Chimica definizioni

 

 

 

Chimica definizioni

 

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Chimica definizioni

 

Chimica

Scienza sperimentale

 

Definizione

 

Cosa significa la parola chimica: è una scienza sperimentale che studia il comportamento della materia. La chimica studia gli effetti macroscopici e microscopici della materia. Per fare un’ esempio si prenda una fotografia scattata da un aereo in ricognizione su di una città. Si osserverà il paesaggio dall’alto senza ben mettere a fuoco i dettagli delle case, strade, parchi e così via, se invece scattiamo la fotografia vicino alla casa ovvero con i piedi ben a terra, si osserveranno  particolari delle case come il numero civico, il colore delle persiane, i colori delle cancellate e così via. Il fotografo ha fatto due ricognizioni una aerea dove si notano elementi macroscopici ed una a terra dove si notano elementi microscopici. Così è la chimica dove, la materia può essere osservata e studiata partendo da due punti di vista una macroscopico come le sue proprietà, composizione e l’altra microscopica come le reazioni chimiche. Abbiamo detto che la chimica è una scienza sperimentale, ovvero per studiare ogni fenomeno il chimico si pone delle domande cercando una risposta che sia il linea con le teorie recenti. Il chimico è un poco come un investigatore che è alla ricerca di prove plausibili per costruire un mosaico che poco alla volta lo porterà alla verità .

 

1. Il primo stadio è l’osservazione di un fenomeno come ricerca di quegli elementi macroscopici che possono dare un idea generale del fenomeno. Osservare ad esempio la combustione di un pezzo di legno.
2. Il secondo stadio è ciò che l’osservatore vuole studiare e sapere. Il perché un pezzo di legna brucia.
3. Terzo stadio è la raccolta di informazioni il pezzo di legna brucia se è secco, non brucia all’infinito, la fiamma è intensa oppure flebile, il colore della fiamma è rosso, giallo.
4. Quarto stadio se tutte queste affermazioni sono sufficienti posso avanzare un’ipotesi il legno brucia perché e debbo dare una spiegazione plausibile.
5. Quinto stadio  la riproducibilità dell’esperimento in laboratorio, tenendo conto di tutte le variabili possibili, come la raccolta dei fumi, presenza o assenza di ossigeno, determinazione della temperatura raggiunta in ambiente chiuso come un forno ed altre considerazioni critiche.
6. Ultimo stadio valutazione dei risultati e possibilmente legge matematica o fisica.

 

Il chimico durante questi studi può ideare dei modelli come un disegno, uno schizzo, delle formule per avere un idea reale di ciò che potrebbe essere il fenomeno studiato. Il modello deve essere il più vicino possibile alla realtà, ma ben sappiamo che molte volte questo non è vero. I modelli vengono continuamente migliorati per avere sempre un idea del fenomeno reale. Quindi il regno del chimico è il laboratorio che deve essere un luogo pulito, attrezzato e sicuro.

 

Prima esperienza: intorno a te ci sono molti materiali, cerca di studiarli e capire dove è possibile le caratteristiche. Alla fine poniti la domanda a cosa serve?  Ad esempio se osservi la tua scrivania cerca di capire di quale materiale è fatta, il colore, quale è il materia di partenza. Lo stesso oggetto una volta era fatto da quale materiale, che peso aveva, che solidità presentava e così via. Con l’aiuto del professore il lavoro può essere svolto in classe ed annotare il tutto sul tuo quaderno. Buon lavoro.

 

 

Quale materia ci circonda?

 

Noi stessi siamo fatti di materia vivente, ma altri oggetti sono anch’essi fatti di materia. Ho usato la parola “vivente” perché tale termine deve essere inteso come riferito alla biologia. Che definizione possiamo dare alla materia, ebbene tutto ciò che possiede un peso ed occupa uno spazio. La materia si può studiare considerando i suoi stati fisici. Oggi sappiamo che la materia può essere allo stato:

1. solido
2. liquido
3. gassoso

 

Prendiamo un pezzo di ferro, un pezzo di ghiaccio, del sale da cucina o dello zucchero, osserviamo che tutte queste sostanze sono solide. Possiamo calcolare il peso, il volume, la densità, ma ancora il comportamento di queste sostanze durante il trattamento con mezzi meccanici, ad esempio un martello, oppure al riscaldamento.  Osservando come la materia si comporta possiamo affermare che vi sono delle forze che tengono unite le particelle, ma basta fornire energia che le forze che tengono unite le particelle si indeboliscono rompendo quell’aggregato che era la base della formazione del solido. La stessa cosa possiamo dire di un liquido sia acqua, alcol, acido o base, e così pure di un gas. Nello stato liquido e gassoso le particelle godono di maggior libertà possiedono anche una maggior energia. come posso rendermi conto di ciò che è stato detto. Prendiamo ad esempio un pezzo di ghiaccio lo mettiamo sulla mano oppure dentro ad un bicchiere, ci accorgiamo che a temperatura ambiente il ghiaccio tende a liquefarsi sta avvenendo un passaggio di stato se tocchiamo il bicchiere oppure sentiamo la nostra mano raffreddarsi. Perché tutto questo? Domanda pertinente ebbene la fusione del ghiaccio avviene perché somministriamo calore al ghiaccio, c’è l’assorbimento di questa forma di energia e le particelle cominciano a muoversi sempre più forte sino a trasformarsi nello stato liquido. Il calore è dato dal bicchiere che si trovava a temperatura ambiente oppure dalla nostra mano, l’ambiente esterno ha ceduto energia sotto forma di calore al solido, questa forma di cessione si dice che il solido ha assorbito energia dall’ambiente esterno Endotermica questa è la parola magica. Il passaggio opposto ovvero il liquido che si trasforma in solido avviene perché le particelle di liquido che possiedono energia maggiore di quelle dello stato solido, cedono calore all’ambiente si impoveriscono di energia, perdono di capacità al movimento, quindi subiscono un passaggio di stato. La parola magica è  Esotermica.

 

Acqua solida ------------ Acqua liquida   il passaggio di stato si chiama  FUSIONE  Reazione endotermica

Acqua liquida -----------Acqua solida    il passaggio di stato si chiama  SOLIDIFICAZIONE  Reazione esotermica

 

Le forme di energia vengono definite calori latenti di fusione o di solidificazione, perché i passaggi di stato avvengono tutti a temperatura costante.

 

Così il passaggio dallo stato liquido a vapore viene detto evaporazione ( se interessa sola la superficie del liquido ) o ebollizione ( se interessa tutta la massa del liquido ). Il passaggio inverso viene detto condensazione

 

 

Acqua liquida ------------ Acqua vapore   il passaggio di stato si chiama  EVAPORAZIONE  Reazione endotermica

Acqua vapore -----------Acqua liquida    il passaggio di stato si chiama  CONDENSAZIONE  Reazione esotermica

 

Altri due passaggi di stato sono dallo stato solido a quello di vapore ma senza passare allo stato liquido viene detto sublimazione, il passaggio inverso viene detto sbrinamento.

 

Acqua solida ------------ Acqua vapore   il passaggio di stato si chiama  SUBLIMAZIONE  Reazione endotermica

Acqua vapore -----------Acqua solida    il passaggio di stato si chiama  BRINAMENTO  Reazione esotermica

 

L’osservazione di tali fenomeni avviene in natura quando d’inverno al mattino ci risvegliamo osserviamo delle formazioni di ghiaccio sul terreno che ci fanno pensare ad una leggera nevicata in realtà si tratta del sbrinamento, oppure la canfora, un pezzetto di iodio che passano dallo stato solido a liquido si dice che le sostanze sublimano. Pensiamo alla formazioni delle nubi visibile con lo sfondo di un bel cielo di primavera, e la condensazione di piccolo gocce di acqua, oppure dopo un temporale al ritorno del sole il terreno tende ad asciugarsi, perché  l’acqua evapora. La pioggia è un esempio di condensazione. La grandine è un esempio di solidificazione. Queste trasformazioni sono tutte parola magica reversibili.

I nostri passaggi di stato avvengono tutti a pressione atmosferica, altrimenti le temperature al passaggio sarebbero differenti. Pensiamo ad una bella passeggiata in montagna, all’ora di pranzo facciamo bollire dell’acqua per farci una buona pasta asciutta oppure al mare, ebbene secondo voi l’acqua bolle alla stessa temperatura di quando siamo a casa nostra. Io penso di no. Allora significa che i passaggi di stato come fenomeno fisico ( non altera la composizione dei corpi ) vengono influenzati dalla pressione.

 

Aumentando la Pressione	Aumenta la temperatura di ebollizione dell’acqua
Diminuendo la Pressione	Diminuisce la temperatura di ebollizione dell’acqua

 

Seconda esperienza : distillazione da effettuarsi in laboratorio con la guida di un docente. Preparare lo strumento per la distillazione, riscaldare con mantello elettrico, senza fiamme libere per motivi di sicurezza, preparare una soluzione di acetone e acqua 30%  200ml, iniziare la distillazione prendendo nota della quantità di distillato ( ml ) e della temperatura. Ripetere la distillazione con etere e alcool prendere nota del volume di distillato e della temperatura. Costruire il grafico e dare una spiegazione del comportamento delle due distillazioni.

 

 

Ora diamo  delle definizioni

 

Proprietà fisiche: non mutano la natura molecolare della sostanza, ad esempio la densità, il punto di fusione.

Proprietà chimiche: mutano la natura molecolare della sostanza.

Elementi che non possono essere separati in composti più semplici.

Composto sostanza che può essere decomposti in sostanze più semplici.

Metallo capace di cedere elettroni durante una trasformazione chimica

Non metallo capace di acquistare elettroni durante una trasformazione chimica

Tavola periodica sistema per classificare gli elementi e determinare le loro proprietà.

Atomo particella piccolissima che conserva le caratteristiche della sostanza.

Molecola formata da più atomi

Formula chimica evidenzia gli elementi e i loro rapporti

 

 

Parliamo di Leggi della Chimica

 

Lavoiser nulla si crea e nulla si distrugge, tutto si trasforma, in effetti la massa si conserva

Anche l’energia si conserva trasformandosi.

Esoergonica quando si sviluppa energia

Endoergonica quando viene assorbita energia.

Equazione di Einstein  nell’universo la somma totale di energia e materia è costante.

Legge di Dalton quando più elementi reagiscono i rapporti tra di loro sono espressi con numeri interi e piccoli

Legge di Proust gli elementi reagiscono tra di loro attraverso numeri costanti

Valenza numero di legami che un elemento può fornire per ottenere dei composti

Peso atomico o unità di massa atomica  rapporto tra la massa dell’elemento considerato e la massa di 1/12 della massa dell’atomo C¹².  In pratica si valuta quante volte pesa l’elemento rispetto al C¹².

Numero di Avogadro vale 6,022*10²³ rappresenta il numero di molecole presenti nella mole. Infatti 1 mole di qualsiasi sostanza contiene sempre lo stesso numero di molecole.

 

Stechiometria ovvero facciamo un poco di calcoli

 

La stechiometria è la scienza che permette di poter fare dei calcoli matematici. La chimica che si allea con la matematica. Fino ad ora abbiamo visto come la chimica si allea alla fisica, ma altre saranno le scienze che si alleeranno con la chimica.

Partiamo da un concetto fondamentale:

La mole

Nel S.I la mole è l’unità di quantità di sostanza in realtà contiene tante molecole quante sono contenute in 12 g di C¹²

Nella mole sono contenute in realtà un numero di molecole molto più grandi questo numero è infatti 6,022*10²³ particelle che possono essere atomi se si parla di una mole di atomi; molecole se si parla di 1 mole di molecole oppure di ioni se si parla di una mole di ioni.

 

 

Formula matematica della mole

Mole = grammi di sostanza              Peso molecolare

Formula numero 1

 

Formula inverse sono:

 

Formula matematica Del peso molecolare

P M = grammi di sostanza                       Mole

Formula numero 2

 

oppure

 

Formula matematica Dei grammi di sost.

G di sostanza = Peso molecolare * Mole

Formula numero3

 

Ora passiamo all’azione con esercitazioni mirate a questo tipo di problema:

 

Se abbiamo 75 g di NaCl e vogliamo calcolare quante moli equivalgono, bisogna dapprima considerare la formula relativa alla risposta del nostro problema ovvero la numero 1. Debbo conoscere il peso molecolare del composto considerato. Per il calcolo del peso molecolare bisogna conoscere i pesi atomici che si possono trovare sulla tavola periodica degli elementi o sulle tabelle dei libri di testo di chimica. Il sodio pesa 23 g  il cloro pesa 35,5 g. il PM sarà:

 

P M = 35,5 + 23 = 58,5 peso del Na Cl

Applichiamo la formula dove: mole = 75/58.5 = 1,282

 

 

Le unità di misura sono Il peso molecolare in g/mole         la massa in grammi     la mole in mol

 

Calcolare quanti grammi di Na₂CO₃  corrispondono a 0,75 moli.

Apriamo il foglio di calcolo:

 

 

Pm Na=	23	2 atomi
Pm C =	12	1 atomo
Pm O =	16	4 atomi
Pm Comp	106
moli =	0,75
Pm =	106
g= mol*Pm
g =	79,5

 

 

Calcolare il peso molecolare del K Cl sapendo che 2 moli equivalgono a 149 g

 

Pm K =	39	1 atomo
Pm Cl =	35,5	1 atomo
Pm comp	74,5
g =	149
moli =	2
Pm=g/mol
Pm =	74,5

 

 

Si voglia calcolare il numero di particelle contenute in un determinato numero di moli. Se in partenza possiedo i grammi di sostanza, debbo calcolare prima le moli e quindi moltiplicarli per il numero di Avogadro. Il problema sotto riportato è un tipico esempio:

 

Calcolare quante molecole sono contenute in 234 g di Ca (NO3)2. Calcoliamo il peso molecolare che come già detto è, la somma dei pesi atomici:

 

 

PA Ca = 40 g/atomo  PA N₂ = 14 g/atomo  PA O₂ = 16 g/atomo

 

Sommi i pesi atomici ed ottengo

PM = 40+14*2+16*6 = 164 g/mol

Calcolo le moli

Moli = 234/164 = 1,43 mol

Sapendo che in una mole vi sono  6,022 *10²³ molecole allora moltiplicheremo il numero di moli per il numero di Avogadro

                                          1,43* 6,022*10²³ = 8,61*10²³ numero di molecole

 

	Problema inverso
Calcolare quanti grammi corrispondono 6,022*1021 numero di molecole di NaCl ?

 

Dapprima calcoliamo il peso molecolare di NaCl

PA Na = 23 g/atomo         PA Cl = 35,5 g/atomo

PM di NaCl = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Per definizione conosco che 1 mole contiene 6,022*10²³ numero di molecole quindi:

 

6,022*10²¹ / 6,022*10²³ = 1*10^-2 moli ovvero 0,01   per calcolare i grammi debbo applicare la formula numero 3 :

 

g = 0,01 mol*58,5 g/mol 0,0585 risultato del problema espresso con 3 cifre significative.

 

Adesso facciamo un poco di esercizi se proprio non riesci e non hai il tuo docente mi puoi contattare.

 

Problema numero 1

Calcolare il numero di moli che equivalgono a 345 g di MnCl₂

 

Problema numero 2

Calcolare il numero dei grammi di Pb ( CO₃)₂  che equivalgono a 0,34 moli.

 

Problema numero 3

Calcolare il numero delle moli che si ottengono pesando 13,24 g di NaOH

 

Problema numero 4

Calcolare il numero di molecole contenute in 54 g di Fe₂S₃

 

Problema numero 5

2,034*10¹⁸ molecole  di H₃PO₄ quanto pesano?

 

Problema numero 6

Calcolare quanti grammi e numero di molecole corrispondono a 3,45 g di CaCO₃

 

Problema numero 7

Calcolare il numero delle moli ed i grammi di un numero di molecole pari a 34*10¹⁹ di Zn₂P₂O₇

 

Calcolare il peso molecolare dei seguenti composti:

 

SO₃     H₃PO₃     Mg ( OH )₂    Cd ( SO₃ )   Ba ( MnO₄ )   Al ( OH )₃    Fe₂ ( CO₃ )₃   K₃PO₄    HgCl   Au PO₃  Ag ( NO₃ )

 

Calcolare il numero di moli di  8,88 g di CrCl₃  /  89,34 g di K₄P₂O₇  /  12,345 g di NiCl₂  / 43,012 g di Cu ( NO₃ )₂

 

Calcolare il numero di molecole contenute in 6,77 g di CO₂ / in 45,234 g di Fe Br₃  / in 9,0023 g di Na₂ ( CO₃ )

 

Adesso parliamo di

Formula minima

 

Si intende per formula minima i rapporti numerici tra gli atomi che sono presenti in una molecola.

La formula molecolare rappresenta invece il numero reale degli atomi presenti in un composto. Per calcolare detta formula bisogna possedere le percentuali in peso prodotte dall’analisi del composto. La prassi per effettuare i calcoli è

• Calcolare il peso atomico degli elementi individuati
• Dividere la percentuale in peso con il peso atomico degli elementi
• Dividere per il rapporto più piccolo tutti gli altri rapporti
• Eventualmente si dovrà moltiplicare per 2 o per 3 o per un altro valore numerico
• Adesso passiamo alla pratica dei problemi, prima guidati da me e poi farai da solo………………..

 

Un composto formato da cloro e cromo presenta i seguenti dati forniti dall’analisi:

Cr  32,81%   Cl  67,19 %

PA Cr = 52 g/atomi                     PA Cl = 35,5 g/atomi

 

Atomi di Cromo =  32,81/52 = 0,63

Atomi di cloro = 67,19/35,5 = 1,89

Rapporto del cromo = 0,63/0,63 = 1

Rapporto del cloro = 1,89/0,63 = 3

La formula minima è :                                   CrCl₃

 

Calcolare la formula minima del seguente composto che presenta i seguenti dati:

Na 27,05%     N 16,47%      O 56,47%

PA Na = 23 g/atomi   PA N = 14 g/atomi     PA O = 16 g/atomi

 

Pa Na =	23	27,05	%	1,176	1,000
Pa N =	14	16,47	%	1,176	1,000
Pa O =	16	56,47	%	3,529	3,000

 

 La formula minima è                            NaNO₃

 

Calcolare la formula minima del seguente composto che presenta i seguenti dati:

K 44,89%   S 18,37%  O 36,74%

PA K = 39 g/atomi PA S = 32 g/atomi  PA O = 16 g/atomi

 

Pa K =	39	44,89	%	1,151	2,0
Pa S =	32	18,37	%	0,574	1
Pa O =	16	36,74	%	2,296	4

 

La formula minima è                             K₂SO₄

 

Calcolare la formula minima del seguente composto che presenta i seguenti dati:

Ba 65,9 %   Cl 34,1 %

PA Ba = 137 g/atomi   PA Cl = 35,5 g/atomi

 

Pa Ba =	137	65,9	%	0,48	1
PA Cl =	35,5	34,1	%	0,96	2,0

 

La formula minima è                                Ba Cl₂

 

 

Calcolare la formula minima del seguente composto che presenta i seguenti dati:

Na 50 %   Si 15,21 %   O 34,78 %

PA Na = 23 g/atomi   PA Si = 28 g/atomi   PA O = 16 g/atomi

 

Pa Na =	23	50	%	2,17	4,00
Pa Si =	28	15,21	%	0,54	1
Pa O =	16	34,78	%	2,17	4,00

 

La formula minima è       Na₄SiO₄

 

Calcolare la formula minima del seguente composto che presenta i seguenti dati :

K  14,06 %   Al  9,71 %     Si 30,2%     O 46%

PA K = 39 g/atomi   PA Al = 27 g/atomi    PA Si = 28 g/atomi   PA O = 16 g/atomi

 

Pa K =	39	14,06	%	0,36	1
Pa Al =	27	9,71	%	0,36	1
Pa Si =	28	30,2	%	1,08	3,0
Pa O =	16	46	%	2,88	8,0

 

 

La formula minima è        K Al Si₃ O₈

 

Adesso lavora un poco anche tu. Risolvi questi problemi:

 

Calcola la formula minima dei seguenti composti:

1. dall’analisi abbiamo: H = 3,08%  P = 31,6%   O = 65,32%
2. dall’analisi abbiamo: Na = 18,77%  Cl = 28,97%   O = 52,24 %
3. dall’analisi abbiamo: Al = 34,61%  H = 3,85%   O = 61,53%
4. dall’analisi abbiamo: Mg = 17,07%  Al = 37,9%  O = 44,9 %
5. dall’analisi abbiamo  Na = 26,42%  S = 36,75%  O = 36,83%
6. dall’analisi abbiamo  Mg = 17,07%  Al = 37,9%  O = 44,9%
7. dall’analisi abbiamo Al = 29,34%  F = 20,65%  Si = 15,21%  O = 34,78%

 

Altri problemi che permettono di calcolare la formula minima del tipo:

 

12 grammi di ossido di manganese dettero all’analisi quantitativa 7,58 grammi di manganese. Calcolare la formula dell’ossido di manganese.

Allora sappiamo che la formula dell’ossido di manganese sarà:

                                                                                                             Mn_xO_y

Bisogna calcolare i valori di X e Y.

Calcolo la quantità di massa dell’ ossigeno facendo

 

12 – 7,58 = 4,42 grammi di ossigeno

 

Ora calcolo le moli di ossigeno e manganese visto che conosco le quantità:

 

Manganese	7,58 g / 55 g/mol = 0,137 eseguo il rapporto con il numero più piccolo 0,137/0,137 = 1
Ossigeno	4,42 g / 16 g/mol = 0,27 eseguo il rapporto con il numero più piccolo 0,27/0,137 = 2

 

 

Il rapporto è 1 per il Mn e 2 per O la formula minima sarà MnO₂

 

 

Da 18 grammi di Zn ( SO₄ ) per trattamento con CuBr₂ si ottengono 25,1 grammi di  sale  bromuro di  zinco. Scrivere la formula minima del bromuro di zinco.

 

Nella reazione sopra scritta abbiamo che il solfato di zinco per trattamento con un altro sale origina il bromuro di zinco, sale del quale vogliamo determinare la formula minima. Conosco solamente:

 

	18 g di  Zn ( SO4 )
debbo calcolare  la quantità di zinco presente nel sale,  per fare questa operazione ho bisogno del PM = 161 g/mol del sale così del PA dello zinco = 65 g/atomi  ora imposto una proporzione sapendo che in 161 g/mol di sale ho 65 g/atomi di zinco quindi in 18 g di sale avrò una quantità incognita di zinco.
		161: 65 = 18 : X    X = 7,26 g di Zn

 

Ora divido i grammi 7,26 per il PA dello Zn = 65 g/atomi per ottenere gli atomi di zinco.

Quindi calcolo la quantità di bromo sottraendo la quantità di bromuro di zinco ottenuto per la quantità di zinco ricavato dalla precedente operazioni.

 

7,26 g / 65 g / atomi = 0,11 atomi di zinco 25,1 – 7,26 = 17,84 g di Br 17,84 g/atomi / 80 g /atomi = 0,223 atomi di bromo divido per il numero più piccolo: Zn = 0,11/0,11 = 1          Br = 0,223/0,11 = 2       i rapporti sono 1 : 2 La formula minima è Zn Cl2

 

La chiave del problema sta nel comprendere che in 18 g di solfato di zinco sono contenuti 7,26 g di Zn  che reagendo tutti con il bromuro di rame si ritrovano nel bromuro di zinco ( legge di Lavoiser ). Quindi per sottrazione dei 25,1 g di bromuro di zinco formatosi con i 7,26 g di zinco che arrivano dal solfato si ottengono i grammi di bromo.

 

Adesso al lavoro facciamo un poco di problemi per capirci veramente qualcosa buon  lavoro:

 

Problemi:

 

1. 3 grammi di ossido di piombo hanno dato per analisi quantitativa  2,594 grammi di Pb . Calcolare la formula minima dell’ossido.
2. 12 grammi di ossido di manganese hanno dato per analisi quantitativa i seguenti dati 7,58 grammi di Mn.  Calcolare la formula minima dell’ossido di manganese.
3. 25 grammi di  cloruro di ferro  hanno dato per analisi quantitativa 8,6 grammi di Fe. Calcolare la formula minima del cloruro di ferro.
4. 30,8 grammi di ossido di bario hanno dato per analisi quantitativa  27,5 grammi di Ba. Calcolare la formula minima dell’ossido di bario.
5. 8,7 grammi di ossido di sodio hanno dato per analisi quantitativa  6,45 grammi di Na. Calcolare la formula minima dell’ossido di sodio.
6. 28 grammi di Cu₂ O per trattamento con HCl  si ottengono 38,84 grammi del cloruro di rame. Calcolare la formula minima del cloruro di rame.
7. 0,5 grammi di cloruro di stagno reagiscono con nitrato di argento, per ottenere 0,755 grammi di cloruro di argento AgCl. Calcolare la formula minima del cloruro di stagno.
8. 18 grammi di NaF per reazione con del nitrato di nichel hanno fornito per analisi quantitativa 20,57 grammi di floruro di nichel.  Calcolare la formula minima del floruro di nichel.
9. 28 grammi di PbI₄  per reazione con idrossido di sodio hanno fornito per analisi quantitativa 23,52 grammi di ioduro di sodio. Calcolare la formula minima dello ioduro di sodio.

 

 

Legami chimici e altro

 

I legami chimici si stabiliscono fra atomi uguali o diversi per formare le molecole. Sono delle interazioni che avvengono tra gli orbitali che contengono gli elettroni di valenza, ovvero quegli elettroni che si trovano sugli orbitali esterni. Se ad esempio prendiamo i gas nobili nella tavola periodica osserviamo che la loro configurazione elettronica è completa ovvero tutti gli orbitali sono occupati, ebbene questi gas si dice che sono inerti non formano legami con nessun atomo perché tutti gli elettroni si trovano impegnati sugli orbitali, non c’è quindi necessità di completare la loro struttura elettronica non acquistano o cedono elettroni. Questa regola è nota con il nome regola dell’ottetto o del duetto per il primo livello energetico. Questa è una regola empirica non assoluta perché la stabilità dei gas nobili non è assicurata al 100%. I legami possono essere di due tipi

---- legami chimici

---- legami fisici

Ora parliamo di legami chimici: il tipo di legame dipende dagli atomi che vi prendono parte. Infatti se sono due metalli o due non metalli il tipo di legame è differente.

Quando due atomi si avvicinano per formare una molecola, si libera  energia ovvero gli atomi passano da uno stato instabile ad energia elevata ad uno stato stabile di energia più bassa tipico esempio due atomi di idrogeno

 

 

Per spezzare il legame chimico ci vuole una quantità di energia pari a quella liberata, questa energia si dice energia di legame. Ogni molecola necessita per rompere il legame di una quota di energia pari a quella liberata durante la sua formazione.  Quando si forma un legame bisogna sapere che gli atomi si debbono avvicinare tra di loro si instaura una forza di attrazione dovuta agli elettroni esterni ed il nucleo. Importante è anche l’orientamento spaziale che gli atomi hanno durante questo loro avvicinamento. Quando gli atomi raggiungono una distanza tale da permettere agli orbitali esterni di interagire si forma il legame. Altro parametro fisico da tenere presente è l’elettronegatività come la capacità di un atomo in una molecola di attrarre verso di sé la coppia di elettroni di legame. Pauling elaborò una scala di valori caratteristica per ogni elemento dove il valore era più alto vedi gli alogeni la capacità di attrarre era molto alta, l’inverso la capacità era molto bassa. Ad esempio un legame tra H – Cl dove i valori sono per  H = 2,1 per il Cl = 3,0 c’è una asimmetria nella distribuzione delle cariche infatti il cloro viene ad avere una maggior densità di cariche negative sottraendole al  idrogeno che presenta una deficienza di cariche negative. La molecola risulta essere polarizzata H⁺Cl^- Se vi sono due atomi uguali tipo Cl – Cl avranno la stessa elettronegatività quindi la molecola è simmetrica riferendoci alla distribuzione delle cariche.

Legame ionico detto anche eteropolare si forma tra almeno due atomi di elementi differenti, mediante trasferimento di elettroni di valenza da un atomo ad un altro. Un atomo cede i propri elettroni ad un altro atomo che acquista. L’atomo che cede presenta un valore di elettronegatività basso al contrario l’atomo che acquista presenta un valore alto. Ad esempio:

 

 

La configurazione del Litio si completa perché in funzione alla regola del duetto viene ad avere l’orbitale 1s² completo il Cl  viene ad avere l’ottetto completo perché viene ad avere una configurazione (Ne)3s²3p⁶ ma il Li è positivo perché ha perso un elettrone di valenza il cloro è negativo perché viene ad acquistare un elettrone di valenza.

Diamo un’altra definizione valenza: è la capacità di un atomo di un elemento di formare legami chimici con uno o più atomi.  Normalmente il legame ionico si stabilisce tra un metallo ed un non metallo. Oltre al legame si stabilisce anche un’attrazione tra le cariche di segno opposto. Questo incrementa non in modo considerevole la forza del legame ionico.

Legame covalente che può essere omeopolare. Si forma tra atomi che possiedono valori numerici di elettronegatività molto simili. Nel legame covalente gli elettroni di valenza vengono condivisi, la molecola è simmetrica come distribuzione di carica elettrica. Gli elettroni di valenza sono condivisi. Ad esempio:

 

Legame dativo: simile al legame covalente con un’unica eccezione un elemento possiede una coppia di elettroni che può essere donata l’altro elemento possiede orbitali liberi in grado di accettare gli elettroni. Il legame si verifica sempre tra una molecola già formata ed un atomo oppure uno ione.

 

 

Legame metallico: avviene tra due metalli la spiegazione è data dal fatto che i metalli possiedono cariche positive, si forma infatti un aggregato di cariche positive dove possono scorrere cariche negative per tutta la struttura.

 

Secondo la teoria quanto meccanica i legami chimici vengono spiegati con criteri matematici.

La prima teoria parla del legame di valenza,  considerando solamente gli elettroni di valenza con i loro orbitali atomici di valenza.  Ogni legame eteropolare avviene per sovrapposizione di un orbitale atomico di valenza con un altro orbitale di valenza ogni elettrone è occupato da un solo elettrone che si dirà elettrone spaiato. Nel legame dativo invece la sovrapposizione avviene tra un atomo donatore, che possiede un orbitale atomico di valenza dove ci sono 2 elettroni, l’altro atomo detto accettare, possiede un orbitale atomico privo di elettroni, l’orbitale di legame che si viene a formare avrà sempre come numero massimo 2 elettroni e mai per nessun motivo più di 2.

La seconda teoria quella degli orbitali molecolari dove gli elettroni di valenza distribuiti sui loro orbitali molecolari, che concorrono a formare il legame  appartengono a tutta la molecola.  Si deve sempre ricordare che il concetto di orbitale è matematico simile a un onda. Quindi il legame avviene per formazione degli orbitali di legame, dovute all’interazione di tutti degli elettroni di valenza. Per comodità e semplicità consideriamo la prima teoria.Esistono due orbitali di legame uno a bassa energia l’altro ad alta energia. il primo quello a  bassa energia viene dette orbitale di legame, l’altro ad alta energia viene detto orbitale di antilegame. Quindi gli elettroni che si trovano sul primo orbitale formeranno il legame, viceversa se gli elettroni si trovano sul secondo orbitale, il legame si rompe. Per questo motivo per spezzare un legame si deve somministrare energia, gli elettroni debbono infatti passare da un orbitale a bassa energia all’altro a alta energia. L’energia somministrata serve per fare compiere il salto quantico agli elettroni che posizionandosi su orbitali ad alta energia rompono il legame.

 

Legame tra due atomi di H                                      1s2    orbitale ad alta energia il legame si rompe   H atomo possiede 1s1       1s1 orbitale dell’altro atomo di H formano un orbitale molecolare di legame                                        1s2        orbitale a bassa energia il legame avviene

 

Orbitali ibridi: concetto introdotto da Pauling  quando due o più orbitali atomici appartenenti tutti allo stesso atomo possono fondersi per formare orbitali atomici detti ibridi. Gli orbitali sono uguali per forma ed energia ma sono orientati nello spazio con differenti orientazioni. Hanno perso la loro forma di origine per trovarne una nuova. Il caso del carbonio che possiede un numero atomico uguale a 6. gli elettroni sono distribuiti:

 

 

Combinando questi orbitali si ottiene secondo la teoria quanto meccanica una nuova equazione che ammette 4 soluzioni quindi  4 orbitali atomici  denominati sp³, ovvero dalla fusione di un orbitale s e tre orbitali p.

 

 

Gli angoli dei legami sono di 109° e 28’ la figura che si ottiene è un tetraedro.

Le ibridazioni del carbonio possono essere altre due e si indicano con i simboli:

 

 

Legami fisici

A differenza dei precedenti, si intendono legami fisici o secondari, quelle forze di coesione di natura elettrostatica che tengono unite le molecole. I legami fisici possono essere suddivisi in:

1. legame dipolo – dipolo
2. forze di Van der Waals
3. legami ad idrogeno

 

Il primo tipo di legame si riferisce alle molecole che posseggono un dipolo, ovvero una molecola polarizzata con carica negativa e positiva. Le forze di attrazione sono dovute perché sono orientate in modo che i centri con cariche opposte sono adiacenti. Esempio la molecola dell’ammoniaca NH₃

Dipolo

- molecola +	- molecola +
- molecola +	- molecola +

 

Le molecole dipolari hanno punti di fusione o di ebollizione, più alti che non nelle molecole dove è assente questo tipo di attrazione.

Il secondo tipo di legame avviene tra molecole non polari e dipende dal volume atomico ovvero della grandezza della molecola, tanto più grande è il numero di elettroni tanto più densa è la nube elettronica che circonda la molecola non polare, tanto  maggiori sono le forze.

L’ultimo tipo di legame avviene tra molecole che posseggono atomi di idrogeno, con ossigeno, azoto. Il legame può essere interno alla molecola oppure esterno ed avviene tra due molecole.

Il legame ad idrogeno può avvenire tra le stesse molecole oppure tra molecole differenti esempio molecole di acqua dove l’idrogeno di una molecola è attratto dall’ossigeno di un’altra molecola di acqua:

 

H⁺ – ^-O^- – H⁺

                                                                            H⁺ –  ^-O^- – H⁺

                                                                                    H⁺ –  ^-O^- – H⁺

Si creano dei ponti tra gli idrogeni e gli ossigeni. Questo legame nell’acqua è responsabile del punto di ebollizione, che risulta essere più elevato di quello che sarebbe senza il suddetto legame.

Abbiamo detto che il legame avviene tra molecola differenti tipo

 

^-NH₃

           H⁺ –  ^-O^- – H⁺

                                                        ^-NH₃

questo legame è responsabile dell’elevata solubilità dell’ammoniaca nell’acqua.

 

tabella dell’elettronegatività di Pauling per alcuni elementi:

 

Elemento	Elettronegatività
F O N Cl Br H Al Mg Ca Li Ba Na K Cs	4,0 3,5 3,0 3,0 2,8 2,1 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 0,9 0,8 0,7	Per una maggior chiarezza bisogna affermare che il tipo di legame si calcola facendo la differenza di elettronegatività. Il valore preso come valore soglia è 1,7 al di sopra di questo valore il legame si ritiene ionico, al di sotto si ritiene covalente. Il passaggio tra un legame ed un altro non è repentino ma conserva sempre una certa percentuale di un tipo che di un altro. Solo per valori diremo estremi, il legame può essere di un tipo piuttosto che di un altro.

 

Nel composto Na Cl abbiamo una differenza di elettronegatività di:

3,0 – 0,9 = 2,1 il legame non si può dire che sia tutto ionico o covalente, ma che per 65% è di carattere ionico e per il 35% è di carattere covalente.

 

Nel composto N₂O la differenza di elettronegatività è:

 3,5 – 3 = 0,5 il legame è per il 6% di carattere ionico e per il 94% di carattere covalente.

 

Tabella di Pauling

 

Differenze di elettronegatività	0  0,1  1,0  1,5  1,7  2,0  2,5  3,0  3,2
% di carattere ionico	0  0,5   22   43   51   63   79   89   92

 

Ora facciamo un poco di esercizi:

Calcolare il carattere del legame nei seguenti composti:

 

KCl      Mg ( OH )₂        Al₂ ( SO₄ )₃             Ba I₂

 

 

Facciamo altri tipi di problemi di chimica.

I primi problemi erano sulla mole, sulla formula chimica e sul numero di Avogadro. Ora riprendiamo il numero di Avogadro per continuare a parlare si stechiometria.

 

Problema numero 1

 

Si voglia calcolare il numero di atomi contenuti in 16 grammi di Ca.

In questo problema voglio sapere quanti sono gli atomi di calcio contenuti in un determinato peso.

Cosa già conosco. Il calcio è un metallo, parlare di atomi o molecole per i metalli vedremo che è indifferente. Allora

Il Pa del Ca = 40,1 g/atomi che  equivalgono a 1 grammo atomo o mole del metallo.

In un grammo atomo di calcio sono contenuti 6,022*10²³ numero di atomi.

Per cui:

g atomi = 16 grammi / 40,1 grammi atomi = 0,399 g atomi 1grammo atomo contiene  6,022*1023 numero di atomi 0,399 atomi conterrà … 1: 6,022*1023 = 0,399 : X    X = 2,402*1023 atomi risposta in 16 grammi di Ca sono contenuti 2,402*1023 atomi.

 

Problema  numero 2

Calcolare il numero di molecole di NaCl contenute in 500 grammi

Calcolo il Pm = 23 + 35,5 = 58,5 g/mole

Calcolo il numero delle moli:

 

moli = 500 / 58,5 = 8,54 mole  conosco che 1 mole contiene un numero di molecole che è uguale a 6,022*1023 1 :  6,022*1023  = 8,54 : X     X = 51,47*1023 molecole risposta in 500grammi di Na Cl sono contenute  51,47*1023 molecole.

 

Problema numero 3

Calcolare la composizione percentuale in peso di H₂SO₄

Questo tipo di problema si calcola tenendo conto del Pm del composto.

 

Calcolo il Pm= 1*2+32+16*4 = 98 g/ mole Adesso posso osservare che in 98 g/mole vi sono di H = 2 g     di  S = 32 g    di O = 64 g . il Pm deve essere rapportato a 100, perché debbo calcolare la percentuale in peso. Imposto la proporzione: se in 98 g vi sono 2 g di H in 100 ve ne saranno X 98 : 2 = 100 : X    X = 2,04% di H lo stesso faccio per gli altri elementi contenuti nel composto: 98 : 32 = 100 : X    X = 32.65% di S 98 : 64 = 100 : X   X =  65,31% di O

 

 

 

 

 

 

Problema numero 4

Calcolare i grammi di ossigeno contenuti in 150 g di H₃PO₄

Calcolo il Pm = 1*3 + 31 + 16*4 = 98 g/mole

In questo problema bisogna calcolare la quantità di grammi di ossigeno contenuti in 150 g di composto. Dal calcolo del peso molecolare conosco che su 98 g/mole vi sono 64 g di ossigeno. I grammi di composto sonoo 150 quindi:

 

98 : 64 = 150 : X    X = 97,95 grammi di ossigeno

 

 

Ora facciamo un poco di esercizi:

 

1. Quanti grammi di Cr sono vi sono in 68 g di cromo
2. Quanti grammi di ossigeno sono contenuti in 54 g di acqua.
3. Calcolare i grammi di zolfo contenuti in 234,87 g di CaSO₄
4. Calcolare la composizione percentuale di CaCl₂ 2H₂O
5. Calcolare la composizione percentuale di Pb ( NO₃ )₄
6. Calcolare il numero di atomi di Zn presenti in 349,34 g di ZnBr₂
7. Calcolare il numero di atomi di Pb contenuti in 50 g di metallo
8. Calcolare il numero di molecole di Ba ( OH )₂ presenti in 89,98 g di Ba ( OH )₂
9. Calcolare la composizione percentuale di NaClO₄ 3H₂O
10. Calcolare la composizione percentuale di CuSO₄ 5H₂O
11. Calcolare quanti atomi di ossigeno sono contenuti in 23,74 grammi dell’elemento
12. Quanti grammi di S sono contenuti in 75 g di H₂S₂O₈
13. Calcolare il numero di atomi di Cl contenuti in 65,81 g di KCl
14. Calcolare la composizione percentuale degli elementi in peso di KAl ( SO₄ )₂
15. Calcolare quante moli di Ca₃ ( PO₄ )₂ sono contenute in 892,19 g di Ca₃ ( PO₄ )₂
16. Calcolare quanti atomi di Br sono contenuti in 13,89 grammi di AlBr₃
17. Calcolare i grammi di fosforo contenuti in 45,23 grammi di Na₃ ( PO₄ )
18. Calcolare il peso di 7 10¹⁹ molecole di HBr
19. Calcolare la formula minima di un composto che ha dato dall’analisi i seguenti dati: Ba 81,1% e S = 18,9%

 

Esperienza di laboratorio

Parlando di atomi si può fare un’esperienza molto significativa quella dell’emissione di luce da parte di alcuni metalli. Alcuni metalli se vengono posti sopra una fiamma impartiscono alla fiamma stessa una particolare colorazione. La teoria vuole che i metalli sotto forma di sali ( cloruri ) quando posti sulla fiamma, subiscono ad opera della temperatura, una serie di trasformazioni la prima è:

1. vaporizzazione del campione. Il composto subisce ad opera della temperatura la trasformazione del solido allo stato di vapore.
2. atomizzazione cioè trasformazione del metallo in atomi
3. eccitazione, ovvero gli elettroni degli strati più esterni passano di livello compiendo un salto quantico, questo passaggio non ha un’eccessiva durata nel tempo( 10^-9 sec ), gli elettroni ritornano ai loro stati fondamentali e se prima hanno assorbito energia, ora nel ritorno emettono energia, sotto forma di luce. La frequenza della luce emessa si presenta nella zona del visibile.

Prendere i cloruri dei seguenti metalli ( Li, Na, K, Ca, Ba, Sr, Cu, NH₄⁺ ) prendere un filo al nichel – cromo, bagnarlo in HCl concentrato porlo sopra il bunsen per fare una pulizia, finché la fiamma non presenta più la colorazione, terminata questa fase il filo viene bagnato con HCl concentrato immergerlo nel sale da analizzare  porre il filo sul bunsen  e osservare la colorazione. Pulire il filo e ripetere il saggio utilizzando altri sali. Quando si utilizza il sale di ammonio è bene analizzare con il vetrino al cobalto ed osservare la nuova colorazione. La stessa operazione viene ripetuta con tutti i sali, annotare le differenze discutere i vantaggi e gli svantaggi dell’osservazione con il vetrino al cobalto. Mescolare i sali ed osservare quello che succede ad esempio un sale di sodio in presenza di un sale di potassio, un sale di rame in presenza di un sale di bario, ancora  un sale di calcio in presenza di un sale di litio e così via.

 

Teoria V.S.E.P.R.

La teoria spiega come gli atomi si dispongono nello spazio e qual è la forma geometrica di una molecola. L’enunciato dice che gli e^- di valenza si respingono e tendono ad andare alla massima distanza tra loro. La teoria prende in considerazione le coppie di e^-  facenti parte di legami o libere da ogni legame tipo i doppietti elettronici, si dispongono  diametralmente opposti, molecola lineare tipo CaCl₂ ,o a formare un triangolo tipo BF₃ oppure tetraedrica tipo CH₄ o piramidale tipo NH₃ . Sotto sono riportate le principali forme molecolari con la struttura, angoli di legame.

 

                                                                

 

 

 

 

Formula	Angoli di legame	Nella prima molecola le coppie di elettroni si vengono a trovarsi sulla stessa retta, ma diametralmente opposti il Cl possiede 3 doppietti elettronici ed un elettrone di valenza, il Ca possiede 2 elettroni di valenza  non possiede doppietti elettronici. Il B possiede 3 e- di valenza il F non possiede doppietti elettronici, quindi si può prevedere una disposizione triangolare per il C con 4 e- di valenza simmetricamente disposte intorno all’atomo centrale formano un tetraedro. Per N c’è un doppietto elettronico libero con 3 elettroni la forma più probabile è piramidale a base triangolare.
Cl – Ca – Cl	180°
F – B – F F	120°
H H – C – H H	109°,3’
N H   H    H	107

 

La molecola dell’acqua è un caso particolare perché l’ossigeno possiede 2 elettroni di valenza e 2 doppietti elettronici, l’H possiede solo 1 elettrone di valenza ciascuno; però la formula molecolare è H₂O per cui i 2 idrogeni con O formano una struttura con angoli di legame di 105° alcuni testi descrivono la molecola come un tetraedro anche se in effetti è una struttura che assomiglia di più alla lettera V che ad un tetraedro, anche se vi sono 2 doppietti elettronici sull’ossigeno ma, considerando gli angoli di legame si può affermare che la struttura è  a V.

 

Esperienza di laboratorio

 

Questa esperienza mette in risalto come l’acqua possieda un momento dipolare ovvero che sull’idrogeno vi sono cariche positive e sull’ossigeno vi sono cariche negative sotto forma di doppietto elettronico. Prendere una bacchetta di vetro e strofinarla su di un panno di lana fino ad accumulare un certo numero di cariche elettriche che si creano per semplice strofinio, quindi  dal rubinetto aprire un esile flusso di acqua, osservare che quando avvicino al flusso di acqua  la bacchetta caricata il flusso subisce una deviazione, questo significa che l’acqua è una molecola dipolare che risente quindi delle cariche elettriche, l’acqua si disporrà in modo da allontanarsi per effetto della forza di repulsione tra le cariche.

 

Molecola o atomi

Facciamo un poco di chiarezza in questo che può essere una definizione molto semplice, in verità non sempre è così si può fare molta confusione. Dobbiamo sapere che il concetto di molecola fu introdotta da Amedeo Avogadro circa nel 1811. Riprendendo gli studi di Berzelius  sosteneva che volumi uguali di gas diversi, a c.n. contenevano lo stesso numero di atomi ovvero 1 volume di H ed 1 volume di Cl si otteneva un composto formato da 1 volume di H e Cl. Gay Lussac fece degli esperimenti che entravano in contraddizione con questa teoria, infatti anziché ottenere 1 volume di atomi di H e Cl, otteneva 2 volumi di H e Cl, e queste contraddizioni proseguirono analizzando altre reazione tra gas.  Avogadro  ebbe la geniale intuizione di comprendere che questi atomi complessi come vennero chiamati, erano in realtà delle molecole. Infatti l’idrogeno viene scritto H₂ e non H, così pure il cloro Cl₂ e non Cl lo stesso vale per ossigeno O₂ . Ripercorrendo gli studi di Gay Lussac alla luce di queste nuove conoscenze si intuì come in realtà i volumi di HCl erano 2 e non 1. Scriviamo la reazione 

 

H2 + Cl2 ----------- 2 HCl Questo significava che da 1 volume di idrogeno ed 1 di cloro si ottenevano 2 volumi di HCl e non uno, perché quelli che ritenevano fossero atomi in realtà erano molecole bi atomiche.

 

Il principio di Avogadro si può enunciare nel seguente modo:

 

Volumi uguali di gas diversi, a temperatura e pressione di identico valore contengono lo stesso numero di molecole.

 

 

Oggi piuttosto che usare il termine volume si utilizza il termine numero di molecole, ovvero non un volume di idrogeno ma una molecola di idrogeno che reagisce con una molecola di cloro. In realtà oggi si parla di mole per calcolare la quantità di sostanza che reagisce e come già detto la mole è legata al numero di molecole dal numero di Avogadro.

 

 

 

 

 

Per atomo si intende la più piccola di un elemento che ne conserva tutte le caratteristiche.   Per molecola si intende la più piccola parte di una sostanza formata dall’unione di più atomi.

 

 

Oltre all’idrogeno al cloro e l’ossigeno vi sono altre molecole biatomiche tipo:

 

N₂    Cl₂   F₂   Br₂   I₂

Ovvero i non metalli, per i metalli invece la molecola è mono atomica un atomo è uguale ad una molecola.

Quindi quando si parla dei metalli dire molecola o atomo è la stessa cosa, anche se si preferisce parlare sempre di molecola, perché parlando di non metalli o metalli si può commettere l’errore di confusione.

 

Parliamo di metalli e di non metalli.

 Proprietà fisiche:

 

 

I metalli a temperatura ambiente sono solidi, presentano punti di fusione elevati, sono duttili ovvero possono essere stirati e malleabili ovvero possono essere piegati se vengono battuti. Normalmente sono buoni conduttori di calore ed elettricità. Rappresenta un eccezione il mercurio Hg perché a temperatura ambiente è liquido. Nella tavola periodica degli elementi i metalli si trovano nella parte sinistra e nella parte centrale. Presentano valenze con valori bassi, I II III. Gli elementi che nella tavola si trovano nella parte centrale come il Cr si comporta da metallo nelle valenze più basse II e III, mentre con le valenze più alte VI si comporta da non metallo. Questo comportamento è specifico per tutti gli elementi che si trovano nella parte centrale della tabella.

 

Proprietà chimiche:

 

 

Hanno scarsa attitudine a reagire tra di loro, reagiscono con i non metalli come O₂ , Cl₂ , ed altri. Con l’idrogeno formano composti denominati idruri tipo NaH , CaH₂  dove l’idrogeno si comporta da non metallo. I metalli tipo il Li per completare l’ottetto elettronico o il duetto elettronico nel caso specifico, tende a cedere 1 elettrone denominato di valenza, per questo motivo possiede valenza I, si trova nella tavola periodica nel primo gruppo ( si definisce gruppo gli elementi che si trovano a partire dall’alto verso il basso ), la valenza massima è specificata in numero romano. Per il Li la configurazione elettronica è:

Li = 3 e- , 1 e- di valenza. Configurazione elettronica: 1s2 2s1 cedendo l’unico e- di valenza per formare un legame con un altro elemento completa la propria struttura elettronica.

 

I semimetalli presentano proprietà intermedie abbiamo già detto che con le valenze minori si comportano da metalli viceversa da non metalli. Il Si ed Ge presentano caratteristiche di semiconduttori, usato in elettronica. Dal punto di vista della configurazione presentano gli orbitali d e tutti gli altri, però la distribuzione presenta dal quarto periodo delle eccezioni, che condizionano questi elementi con caratteristiche particolari.

I non metalli invece possono essere gassosi o liquidi tipo O₂ liquidi Br₂ oppure solidi C. Allo stato solido sono fragili, sono cattivi conduttori di elettricità e calore. Si possono combinare tra di loro e con i metalli. Possiedono molecole bi atomiche tipo O₂ e non O. Possiedono densità bassa, sono opachi hanno punto di fusione o ebollizione basso.

Dal punto di vista della struttura elettronica hanno la tendenza quando reagiscono ad acquistare elettroni per completare l’ottetto elettronico ovvero la configurazione elettronica esterna.  Tipo il F che possiede 9 e^-.

 

F =  9 e- . Configurazione elettronica: 1s2 2s22px22py22pz1 acquistando 1 e- per formare un legame con un altro elemento completa la propria struttura elettronica. La valenza è I perché 1 e- acquistato.

 

 

 

Fonte:

http://www.itisvc.it/lezionionline/leziochimica/lezioni/chim1a.doc

http://www.itisvc.it/lezionionline/leziochimica/lezioni/chim2.doc

Autore del testo: P. Rosso

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