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Tavola periodica degli elementi
La tavola periodica è costruita in modo da avere un raggruppamento secondo certe caratteristiche. Gli atomi sono costituiti principalmente da 2 parti:
- nucleo positivo Sono presenti i neutroni (particelle neutre) e i protoni (particelle cariche positivamente)
- elettroni carichi negativamente che girano intorno al nucleo (sono inseriti in orbitali che ne determinano il valore energetico).
La posizione degli atomi nella tabella vede: (es.)
- numero atomico (Z) È il numero in alto nel riquadro. Indica il numero di protoni in quell'atomo. n° protoni = n° elettroni
- numero di massa (A) o massa atomica Indica la somma di protoni e neutroni.
L'atomo è definito, in condizioni normali, neutro.
L'ordine degli elementi nella tavola è dato dal numero atomico Z. La tavola è divisa in
- gruppi ovvero le colonne
- periodi ovvero le righe orizzontali
La prima zona è formata dai gruppi I, II e III A ad eccezione del boro, questi sono chiamati metalli.
Poi i gruppi IV, V, VI A sono i non metalli.
L'ultimo gruppo (VIII A) sono i gas nobili.
La parte centrale della tabella sono i metalli di transizione.
Gli elementi hanno caratteristiche comuni in base alla collocazione.
La presenza degli elementi in uno stesso gruppo vede lo stesso numero di e⁻ nello strato esterno, le valenze.
es.: gruppo I, ci sarà 1 elettrone esterno
Spostandosi poi verso i gruppi di destra, vicino ai gas nobili.
Questi sono i più stabili e non hanno dunque la tendenza a reagire.
Gli altri elementi della tavola ricercano dunque la stessa condizione.
es.: il litio ha 1 solo e⁻ esterno (I gruppo) le condizioni possono dunque essere 2:
- acquistare 7 e⁻
- cedere 1 e⁻
Nel caso in cui venga perso l'e⁻ l'elemento diventerà ione positivo catione
le
Il numero massimo di cariche negative perse da un elemento equivale al numero di e⁻ presenti sul livello più esterno.
Nei gruppi dei non metalli la tendenza è di acquisire e⁻.
L'elemento diventerà ione negativo anione
Tutto il meccanismo è legato ad un valore
- nel dipolo elettrico una carica + è in prossimità di una - di uguale intensità.
- Un legame covalente polare è tra atomi che recano cariche parziali di segno opposto. (ibrido tra leg. puramente covalente e puramente ionico).
es. leg. cov. polari:
- HF, H2O, NH3, CH4, HCl
LEGAME COVALENTE DATIVO
Si verifica con il doppietto elettronico fornito esclusivamente da un atomo.Si identificano cosi:
- DONATORE → fornisce gli e-
- ACCETTORE → riceve gli e-
es. NH4⁺ 2 la molecola in questione è formata da: 3 legami (N-H) covalenti comuni 1 legame (N-H+) covalente dativo.
H |H ← N ⁺ → H | H
es. HClO2, O ← Cl - OH HClO3, O ← Cl - OH | O HClO4 O |O ← Cl - OH | O
N = neq/l Eq = numero di specie attive
Neq = n moli per numero di specie attive
→ per gli acidi il numero di equivalenti è il numero di pt+ dissociabili.per le basi il numero di equivalenti è il numero di ossidrili dissociabili.
es. se n di pt+ ceduti è 1
HCl 0,1 M = 0,1 Nse il numero di pt+ ceduti è 2
H2SO4 0,1 M = 0,2 N
questo vale per qualsiasi numero di pt+ ceduti.
la molarità
Si esprime con numero di moli di soluto in se e di soluzione.
MV = g⁄PM M = m (g)⁄PM × V (ml)
l' osmolarità (Osm)
Corrisponde alla molarità moltiplicata per il numero di ioni in cui si dissocia il composto in H2O.(le molecole devono essere isotoniche con il sangue)
es. NaCl si dissocia in 2 ioni Na+ e Cl-una soluzione 0,3M di NaCl è0,3 × 2 = 0,6 Osm
Una soluzione di 0,3M di glucosio, che in H2O non si dissocia (molecola non ionica),
Alcool secondario
O
H
H - C - H
H
H - C - C - OH → H - C - C = O
H
H chetone
Alcool terziario
H
H - C - H
H
H - C - C - OH
H - C - H
H
L'ossidazione avviene solo con rottura legame C - C
questo perché non ci sono H che possono reagire
- Ossidazione
Fe → Fe++ + 2e-
Forma ridotta forma ossidata
Reducente ossidante
- Riducente
2H+ + 2e- → H2
Forma ossidata Forma ridotta
Ossidante Riducente
I chetoni sono generalmente di nucleo
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