Struttura elettronica e tavola periodica

Struttura elettronica e tavola periodica
La tavola è suddivisa nei blocchi s, p, d e f
Eccezioni: 1) Elio (He) il quale pur appartenendo al blocco s, compare in
quello p. Possiede uno strato di valenza completo, come tutti gli altri elementi
del gruppo 18.
2) Idrogeno: Possiede un elettrone s e dovrebbe quindi appartenere agli
elementi del I° gruppo ma gli manca un solo elettrone per avere la
configurazione del gas nobile che lo segue (come gli elementi del gruppo 17).
Dato questo carattere esclusivo, non lo si assegna ad alcun gruppo.
I blocchi s e p costituiscono i gruppi fondamentali della tavola periodica.
Nel blocco s il numero di gruppo (1 o 2) è uguale a quello degli elettroni di
valenza.
Numerando i gruppi con numeri arabi da 1 a 18, per avere gli elettroni di
valenza nel blocco p si sottrae 10 dal numero del gruppo.
Proprietà periodiche degli elementi
Gli elementi sono ordinati in successioni orizzontali, dette periodi, sovrapposte in modo
tale da creare una serie di sequenze verticali, dette gruppi, nelle quali sono collocati gli
elementi dei diversi periodi con proprietà chimiche simili.
Elementi dello stesso gruppo hanno configurazione elettronica simile.
Tutti gli elementi del I° gruppo (M=Li, Na, K, Rb, Cs) formano ossidi del tipo M2O,
fluoruri del tipo MF, cloruri del tipo MCl, bromuri del tipo MBr, ecc.
Tutti gli elementi del II° gruppo (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba) formano ossidi del tipo MO,
alogenuri del tipo MX2 (X= F, Cl, Br, I)
Tutti gli elementi del gruppo 13 (M= B, Al, Ga, In, Tl) formano gli ossidi M2O3 , gli
alogenuri MX3
Tutti gli elementi del gruppo 14 (E= C, Si, Ge, Sn) formano gli ossidi EO2 , gli alogenuri
EX4, gli idruri EH4
Tutti gli elementi del gruppo 15 (E= N, P, As, Sb) formano gli ossidi E2O5, gli idruri EH3
Il raggio atomico
Non è possibile misurare il raggio esatto di un atomo isolato.
Solo quando gli atomi formano un solido o delle molecole, i loro centri sono a
distanza definita l’uno dall’altro.
Se l’elemento è un metallo, si assume come raggio atomico la metà della distanza
che separa i centri di due atomi adiacenti.
Se l’elemento è un non metallo o un metalloide (elemento che presenta l’aspetto
fisico e le proprietà di un metallo ma si comporta chimicamente da non metallo),
ci si basa sulla metà della distanza tra i nuclei degli atomi congiunti da un legame
chimico: tale raggio è detto anche raggio covalente dell’elemento.
Es. in Cl2 la distanza tra i nuclei è 198 pm: il raggio covalente del cloro è 99 pm
Se l’elemento è un gas nobile si definisce il raggio di van der Waals che vale la
metà della distanza tra i centri di atomi adiacenti in un campione di gas
solidificato.
Raggi atomici
Il raggio diminuisce da sinistra verso destra lungo i periodi e aumenta
lungo i gruppi
- La carica nucleare non viene adeguatamente schermata da elettroni che appartengono
al medesimo strato e pressappoco alla stessa distanza dal nucleo
- Ad ogni nuovo periodo gli elettroni più esterni occupano strati sempre più distanti dal
nucleo
Variazione periodica del raggio atomico degli elementi
Il raggio ionico
E’ definito come il contributo specifico di uno ione alla distanza tra ioni
contigui in un composto ionico solido
La distanza tra i centri di un catione e di un anione adiacenti vale la
somma dei due raggi ionici
Si assume che il raggio ionico dello
ione ossido (O2-) sia 140 pm e si
calcola il raggio degli altri ioni su tale
base
Ad es. in MgO la distanza tra i centri degli
ioni adiacenti Mg2+ e O2- è 212 pm.
Il raggio di Mg2+ è 212-140 = 72 pm
Raggi ionici
Generalmente i raggi ionici aumentano scendendo lungo il gruppo e
diminuiscono da sinistra a destra percorrendo il periodo
Raggi atomici e raggi ionici
Dimensioni relative di alcuni cationi e anioni insieme con quelle dei
rispettivi atomi
Energia di ionizzazione
E’ l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo allo stato gassoso:
X(g) → X+(g) + eCu(g) → Cu+(g) + e-
I 1 (Energia di ionizzazione primaria) 8,14 eV; 785 kJ/mol
Cu+(g) → Cu2+(g) + e- I 2 (Energia di ionizzazione secondaria) 20,26 eV; 1955 kJ/mol
Variazione periodica dell’energia di ionizzazione primaria degli elementi
Valori successivi di energia di ionizzazione
L’energia di ionizzazione secondaria è maggiore
di quella primaria (per il medesimo elemento), e
molto maggiore se l’elettrone interessato deve
allontanarsi da uno strato chiuso
K(g) → K+(g) + e-
II = 418 kJ/mol
K+(g) → K2+(g) + e-
III = 3070 kJ/mol
Na(g) → Na+(g) + e-
II = 494 kJ/mol
Na+(g) → Na2+(g) + e-
III = 4560 kJ/mol
Li(g) → Li+(g) + e-
II = 519 kJ/mol
Li+(g) → Li2+(g) + e-
III = 7300 kJ/mol
Affinità elettronica
L’affinità elettronica di un elemento è l’energia liberata quando un
elettrone si lega all’atomo in fase gassosa: X(g) + e- → X-(g)
Es: Cl(g) + e- → Cl-(g)
energia liberata = Eae = 3,62 eV; 349 kJ/mol
Affinità elettronica
Nel caso degli alogeni (gruppo 17), l’acquisto di un elettrone completa lo
strato di valenza e l’eventuale nuovo elettrone darà inizio ad un nuovo strato.
In tale strato esso si troverebbe non soltanto più lontano dal nucleo, ma anche
soggetto alla repulsione della carica negativa già esistente. Ne consegue che
l’affinità elettronica secondaria del fluoro sarà fortemente positiva, cioè per
formare F2- a partire da F- occorre fornire una grande quantità di energia
Gli atomi del gruppo 16, come O e S, mostrano due lacune negli orbitali p del
proprio strato di valenza e possono ospitare due elettroni in più. L’affinità
elettronica è positiva. L’aggiunta del secondo elettrone richiede energia, a
causa della repulsione esercitata dalla carica negativa già presente in O- e in SO (g) + e- = O-(g) processo esotermico (141 kJ/mol)
O-(g) + e- = O2-(g) processo endotermico (-844 kJ/mol)
Elettronegatività
Secondo Mulliken l’elettronegatività di un elemento è data dalla
semisomma della sua energia di ionizzazione e della sua affinità
elettronica:
EN = (I + Ae)/2
Pauling (1931) definì l’elettronegatività come una misura della
tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame che
lo tengono unito all’altro atomo in una molecola
Il fluoro è l’elemento più elettronegativo (4,0), seguito dall’ossigeno
(3,5) e dal cloro (3,0)