Struttura dell’atomo e
Sistema Periodico degli elementi
unità 1, 2 e 3, modulo C del libro
Gli atomi di tutti gli elementi sono formati da tre tipi di particelle elementari:
elettrone, protone e neutrone. Le tre particelle elementari si trovano nel
nucleo (protone e neutrone) e nella cosiddetta nube elettronica (elettrone) che
si trova intorno al nucleo.
L’elettrone, simbolo e-, è provvisto di carica negativa e ruota attorno al nucleo
nella nube elettronica. Ha una massa trascurabile in quanto molto piccola.
Il protone si trova nel nucleo ed è provvisto di carica positiva; a mitigare la
repulsione tra particelle di uguale carica all’interno del nucleo si trova il
neutrone. La massa di questi due tipi di particelle non è trascurabile.
In un atomo il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni, questo fa
si che ci sia neutralità rispetto alle cariche; tale numero si indica con Z, numero
atomico.
La somma dei protoni e dei neutroni, cioè delle particelle dotate di massa non
trascurabile, si indica incevce con il numero di massa, A.
I numeri sono indicati come segue. Il numero atomico si indica in basso a
sinistra: ad esempio, per il carbonio Z=6, ovvero 6C; il numero di massa si indica
in alto a sinistra: ad esempio, sempre per il carbonio A=12, ovvero 12C.
Il numero di neutroni non è sempre uguale a quello dei protoni. Atomi con ugual
numero di protoni e diverso numero di neutroni sono chiamati isotopi: elementi
che hanno uguale numero atomico ma diverso numero di massa.
Ad esempio, il celebre isotopo del carbonio, usato per la datazione dei fossili, è il
14C, che possiede 6 protoni ed 8 neutroni. Altri celebri isotopi: 2H: deuterio, 3H:
trizio, con 1 e due neutroni rispettivamente.
Gli elettroni, negli atomi, sono legati al nucleo dall’attrazione
elettrostatica che si instaura tra cariche positive (protoni) e negative
(elettroni).
Gli elettroni si trovano all’esterno del nucleo disposti su livelli di
energia, detti anche orbitali, strati o gusci elettronici, numerati da
quello più vicino al nucleo a quello più lontano e definiti con il simbolo
n, che va da 1 a 7 e viene detto numero quantico principale. Ogni livello
è diviso in sottolivelli: il primo livello ha un solo sottolivello, il secondo
due, il terzo tre e così via. I primi quattro sottolivelli hanno simboli s, p,
d, f.
Il numero massimo di elettroni in un livello è dato dalla formula: 2 +
n2.
Quindi, per n=1 ci saranno solo due elettroni, per n=2 ci potranno
essere al massimo 8 elettroni, e così via.
È importante ricordare che tutti gli elettroni di un sottolivello hanno
uguale energia.
Nella diapositiva successiva troverete gli elettroni disposti nei livelli e
sottolivelli in ordine di energia crescente.
Man mano che il numero di elettroni di un atomo aumenta, l’ultimo elettrone
aggiunto va ad occupare il livello energetico più basso tra quelli a disposizione
n = 6, 72 e-
4 f (14 e-)
6
5
4
5
n = 5, 50 e-
s (2 e-)
p (6 e-)
d (10 e-)
s (2 e-)
n = 4, 32 e4 p (6 e-)
3 d (10 e-)
4 s (2 e-)
n = 3, 18 e-
ENERGIA
n = 2, 8
3 p (6 e-)
3 s (2 e-)
2 p (6 e-)
e-
2 s (2 e-)
n = 1, 2 elivello
1 s (2 e-)
sottolivello
Gli e- nell’atomo si possono rappresentare in due modi:
1. secondo il IL DIAGRAMMA ORBITALICO;
2. Secondo la NOTAZIONE spdf
1) DIAGRAMMA ORBITALICO
(le frecce rappresentano gli elettroni)
N
Ne
O
1s
2s
↑↓
↑↓
1s
2s
↑↓
↑↓
1s
2s
↑↓
↑↓
2p
↑
↑
↑
2p
↑↓
↑↓
↑↓
2p
↑↓
↑
La sistemazione degli e- nei livelli
energetici viene realizzata nel
seguente modo: nei riquadri
vengono inserite due frecce, di
verso opposto, che
rappresentano due e-. Ogni
riquadro può ospitare al massimo
2 e-. Negli esempi sotto riportati
si possono vedere le
rappresentazioni elettroniche
dell’azoto (Z=7), del neon
(Z=10) e dell’ossigeno (Z=8).
↑
A parità di energia gli
elettroni occupano gli
orbitali in modo da
trovarsi spaiati
(REGOLA DI HUND)
2) NOTAZIONE spdf
N (Z=7) 1s22s22p3
Ne (Z=10) 1s22s22p6
O (Z=8) 1s22s22p4
GLI ELETTRONI
CARATTERIZZATI DAL
NUMERO QUANTICO
PRINCIPALE PIU’ ALTO
SONO QUELLI PIU’
ESTERNI E SONO DETTI
ELETTRONI DI VALENZA
Nella notazione spdf i numeri
davanti a queste lettere
corrispondono ai livelli
energetici, mentre le lettere
corrispondono agli orbitali e gli
apici al numero di e- presenti.
Accanto sono riportate le
notazioni per l’azoto, il neon e
l’ossigeno, analogamente alla
diapositiva precedente.
Gli elementi sono disposti nella TAVOLA PERIODICA ed il posto che ciascun elemento
occupa è stabilito dal numero atomico. Osservando con attenzione la tavola periodica si
nota una certa periodicità (da cui il nome) delle proprietà chimiche e fisiche degli
elementi.
Nella pagina successiva troverete la tavola periodica, e la classificazione degli elementi
nella stessa.
Gruppi dei Metalli alcalini
Gruppo dei Metalli alcalino-terrosi
Gruppi degli Elementi di
transizione
8A
1A
2A
RIGHE =
PERIODI
(stesso
numero
quantico
principale)
B
3A 4A 5A 6A 7A
Gruppo
dei
Gas nobili
o
inerti
Gruppo
degli
Alogeni
Gruppi degli Elementi di
transizione interna
COLONNE = GRUPPI =
ELEMENTI CON PROPRIETA’
SIMILI (stesso numero di
elettroni di valenza)
Nella tavola periodica gli elementi sono disposti in ordine di numero atomico
crescente, in modo da evidenziare similitudini e ricorrenze di comportamento.
Queste similitudini e ricorrenze si verficano per le PROPRIETA’ ATOMICHE.
Le PROPRIETÁ PERIODICHE degli elementi sono:
1. RAGGIO ATOMICO
2. POTENZIALE DI IONIZZAZIONE
3. AFFINITÁ ELETTRONICA
4. ELETTRONEGATIVITÁ
Il numero del gruppo, per gli elementi del gruppo principale A rappresenta il numero di
elettroni negli orbitali s e p più esterni ---> n aumenta ma il numero di elettroni esterni rimane
costante (es: Ca, gruppo 2A, 2 elettroni di valenza).
Il numero del periodo rappresenta il numero quantico principale n del guscio più esterno (es:
Ca, periodo 4, numero quantico principale 4).
Nei gruppi B (elementi di transizione) si riempiono gli orbitali d.
Nelle serie dei lantanidi e degli attinidi (elementi di transizione interna) si riempiono gli
orbitali f.
Gli elementi, all’interno della tavola periodica, sono inoltre classificati come
METALLI, NON METALLI e SEMIMETALLI o METALLOIDI.
I SEMIMETALLI sono molto pochi: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po e At.
I NON METALLI sono: H, He, C, N, O, F,Ne, P, S, Cl, Ar, Se, Br, Kr, I, Xe, Rn; questi
elementi, come si può vedere, si trovano sulla destra della tavola periodica e sono
separati dai METALLI (che sono tutti gli altri elementi) attraverso i SEMIMETALLI.
1) RAGGIO ATOMICO
All’interno di un periodo
aumenta il numero di elettroni
esterni, ma rimangono costanti
gli elettroni dei gusci interni
che contribuiscono a
schermare la carica nucleare.
Dunque all’interno di un
periodo IL RAGGIO ATOMICO
DIMINUISCE.
All’interno di una serie di transizione
si riempiono dei gusci interni, mentre il
guscio più esterno rimane con lo stesso
numero di elettroni.
Dunque all’interno di una serie di
transizione IL RAGGIO ATOMICO
RIMANE COSTANTE.
All’interno di un gruppo aumenta il numero quantico n, la
nuvola di distribuzione elettronica è più estesa.
Dunque all’interno di un gruppo IL RAGGIO ATOMICO
AUMENTA.
2) POTENZIALE DI IONIZZAZIONE
La tendenza di un atomo a cedere elettroni è il POTENZIALE DI IONIZZAZIONE
(energia necessaria a strappare un elettrone all’atomo)
----> la specie atomica che si origina viene detta IONE (catione), il processo
IONIZZAZIONE
Massimi: elementi 8A
30
25
Potenziale di ionizzazione (eV)
He
Ne
20
F
15
Ar
N
H
Kr
O
Cl
P S
5
Li
Si
Mg
Sc Ti V Cr
Ca
Al
Na
FeCo Ni Cu
Mn
Cd
Ge
Ga
K
Sr
Rb
0
Z
Minimi: elementi 1A
In
As Se
Zn
Be
B
Xe
Br
C
10
Y
Sb Te
Pd
Tc RuRh Ag
Mo
Zr Nb
Sn
In
3) AFFINITÁ ELETTRONICA
4) ELETTRONEGATIVITÁ
L’affinità elettronica è l’energia sviluppata quando un atomo accetta un elettrone.
L’ELETTRONEGATIVITÀ stima l’affinità elettronica (capacità relativa che un atomo
ha di attrarre elettroni). Si origina uno IONE dotato di carica negativa (anione)
L’elemento ad
elettronegatività
maggiore è il FLUORO,
mentre quello ad
elettronegatività
minore è il FRANCIO.
Da questa proprietà si
evince che una specie
atomica che ha perso
un e- prende il nome
di CATIONE, mentre
una specie che lo ha
acquistato prende il
nome di ANIONE.
