Tavola periodica e nomenclatura

LA TAVOLA PERIODICA

E’ un catalogo di tutti gli elementi noti, ordinati secondo le loro caratteristiche.

Dmitri Mendeleev e Lothar Meyer catalogarono contemporaneamente ma indipendentemente gli elementi noti

Senza conoscere la struttura atomica, Mendeleev

• Ordinò gli elementi allora noti

• Predisse l’esistenza di alcuni elementi non ancora noti (Ga, Ge, Tc...)

• ̀

ordinò in base alle proprietà elementi che sembravano invertiti in base al peso atomico

o Mendeleev individuò discrepanze nell’ordine secondo massa crescente per alcuni elementi (es: Co e Ni)

§ optò di ordinarli seguendo solo l’ordine delle proprietà chimico fisiche, pensando che le masse atomiche

conosciute a quel tempo non fossero accurate (considerati metodi analitici in uso)

§ Il suo ordine per gli elementi era corretto, era sbagliata l’assunzione che le proprietà fossero legate alla

massa atomica (e non al numero atomico)

o Dopo esperimento di Moseley determinazione sperimentale del numero atomico, con cui ora si identificano i vari

à

elementi, e su cui si basa LEGGE DELLA PERIODICITA’ CHIMICA: le proprietà degli elementi sono funzioni

periodiche del numero atomico

Divisione in METALLI, NON METALLI, METALLOIDI/SEMIMETALLI

Metalli

• A sx della diagonale, compresi Me di transizione

• Solidi (tranne Hg)

• Buoni conduttori

• Duttili (= possono essere ridotti in cavi sottili) e Malleabili (= possono essere stirati in lamine sottili)

• Possono formare leghe (soluzioni di 1/+ metalli)

• Aspetto lucente (generalmente, non sempre)

• Producono ioni + (principalmente)

Non Metalli

• Principalmente gassosi (H + gas nobili); solidi (C, S, P, I) [opachi a temperatura ambiente] ; liquido (Br)

• Cattivi conduttori (tranne C in forma di grafite)

• Nelle reazioni producono ioni – (principalmente)

aspetto caratteristico dei non metalli: a volte in natura possono esistere in forme diverse e distinte, ognuna delle quali presenta

à

delle specifiche caratteristiche (ALLOTROPI)

Metalloidi/semimetalli

• Proprietà intermedie (caratt fisiche di metalli ma alcune caratt chimiche di non metalli, in genere)

• Semiconduttori, molto utilizzati in applicazioni tecnologiche (Si, per cip computer/telefoni)

DIVISIONE IN GRUPPI E PERIODI

• Elem con peso crescente posti uno di fianco all’altro a formare righe orizzontali (PERIODI)

Numerati da 1 a 7

o

• Elem con proprietà chimiche simili (es: stato di aggregazione/reattività) in colonne verticali (GRUPPI)

à

Numerati da 1 a 8, seguiti da lettera A per elementi dei gruppi principali, B per elementi di transizione

o Numerati da 1 a 18

o 1° gruppo: metalli alcalini

§ 2° gruppo: alcalino-terrosi

§ Metalli di transizione

§ (TERRE RARE) Lantanidi: Z = 57 (lantanio) Z = 72 (afnio)

§ à

Attinidi: Z = 89 (attinio) Z = 104 (rutherfordio)

§ à

Alogeni

§ Gas nobili

§

Isotopi

: atomi dello stesso elemento che hanno un numero diverso di neutroni nel

≠

nucleo. (= numero atomico, numero di massa)

Spettrometro di massa: Isotopi H

Prozio: 1 + $

Dueterio: 1 +, 1 N à #

%

Trizio: 1+, 2N à #

numero atomi di un dato isotopo

Abbondanza percentuale = ×100%

'

numero tot atomi dell elemento

(tutti gli isotopi)

Massa atomica

• Riportata nella Tavola Periodica in unità di massa atomica (u.m.a.), anche chiamata Dalton (Da), come massa atomica relativa.

• L’unità di massa atomica, o Dalton, è definita come

1/12 della massa dell’isotopo 12 del carbonio (A=12, C) cioè 1.661·10 g.

126 -24

Il valore della massa atomica indicato sulla Tavola Periodica tiene conto della presenza di isotopi con diversa massa nei campioni naturali di

ciascun elemento (abbondanza isotopica).

Ad esempio: il carbonio ha 3 isotopi: C, presente per il 98.89%; C, presente per l’1.11%; C, presente solo in tracce.

12 13 14

La massa atomica viene calcolata come media pesata dei diversi isotopi:

Ad esempio: per il boro (Z=5) esistono 2 isotopi:

Isotopo 1: A=10 e abbondanza relativa del 19.91%, Isotopo 2: A=11 e abbondanza relativa del 80.09%.

Molecole

• Specie monoatomiche: è il caso dei gas nobili He, Ne, Ar, Kr e Xe.

• Specie biatomiche: è il caso di H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2.

La molecola è definita come la più piccola unità di una sostanza chimica che mantiene inalterata la composizione e le proprietà della

sostanza stessa.

• formata da un numero finito di atomi, legati assieme in modo specifico.

• Può avere un numero variabile di atomi di elementi diversi.

Esistono molecole formate da due soli atomi, ad esempio la molecola di ossigeno O2, oppure il cloruro di idrogeno (o acido

cloridrico, HCl), e molecole formate da un altissimo numero di atomi, come le proteine o il DNA.

Formule chimiche per le molecole

Rappresentazione simbolica di atomi, molecole e ioni. Ciascun atomo ha un simbolo, indicato nella tavola periodica.

Cl Mn K P

Le formule molecolari contengono due tipi di informazioni: il tipo e il numero di atomi contenuti in una molecola.

C H O

12 22 11

Nel caso di ioni molecolari, la rappresentazione simbolica include la carica dello ione. Cl HPO CO

- 42- 32-

à

Esempio:

C H NO rappresenta l’ormone adrenalina, la cui molecola è costituita da 9 atomi di carbonio, 13 atomi di idrogeno, un atomo di azoto e 3

9 13 3

atomi di ossigeno.

• Formula molecolare (o bruta): per una molecola, rappresenta l’esatto numero di atomi presenti nella molecola. C H O

6 12 6

• Formula minima (o empirica): non indica l’esatto numero di atomi presenti nella molecola, ma il rapporto tra gli elementi

chimici. CH O: formula minima del glucosio // formula formaldeide

2

• Formula di struttura: indica le connessioni presenti tra gli atomi della molecola. Alcune formule di struttura rappresentano

anche la struttura tridimensionale del composto.

• Isomeri: molecole con la stessa formula molecolare ma diversa formula di struttura.

Esempio: etanolo e etere dimetilico C2H6O

Rappresentazione simbolica dei sali

I sali sono composti formati da cationi (ioni positivi) e anioni (ioni negativi), non da molecole. Uno ione è un atomo o un gruppo di atomi che

ha una carica elettrica.

La rappresentazione simbolica per un sale, detta unità formula, rappresenta il rapporto tra ioni positivi e negativi.

In questo caso, il catione viene riportato prima dell’anione.

E’ importante che la carica complessiva dell’unità formula del sale sia zero: per ottenere questo risultato, le cariche positive e le cariche

negative devono essere in egual numero.

Esempi:

Ca(NO ) è un sale formato dagli ioni Ca e NO -. Per bilanciare la carica, per ciascuno ione Ca devono essere presenti 2 ioni NO -. Per

2+ 2+

3 2 3 3

ciascun atomo di calcio sono presenti 2 atomi di azoto e 6 di ossigeno.

Na2SO4 Na+ / SO 42-

à

Al2(CO3) Al / CO

3+ 32-

à

3

Ca(H2PO4) Ca2+ / H PO -

à

2 2 4

Massa molecolare

La massa di molecole poliatomiche può essere calcolata come massa degli atomi che le compongono. sarà̀

Ad esempio: la molecola H3AsO4 è costituita da 3 atomi di idrogeno, uno di arsenico e 4 di ossigeno, quindi la sua massa data dalla

somma:

Per i sali, si calcola allo stesso modo la massa formula, o massa dell’unità formula.

̀

In alcuni casi è presente nella formula del sale anche una certa quantità di acqua di cristallizzazione (ad esempio: CuSO4·5H2O). In questo

caso la massa del composto deve essere calcolata tenendo conto della presenza delle molecole d’acqua, la cui massa deve essere

sommata a quella del sale.

Nomenclatura

Per identificare in modo univoco un composto chimico, è importante avere un sistema che consente di attribuire a ciascun composto un

nome.

Esistono diversi tipi di nomenclatura, per diversi tipi di composti:

• Nomenclatura organica: per composti del carbonio.

• Nomenclatura inorganica: comprende i composti che non contengono carbonio e alcuni composti semplici del carbonio

(diossido di carbonio, carbonati) IUPAC

Per dare un nome sistematico e facile da ricavare a ciascun composto, l’organizzazione internazionale (International Union of Pure

and Applied Chemistry) ha definito una serie di regole. Oltre alla nomenclatura IUPAC, rimangono alcuni nomi tradizionali.

In alcuni casi è utile anche indicare lo stato (o numero) di ossidazione di un elemento in un composto mediante la notazione di Stock, in cui

il numero di ossidazione è indicato tra parentesi come numero romano.

Il numero di atomi di un elemento viene indicato con prefissi che derivano dal greco: mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, esa-, epta-...

Regole per attribuire il numero di ossidazione agli atomi di una molecola o di un sale:

1. Una sostanza allo stato elementare ha numero di ossidazione 0.

Esempio: Fe (n.o. = 0), O2 (0), Cl2 (0), O3 (0), S8 (0)...

2. Il numero di ossidazione di uno ione monoatomico è pari alla carica dello ione. I metalli alcalini (gruppo 1A) hanno numero di

ossidazione +1, i metalli alcalino- terrosi (gruppo 2A) hanno numero di ossidazione +2.

Esempio: Na+ (n.o. = +1), Cu2+ (+2), Al3+ (+3), Cl- (-1), S2- (-2)

3. L’ossigeno ha numero di ossidazione –2 in tutti i composti tranne i perossidi (-1), i superossidi (-1/2) e il composto OF2 (+2).

4. L’ idrogeno ha numero di ossidazione +1, tranne che negli idruri (-1).

5. La somma dei numeri di ossidazione in una specie è uguale alla carica dellan specie: 0 se la specie è una molecola neutra oppure

pari alla carica dello ione.

Cationi monoatomici

I cationi monoatomici, formati da metalli, sono chiamati con il nome dell’elemento. (Me presenta 1 stato di ossidazione)

nome: Ione + nome Me

Anioni monoatomici

Gli anioni monoatomici prendono la desinenza -uro (eccetto ossigeno)

Composti binari (composti di 2 specie atomiche)

il composto più elettronegativo (il secondo nella formula) prende la desinenza -uro, a parte i composti di ossigeno che prendono il nome di

ossidi.

Composti dell’idrogeno

• Idruri: idrogeno con metallo (H ha carica -1) àMeH

nome: Idruro di Me

• Idracidi: idrogeno con non-metallo (H ha carica +1) HnoMe

à

nome: noMe-uro + di idrogeno [generalmente]

* Se in soluzione vengono indicati come acido fluoridrico (HF), acido cloridrico (HCl), acido bromidrico (HBr), acido iodidrico (HI)

e acido solfidrico (H2S). A questi si aggiunge anche l’acido cianidrico, HCN.

Composti dell’ossigeno

• Ossidi di metalli (ossidi basici) MeO

&agr