PH3; e) HClO3. a) Suggerimento

Il C è l’atomo centrale. Scrivi i simboli di Lewis di tutti gli atomi, ponendo al centro C Decidi quanti legami deve fare ognuno degli atomi presenti per raggiungere l’ottetto

Ogni O deve fare due legami, mentre il C ne deve fare quattro

$$ $$ $ O$ $C$ $O$ $ $ $$

$$

$$ $$ O=C=O

$$

Ogni atomo può raggiungere l’ottetto se si formano due doppi legami tra il carbonio e l’ossigeno

• 38

Cosa ottieni $$

Cosa devi fare

I legami

Domande ed esercizi

b) Suggerimento Cosa ottieni

Il Cl, l’O alla sua destra e l’idrogeno hanno raggiunto l’ottetto, ma l’ossigeno a sinistra non è ancora legato: gli servono due elettroni per raggiungere l’ottetto, ma se il Cl fa due legami supera l’ottetto: si forma perciò un legame dativo, che si può indicare come un normale legame covalente o con una freccia che va dall’atomo donatore all’atomo accettore

$$

$$ $$ Cl$ $O$ $H $$ $$

$$ $$ Cl - O - H $$ $$

$$

$$

$$ O$ $

$$

Unisci gli elettroni spaiati. Sostituisci i due puntini spaiati tra il Cl e l’O alla sua destra con un trattino e fai lo stesso tra O e H

$$ O$ $

$$ $$ $$ O - Cl - O - H $$ $$ $$

$$

In composti di questo tipo (ossiacidi) l’atomo diverso da H e O si pone al centro, gli ossigeni si legano a questo atomo e gli idrogeni si legano all’ossigeno. Scrivi i simboli di Lewis di tutti gli atomi, ponendo al centro Cl, gli O intorno al Cl e H accanto a uno degli ossigeni

$$ $$ Cl - O - H $$ $$

$$ O $$

$$

Cosa devi fare

6 Scrivi le formule di Lewis delle seguenti molecole:

a) HCN (gli atomi sono legati come nella formula con il carbonio centrale); b) C2H6 (gli atomi di carbonio sono legati tra di loro); c) C2H4; d) H2CO3.

7 Scrivi le formule di Lewis degli ioni seguenti:

a) CO 23 ;

b) NH+4 ;

c) OH-;

d) SO 23 .

a) Suggerimento Cosa ottieni

In uno ione negativo formato da più atomi, se è presente l’ossigeno si può considerare che uno o più atomi di ossigeno abbiano un elettrone in più. Disponi i simboli di Lewis dei tre ossigeni intorno all’carbonio, ma ai due ossigeni assegna 7 elettroni-punto invece di 6

$ $$ $$(-) O$ $C$ $O $ $ $$ $ (-) O $$

Unisci due degli elettroni spaiati del carbonio con gli elettroni spaiati degli ossigeni con 7 elettroni

$$

$$ $$

$$

$$

Cosa devi fare

Sia al carbonio, sia all’ultimo ossigeno restano due elettroni da condividere: utilizza un legame doppio per unirli. Per indicare la carica dello ione racchiudi tutta la struttura tra parentesi quadre e poni la carica a destra della parentesi in alto

R S S S T

$$ O$ $

$$

$$

$$ $$

$$

$ $$(-) $C - O (-) $$ $O$ V 2$$ $$ W O=C-O $$ W W O $$ X $$ $$

ATTENZIONE 2Ci sono formule di struttura, come quella di CO 23 , che si possono scrivere in diversi modi: in CO 3 , per esempio, il doppio legame si può trovare tra il carbonio e uno qualsiasi dei tre atoni di ossigeno. Quando questo si verifica si parla di risonanza, e le strutture equivalenti che si possono scrivere si chiamano ibridi di risonanza: la struttura «vera» non è nessuno degli ibridi, ma una «via di mezzo» tra di loro.

b) Suggerimento Si procede come di consueto, ma nella formula di Lewis di uno degli atomi di idrogeno non si mette nessun elettrone-punto (c’è un elettrone in meno per via della carica positiva).

39

•

unità 4

Domande ed esercizi 8 Ordina per polarità crescente i legami presenti nelle molecole: H2O; HF; HCl; NaH; CH4; LiH. Suggerimento

Cerca sulla Fig. 4.1 i valori di elettronegatività dell’idrogeno e di tutti gli atomi presenti nelle molecole assegnate; calcola la differenza di elettronegatività tra l’idrogeno e gli altri atomi; il legame più polare è quello con la maggiore differenza di elettronegatività.

9 Usando solo la tavola periodica, ma non i valori dell’elettronegatività, indica con quali dei seguenti atomi il C instaura il legame più polare: Cl, Br, F. 10 Indica con d+ e d- i poli positivo e negativo in:

a) H – I;

b) C/O;

c) Cl – F;

d) I – Cl.

Il legame ionico e il legame metallico 3 punti 4

5

11 Controlla se sai definire i seguenti termini: legame ionico, legame metallico.

12 Scrivi negli spazi vuoti se il valore della proprietà deve essere «alto» o «basso».

Atomi che tendono a formare ioni positivi

Atomi che tendono a formare ioni negativi

Elettronegatività Energia di ionizzazione Affinità elettronica

Carattere metallico

13 Decidi quale ione forma ognuno degli atomi seguenti:

a) I;

b) Rb;

c) S;

d) Al;

e) Ca.

Suggerimento Gli atomi che si trovano a sinistra nella tavola periodica tendono a formare ioni positivi in cui perdono tutti i loro elettroni esterni; gli atomi che si trovano a destra tendono a formare ioni negativi in cui acquistano tanti elettroni quanti ne ha il gas nobile successivo.

14 Scrivi per ogni gruppo la carica dello ione formato.

Gruppo

Carica

a) metalli alcalini

...................

b) metalli alcalino-terrosi

...................

c) alogeni

...................

15 Tra quali delle seguenti coppie si forma un legame ionico? Tra quali si forma un legame covalente?

a) H e Cl;

b) O e Be;

c) Si e H;

d) C e O;

e) F e Li;

f ) K e Br.

Suggerimento Calcola la differenza di elettronegatività tra i due atomi: se è maggiore di 1,9, il legame è ionico; se è minore allora è covalente.

16 Scrivi la formula dei composti ionici che si formano tra:

• 40

a) O e Na;

b) Li e Cl;

c) O e Mg;

d) F e K;

e) F e Ca;

f ) Sr e Cl.

I legami

Domande ed esercizi

a) Suggerimento Cosa devi fare

Cosa ottieni

Scrivi gli ioni che si formano dai due atomi

O2-, Na+

Scrivi per primo lo ione positivo e poi quello negativo

NaO

Inserisci i pedici in questo modo: se tutti e due gli ioni hanno la stessa carica non servono pedici (cioè c’è uno ione di ogni tipo nella formula); se gli ioni hanno carica diversa, prendi un numero di ioni positivi pari alla carica dello ione negativo e viceversa (se occorre, semplifica i pedici, in modo che abbiano il valore più basso possibile).

Na2O

17 Decidi se le varie proprietà hanno valore «alto» o «basso» per gli elementi legati da legame metallico:

a) affinità elettronica;

b) elettronegatività;

c) energia di ionizzazione.

18 I metalli tendono a formare ioni positivi o negativi?

19 Associa a ogni coppia il tipo di legame formato (ionico, metallico, covalente).

Coppia

Legame

a) metallo con non metallo

......................................

b) metallo con metallo

......................................

c) non metallo con non metallo

......................................

20 Perché i metalli conducono l’elettricità?

La forma delle molecole 3 punto 6 21 Controlla se sai definire i seguenti termini: forma delle molecole; lunghezza di legame; angolo di legame; teoria VSEPR. 22 Controlla di saper disegnare una molecola lineare, una molecola trigonale planare, una molecola tetraedrica, una molecola piramidale e una molecola angolare.

23 Completa la tabella decidendo qual è la forma della molecola nei vari casi.

L’atomo centrale è circondato da:

Forma della molecola

due coppie di legame e due di non legame tre coppie di legame e una di non legame due coppie di legame

quattro coppie di legame

24 Decidi se nelle molecole seguenti sono presenti nessuna, una o due coppie di elettroni non condivisi sull’atomo centrale. a)

b)

c)

d)

e)

25 Quanto vale l’angolo di legame nelle molecole dell’esercizio precedente?

26 Decidi la forma delle molecole seguenti:

a) PCl3;

b) CCl4;

c) H2S;

d) HF;

e) BeH2.

41

•

unità 4

Domande ed esercizi a) Suggerimento Cosa devi fare

Cosa ottieni

Scrivi la struttura di Lewis della molecola: non è necessario indicare gli elettroni spaiati che si trovano sugli atomi terminali, mentre bisogna indicare tutte le coppie presenti sull’atomo centrale

$$ Cl - P - Cl

Conta il numero di coppie di elettroni (di legame e di non legame) che circondano l’atomo centrale

3 coppie di legame e una di non legame: totale 4

Scegli la forma geometrica che permette di disporre il più lontano possibile le coppie di elettroni (consulta Esempio nel punto 5 della Sintesi).

Le coppie si dispongono lungo i vertici di un tetraedro

Se le coppie sono tutte di legame, la geometria della molecola è quella scelta prima per le coppie; se ci sono anche coppie di non legame, scegli la geometria determinata dalle sole coppie di legame (consulta Esempio nel punto 5 della Sintesi)

Delle 4 coppie una è di non legame; le restanti assumono una geometria piramidale: $$ P Cl Cl Cl

Cl

27 Decidi la forma delle molecole seguenti:

a) CHCl3;

b) AlF3;

c) PH3;

d) OF2.

28 Decidi qual è la geometria:

a) di ogni atomo C in C2H6 (i due atomi di carbonio sono legati tra loro); b) di C in H2CO (C lega i due idrogeni e l’ossigeno); c) della molecola C2H2 (i due atomi di carbonio sono legati tra loro e ognuno lega un idrogeno).

29 Decidi la geometria dei seguenti ioni:

a) NH+4 ;

b) BrO-3 ;

c) ClO-4 .

Verifica le tue competenze 1 Associa ad ogni tipo di legame la sua descrizione, tra quelle elencate sotto.

Legame Descrizione

a) covalente puro

...................

b) covalente polare

...................

c) dativo

...................

d) ionico

...................

e) metallico

...................

Definizioni: 1) entrambi gli elettroni di legame provengono da uno stesso atomo; 2) gli elettroni di legame sono più spostati verso uno dei due atomi; 3) ioni positivi tenuti insieme da elettroni mobili; 4) gli elettroni di legame sono egualmente condivisi tra i due atomi; 5) attrazione tra particelle di segno opposto.

2 Quale delle seguenti affermazioni non è corretta?

• 42

A L’idrogeno può fare solo legami doppi

B Il carbonio di solito fa quattro legami C Il carbonio può fare sia legami semplici sia doppi D Se un atomo di ossigeno fa due legami semplici raggiunge l’ottetto

3 Per ogni molecola indica se è presente un legame semplice, doppio o triplo.

a) O2 .................................................................................................................. ;

b) Cl2 . ............................................................................................................... ;

c) H2 .................................................................................................................. ;

d) N2 .................................................................................................................. .

4 Scrivi le strutture di Lewis delle molecole seguenti; se sono presenti legami dativi evidenziali con una freccia.

Molecola

Struttura di Lewis

a) N2

...................

b) HBrO3

...................

c) CCl4

...................

d) H2S

...................

I legami

Verifica le tue competenze

$$

$$

$$

$$

$$

$$

5 Quale delle seguenti strutture di Lewis non è corretta? $$ $$ A O = C - O B C/O

$$ $$ C H - C/N D H-F

$$

6 Nei legami tra H e O, H e Cl, H e Na, H e C:

A l’idrogeno è sempre il polo positivo

B l’idrogeno è sempre il polo negativo C l’idrogeno è a volte polo positivo e a volte polo negativo D non ci sono un polo positivo e negativo

7 Scrivi accanto a ogni specie se in essa sono presenti legami covalenti puri, covalenti polari, ionici o metallici.

a) F2 ................................................................................................................... ;

b) NaF ............................................................................................................. ;

c) OF2 .............................................................................................................. ;

d) Na ................................................................................................................. ;

A i legami doppi e tripli si considerano come se fossero legami semplici B i legami doppi si considerano come due legami semplici C i legami doppi si considerano come se fossero un legame semplice, e i legami tripli come se fossero due legami semplici D i legami doppi e tripli si considerano come coppie di non legame

13 Associa ad ogni molecola una delle descrizioni seguenti:

Molecola

a) CH4

...................

A Un atomo del gruppo IV A e uno del gruppo VII A B Un metallo alcalino e un metallo alcalinoterroso C Un metallo e un non metallo D Un alogeno e un gas nobile

b) NH3

...................

c) H2O

...................

d) HF

...................

9 Quale dei seguenti legami covalenti è più polare?

Descrizione: 1) l’atomo centrale è circondato da una coppia di legame e tre coppie di non legame; 2) l’atomo centrale è circondato da due coppie di legame e due di non legame; 3) l’atomo centrale è circondato da tre coppie di legame e una di non legame; 4) l’atomo centrale è circondato da 4 coppie di legame.

A N, O

C C, O

B C, F D O, F

10 Quale insieme di formule di composti ionici è corretto?

A NaF, CaF2, Li2S, MgO

B NaF2, CaF2, LiS2, Mg2O2 C Na2F, Ca2F, LiS, Mg2O2 D NaF, Ca2F, LiS2, MgO

11 La teoria VSEPR si basa sul fatto che:

12 Quando si decide la struttura di una molecola in base alla teoria VSEPR:

8 Quale delle seguenti coppie di atomi è più probabile che formi un legame ionico?

C sia le coppie di legame sia le coppie di non legame che circondano l’atomo centrale si respingono e si dispongono il più lontano possibile le une dalle altre D gli atomi legati all’atomo centrale si respingono e si dispongono il più lontano possibile gli uni dagli altri

A le coppie di legame che circondano l’atomo centrale si respingono e si sistemano il più lontano possibile le une dalle altre B le coppie di non legame che circondano l’atomo centrale si respingono e si dispongono il più lontano possibile le une dalle altre

Descrizione

14 Associa ad ogni molecola la sua forma geometrica.

a) BF3 .............................................................................................................. ;

b) H2O ............................................................................................................. ;

c) CF4 .............................................................................................................. ;

d) LiH . ............................................................................................................. ;

15 L’angolo indicato nella struttura seguente vale: $$ N

A 105c C 120c

B 109,5c D 107,3c

43

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