CORSI DI RECUPERO 2012
Classi seconde Biennio Tecnico Tecnologico
Docente: Luciano Canu
TAVOLA PERIODICA

La tavola periodica degli elementi

È una tabella che raccoglie e rappresenta tutti gli
elementi conosciuti
Rappresenta: ogni elemento è rappresentato con
una casella che contiene il suo simbolo
 Raccoglie:

Ordine di numero atomico
 Per gruppi (somiglianza chimica – configurazione di
valenza)
 Metalli e non metalli
 Per periodi (mettono l’ultimo elettrone in quel livello)

STRUTTURA ELETTRONICA DELL’ATOMO


Numero e disposizione degli elettroni all’interno
dell’atomo
Numero atomico (Z): numero di protoni presenti in
quell’elemento


Non basta conoscere il numero totale degli elettroni


Per un atomo neutro, quindi, anche il numero degli
elettroni è uguale a Z
Gli elettroni si dispongono secondo schemi piuttosto
complessi attorno al nucleo
Una versione semplificata dispone gli elettroni
secondo livelli energetici principali
A ciascun livello è associato un numero intero diverso da 0
chiamato numero quantico principale (n)
 Ad n è associata l’energia del livello (si può calcolare)
 Maggiore è n maggiore è l’energia del livello

GLI ELETTRONI ED I LIVELLI

Gli elettroni sono indistinguibili
Acquisiscono l’energia del livello in cui si trovano
 L’energia dei livelli è quantizzata e stabilisce la
distanza permessa di ogni livello e quindi di ogni
elettrone


La teoria della quantizzazione dell’energia
afferma che
esiste una quantità minima di energia (quanto)
 tutta l’energia è scambiata in multipli del quanto
fondamentale (fotone)


Bohr aveva utilizzato la teoria quantica per
spiegare la stabilità dei livelli e degli elettroni
associati
LIVELLI ELETTRONICI SEMPLIFICATI

È possibile rappresentare in modo semplice la
configurazione elettronica dei primi 20 elementi
della tavola
1
+
-
-
-
-
7
+
-
3
+
2
+
-
-
-
-
4
+
-
-
-
-
6
+
5
+
-
-
-
-
-
-
-
-
ESERCIZIO 1
Costruisci la configurazione elettronica
semplificata dell’atomo con numero atomico 18
 L’elemento è l’ argon, un gas nobile

-
-
-
-
-
-
-
-
18
+
1°
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
ESERCIZIO 2
Stabilisci la valenza dell’elemento con Z=13
utilizzando la configurazione elettronica
semplificata
 L’elemento è Al

-
-
-
-
13
+
-
1°
-
-
-
-
-
-
-
NOTAZIONE DI LEWIS
È una versione semplificata delle configurazioni
elettroniche di valenza di alcuni elementi
 Notazione di Lewis è un insieme di regole
utilizzato per rappresentare gli elettroni di
valenza di un elemento
 Presenta diversi vantaggi come


Permette di prevedere le valenze degli elementi
Principale (elettroni spaiati – singoletti)
 Valenze secondarie (doppietti di non legame)
 Comportamento metallico e non metallico

CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE STABILI
Le configurazioni elettroniche caratterizzate da 4
doppietti dello strato di valenza sono stabili (basso
valore energetico)
 Gli elementi che possiedono questa configurazione
non hanno bisogno di reagire in alcun modo, la loro
inerzia chimica è tale che sono denominati gruppo
dei gas nobili o inerti



Lo stato gassoso è giustificato dal fatto che sono sostanze
monoatomiche e quindi a temperatura ambiente non
riescono a condensare
Tutto ciò si riassume con la regola dell’ottetto:

Tutti gli elementi cercano di completare lo strato di
valenza con 8 elettroni poiché è una configurazione
stabile
COMPORTAMENTO DEGLI ELEMENTI
Comportamento chimico degli elementi è in
relazione con la loro configurazione elettronica di
valenza
 Alcuni elementi (Na) possiedono pochi elettroni di
valenza, possono raggiungere l’ottetto in due
modi:

Acquisire i molti elettroni mancanti (7) - anione
 Perdere un elettrone mostrando lo strato sottostante
completo (1) – catione


Questi elementi perdono i pochi elettroni di
valenza caricandosi positivamente (metalli)

L’elemento metallico diventa molto più piccolo
quando perde gli elettroni di valenza perché perde un
livello energetico
LE SEMIREAZIONI

La formazione di un catione da un metallo
C  Cn+ + ne Na  Na+ + e Mg  Mg2+ + 2e Al  Al3+ + 3e

La formazione di un anione da un non-metallo
A + ne-  An F + e -  F S + 2e-  S2

Tutti gli elementi cercano di raggiungere
l’isoelettronicità col gas nobile più vicino
ESERCIZIO

Prevedere il comportamento dei seguenti
elementi e scrivere le semireazioni







Ga
È un elemento del III gruppo con 3 elettroni di
valenza, quindi avrà la tendenza a perdere elettroni
Ga  Ga3+ + 3eRb
È un elemento del I gruppo con 1 elettrone di
valenza, quindi avrà la tendenza a perdere 1
elettrone
Rb  Rb+ + eSe

È un elemento del VI gruppo con 6 elettroni di valenza,
quindi avrà la tendenza a acquistare 2 elettroni
FORMAZIONE DI UN COMPOSTO IONICO

La cessione e l’acquisizione di elettroni deve
essere contemporanea
C


 Cn+ + ne-
A + ne-  An-
Sommando membro a membro
C + A + ne-  Cn+ + An- + ne-  CA
 Na + Cl  Na+ + Cl-  NaCl


Questa reazione rappresenta la formazione del
legame ionico in un composto salino
CARATTERISTICHE

DEI COMPOSTI IONICI
Struttura interna (microscopico)

La formula di un composto ionico (NaCl)
indica solo il rapporto numerico tra cationi e anioni (1:1)
 Non individua una unità autonoma come nel caso delle
molecole

La struttura è descritta in termini di interazioni
elettrostatiche tra cariche opposte e quindi
utilizzando la legge di Coulomb
 I due ioni si dispongono in modo regolare nelle 3
dimensioni formando un reticolo ordinato
(cristallo) di estensione indefinita
 Prevalgono le forze attrattive


La struttura ionica è robusta, i Sali sono altofondenti