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
|
H + H -------- H – H + 436 KJ/mol energia di legame H – Cl -------
H-Cl + 432 KJ/mol energia di legame Br – Br ------
H-Br + 360 KJ/mol
energia di legame |
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:
|
LiCl è un
composto ionico formato da un legame ionico. Per formazione di tale composto il Li cede l’unico e-
di valenza che si trova su 2s1 e si trasforma in Li+ il Cl che acquista e- si si trasforma in Cl- i valori di
elettronegatività sono 1 per il Li e 3 per il Cl. |
Li = 1 Cl = 3 Valori di
elettronegatività |
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:
|
H-Cl è un
composto formato da un legame
covalente. Per formazione di tale composto l’ H mette in comune e- che si trova su 1s1 anche il Cl mette in comune e-
che sono in 3pz1
completano entrambi il duetto e l’ottetto e sono stabili. I valori di elettronegatività sono simili la
distribuzione della carica è uniforme. |
H = 2,1 Cl = 3 Valori di
elettronegatività |
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.
|
NH4+ è un composto
formato da un legame dativo. Il legame Avviene tra NH3 e H+ l’azoto
possiede questa struttura 1s22s22px12py12pz1
la sua struttura si completa con i 3 H 1s1 L’azoto possiede un doppietto elettronico 2s2
che può essere donato, allo ione H+ privato del suo elettrone.
In questo modo H assume una configurazione esterna completa. Regola
del duetto. |
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:
|
1s22s12p1x2p1y2p1z |
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.
|
Orbitale ibrido del C simbolo sp3 |
4 orbitali ibridi |
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:
|
sp2 angoli di legame 120° |
3 orbitali ibridi |
sp angoli di legame 180° |
2 orbitali ibridi |
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:
a)
legame dipolo – dipolo
b)
forze di Van der Waals
c)
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 BaI2
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:
a)
Quanti
grammi di Cr sono vi sono in 68 g di cromo
b)
Quanti
grammi di ossigeno sono contenuti in 54 g di acqua.
c)
Calcolare
i grammi di zolfo contenuti in 234,87 g di CaSO4
d)
Calcolare
la composizione percentuale di CaCl2 2H2O
e)
Calcolare
la composizione percentuale di Pb ( NO3 )4
f)
Calcolare
il numero di atomi di Zn presenti in 349,34 g di ZnBr2
g)
Calcolare
il numero di atomi di Pb contenuti in 50 g di metallo
h)
Calcolare
il numero di molecole di Ba ( OH )2 presenti in 89,98 g di Ba ( OH )2
i)
Calcolare
la composizione percentuale di NaClO4 3H2O
j)
Calcolare
la composizione percentuale di CuSO4 5H2O
k)
Calcolare
quanti atomi di ossigeno sono contenuti in 23,74 grammi dell’elemento
l)
Quanti
grammi di S sono contenuti in 75 g di H2S2O8
m)
Calcolare
il numero di atomi di Cl contenuti in 65,81 g di KCl
n)
Calcolare
la composizione percentuale degli elementi in peso di KAl ( SO4 )2
o)
Calcolare
quante moli di Ca3 ( PO4 )2 sono contenute in
892,19 g di Ca3 ( PO4 )2
p)
Calcolare
quanti atomi di Br sono contenuti in 13,89 grammi di AlBr3
q)
Calcolare
i grammi di fosforo contenuti in 45,23 grammi di Na3 ( PO4
)
r)
Calcolare
il peso di 7 1019 molecole di HBr
s)
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. |