non-metalli

RAGGIO ATOMICO
Molte delle proprietà degli elementi sono correlati alla
struttura elettronica che, a sua volta, determina la loro
collocazione nella tavola periodica
Un atomo non ha un confine ben delineato che definisce
precisamente la sua dimensione
In relazione ai legami chimici che gli atomi possono instaurare
con altri atomi possiamo definire il RAGGIO ATOMICO come il
raggio una sfera che comporta la
distanza di legame osservata
quando le sfere arrivano a
toccarsi
Ad esempio se la distanza di legame in una molecola di Br2
(Br-Br) è uguale a 2,286 Å allora si assume che il raggio
atomico del Br sia 1,14 Å
Muovendosi invece all’interno di un periodo, si deve considerare che:
• gli elettroni aumentano di numero, ma rimangono sempre nello
stesso livello di energia e quindi si collocano pressoché alla stessa
distanza dal nucleo;
• l’aumento del numero di protoni comporta una attrazione via via
crescente verso gli elettroni, che occupano sempre lo stesso livello, così
che essi tendono ad avvicinarsi di più al nucleo.
Z=6
Il risultato è che:
Z=7
Z=8
Z=9
DIMENSIONE DEGLI IONI
Gli ioni positivi sono più piccoli degli atomi da cui derivano in
quanto hanno un numero di protoni superiore a quello degli
elettroni
La carica nucleare in eccesso infatti attira più vicino al nucleo
gli elettroni ed una diminuzione del raggio atomico
Gli ioni negativi sono più grandi dei rispettivi atomi in quanto
hanno un numero di elettroni superiore a quello dei protoni e
quindi l’attrazione esercitata è inferiore con conseguente
aumento del raggio atomico
ENERGIA DI IONIZZAZIONE (I)
Gli elettroni dello strato di valenza sono quelli che imprimono
le caratteristiche chimiche agli elementi, tra cui al tendenza a
cedere o acquisire un elettrone
Se consideriamo un atomo di un elemento e «allontaniamo
un elettrone avremo:
X  X+ + eDove X+ è uno IONE POSITIVO o CATIONE
La spesa energetica per questa reazione è chiamata ENERGIA
DI PRIMA IONIZZAZIONE (I)
L’energia necessaria per allontanare un altro elettrone è
definita ENERGIA DI SECONDA IONIZZAZIONE
L’energia necessaria per elettroni successivi è via maggiore
L’atomo che perde uno o più
elettroni, mentre mantiene inalterato
il numero di protoni del nucleo,
assume una o, rispettivamente, più
cariche positive. Si forma, cioè, uno
ione positivo, o catione.
Si dice anche che l’energia di ionizzazione aumenta a mano a mano
che aumenta il numero di elettroni sul livello esterno
Le evidenze riportate sottolineano ancora una volta che sono gli
elettroni del guscio più esterno disponibili al trasferimento o
compartecipazione di elettroni nelle reazioni chimiche
Per questo motivo tutti i metalli alcalini hanno una tendenza
spiccata a cedere l’elettrone e trasformarsi nel catione
monovalente stabile
L’energia di ionizzazione aumenta passando agli elementi del
gruppo II A e diviene sempre maggiore avvicinandosi ai gas
nobili
Considerando anche le energie richieste per allontanare gli
elettroni successivi si nota che i metalli alcalino-terrosi hanno
spiccata tendenza a cedere 2 elettroni dello strato di valenza
ed acquistano la configurazione del gas nobile sottostante
Ad esempio l’atomo di Calcio (Ca) perdendo 2 elettroni
diventa ione calcio (Ca++ o Ca2+) che ha la configurazione
dell’argon
Gli andamenti descritti possono essere messi in relazione con il valore del
raggio atomico. Infatti, più gli elettroni sono lontani dal nucleo, minore sarà
l’energia necessaria per distaccarli. L’energia di ionizzazione è minima nei
metalli alcalini, che danno facilmente ioni positivi, e massima nei gas rari.
Le dimensioni dei
cationi che si
formano
sono
inferiori a quelle
dei
rispettivi
atomi
poiché,
oltre a mancare
un elettrone, il
nucleo esercita
un’attrazione
maggiore
su
quelli
che
rimangono
AFFINITA’ ELETTRONICA
I non metalli non hanno alcuna tendenza a cedere elettroni e i
valori di energia di prima ionizzazione sono molto elevati
Per i non metalli è più opportuno introdurre il concetto di
AFFINITA’ ELETTRONICA: l’energia che si libera quando
aggiungiamo un elettrone ad un atomo neutro per generare
uno IONE NEGATIVO o ANIONE
X + e-  X-
Il nuovo elettrone conferisce una carica negativa all’atomo, che diviene
così uno ione negativo o anione.
L’affinità elettronica è associabile alle dimensioni dell’atomo: essa è
tanto maggiore quanto più piccolo è il volume atomico. Quanto più
piccolo infatti è l’atomo, tanto più vicino al nucleo si collocherà l’elettrone
acquisito e tanto maggiore sarà la quantità di energia liberata. Pertanto:
Le dimensioni
degli
anioni
sono maggiori
di quelle dei
rispettivi atomi,
vista
la
presenza di un
elettrone
in
eccesso
non
adeguatamente
bilanciata dalla
carica
del
nucleo
ELETTRONEGATIVITA’
E’ definita come la media aritmetica tra l’energia di prima
ionizzazione e l’affinità elettronica di quell’atomo
E’ una stima della «fame» di elettroni di un atomo
Un atomo più elettronegativo ha maggiore tendenza ad
acquisire elettroni mentre uno meno elettronegativo ha
maggiore tendenza a cederli
Gli elementi più elettronegativi sono quelli posti in alto a
destra della tavola periodica mentre quelli meno
elettronegativi sono in basso a sinistra
Tra i vari criteri utilizzati per calcolare l’elettronegatività di un elemento, il
più diffuso è quello proposto dal chimico statunitense Linus Pauling, che
ha definito una scala arbitraria assegnando il valore minimo (0,7) al
francio e il massimo (4) al fluoro
Con questo metodo non è calcolabile l’elettronegatività dei gas nobili, per i
quali si assume il valore 0
Poiché entrambe le proprietà che la determinano variano nello stesso
modo:
Per questo motivo gli elementi più elettronegativi si trovano a destra in alto
e quelli meno elettronegativi si trovano a sinistra in basso.
La classificazione degli elementi: metalli, nonmetalli e semimetalli
La tavola periodica è attraversata, in diagonale, da una linea a forma di
scaletta:
•gli elementi alla sua sinistra sono detti metalli,
•quelli alla sua destra non-metalli.
•gli elementi che confinano con la linea di separazione sono i semimetalli.
H
He
Li Be
B C N O F Ne
Na Mg
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk
Dy Ho Er Tm Yb Lu
Cf Es Fm Md No Lr
I metalli sono gli elementi più abbondanti e, in condizioni normali, sono
quasi tutti solidi. Hanno bassa elettronegatività e si trasformano
facilmente in ioni positivi. Questa facilità a perdere elettroni è
responsabile di molte delle loro caratteristiche, quali la conduzione della
corrente e del calore e la tipica lucentezza.
I non-metalli hanno caratteristiche esattamente opposte. Dotati di alta
elettronegatività, divengono facilmente ioni negativi. Non
conducono la corrente né il calore e non hanno la lucentezza tipica dei
metalli.
selenio
zolfo
iodio
Differenti forme di fosforo
I semimetalli hanno caratteristiche intermedie. Di particolare importanza
è la loro capacità di condurre la corrente solo in determinate condizioni:
motivo per cui si dicono semiconduttori.
silicio
tellurio
antimonio
germanio
Le caratteristiche manifestate da metalli e da non-metalli dipendono
dall’elettronegatività che a sua volta dipende dalle altre proprietà periodiche,
delle quali si è messa in evidenza la variazione graduale. Ciò spiega la
graduale variazione del carattere metallico degli elementi nella tavola
periodica:
ELETTRONI DI VALENZA
Nella maggior parte dei casi gli elettroni
coinvolti nelle reazioni chimiche sono 2+6=8
elettroni contenuti nell’orbitale s e nei tre
orbitali p del livello energetico più esterno
Per questo motivo vengono rappresentati
utilizzando un metodo introdotto da Lewis
ELETTRONI DI VALENZA
Con questo metodo i 2+6 elettroni degli
orbitali s e p del livello più esterno (
ELETTRONI
DI
VALENZA)
vengono
rappresentati come punti o come coppie di
punti ai quattro lati del simbolo chimico
dell’elemento
Idealmente ogni lato del simbolo chimico è
associato ad un orbitale
sono un ottimo punto di partenza per imparare
a rappresentare le formule di struttura dei
composti chimici
SODIO (Na, Z=11) 1s22s22p23s1
MAGNESIO (Mg, Z=12)
ALLUMINIO (Al, Z=13)
CARBONIO (C, Z=6)
AZOTO (N, Z=7)
ZOLFO (S, Z=16)
CLORO (Cl, Z=17)
NEON (NE, Z=10)
[Ne] 3s1
[Ne] 3s2
[Ne] 3s2 3p1
[He] 2s2 2p2
[He] 2s2 2p3
[Ne] 3s2 3p4
[Ne] 3s2 3p5
[He] 2s2 2p6
l simbolo dell’elemento rappresenta il nucleo, i
puntini attorno al simbolo rappresentano gli
elettroni di valenza
NB.1 Da notare il numero del gruppo A (1A8A)
dice il numero di elettroni di valenza
NB.2 Si deve collocare un puntino per volta sui
quattro lati (superiore, destro, inferiore e
sinistro) del simbolo dell’elemento
NB.3 Si devono appaiare i puntini fino a che
non sono stati utilizzati tutti
REGOLA DELL’OTTETTO:
Quando gli atomi si legano, cedono, acquistano
o condividono elettroni per raggiungere un
livello esterno pieno di otto (o due) elettroni
VALENZA
La valenza di un elemento in un composto
rappresenta il numero di legami che tale
elemento instaura con atomi di altri elementi,
o anche il numero di elettroni ceduti,
acquistati o messi in compartecipazione
dall’elemento del composto considerato
ESEMPIO:
Monovalenti: H, Cl, Br
Bivalenti: Ca in CaCl2, Mg in MgF2
Trivalenti: N in NH3, P in PH3
Tetravalenti: C in CH4