CHIMICA, LEZIONE #3 Tavola periodica La tavola periodica è la rappresentazione di tutti gli atomi conosciuti (quindi di tutti gli elementi) raggruppati secondo gli elettroni di valenza. In questa tavola, le colonne vengono chiamate “gruppi” e le righe “periodi”. Distinguiamo vari blocchi, a seconda dell'orbitale che si va a riempire. Abbiamo quindi il blocco s per i gruppi 1 e 2, il blocco p sulla destra della tavola e in basso il blocco f. In particolare il gruppo 1 prende il nome di metalli alcalini; il gruppo 2 quello di metalli alcalino-terrosi. Dal gruppo 3 al gruppo 12 abbiamo poi i cosiddetti metalli di transizione. Essi non hanno un comportamento regolare come i metalli alcalini. Questo perché l'orbitale d non è del tutto chiuso e dà luogo a questo comportamento. Fino gruppo, ogni elemento ha numero di valenza uguale al numero del gruppo. Dal 13esimo gruppo in poi troviamo i metalli post-transizione, i semi-metalli e i non metalli. I metalli post-transizione sono elementi in continuità con i precedenti e che continuano in questa defezione progressiva del carattere metallico. I semi-metalli (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po) hanno caratteristiche sia dei metalli che dei non-metalli. Fa parte dei non-metalli anche l'idrogeno, benché si trovi nel gruppo 1. Il gruppo 17 viene detto alogeno. Il gruppo 18 è occupato dai gas nobili. Dal gruppo 13 al gruppo 18 gli elementi hanno numero di valenza pari al numero del gruppo meno 10 (bisogna non tener conto dei 10 elettroni dell'orbitale d, ormai completo). Caratteristiche periodiche. La prima caratteristica periodica, che abbiamo già notato nella descrizione della tavola periodica, è il carattere metallico, che diminuisce verso destra. + -------> Carica effettiva (o efficace) La carica effettiva è l'attrazione effettiva fra il nucleo atomico e gli elettroni. Essa è pari a: Zeff = Z – S, dove S è l'effetto schermo. Aumenta nel periodo Diminuisce nel gruppo Raggio atomico Diminuisce nel periodo Aumenta nel gruppo (Effetto aumento di n (più gusci)) Energia di ionizzazione Energia che si deve fornire a un elemento in stato gassoso per sottrargli un elettrone. Aumenta nel periodo (per effetto dell'aumento della carica efficace) Diminuisce nel gruppo (effetto aumento di n) Distinguiamo poi l'energia di prima ionizzazione e quella di seconda ionizzazione. Quest'ultima è favorita nei metalli alcalino-terrosi. Affinità elettronica Variazione di energia quando viene aggiunto un elettrone a un atomo in stato gassoso. È un processo favorevole per gli alogeni. Aumenta nel periodo Diminuisce nel gruppo Elettronegatività È la capacità di un atomo di attrarre a sé una coppia elettronica in un composto. Χ = A.E. + E.I. 2 Aumenta nel periodo Diminuisce nel gruppo Legami Un legame chimico si forma fra 2 atomi, perché c'è un guadagno di energia passando da atomo a molecola. E A B A – B (stabilità maggiore) Un legame può essere: • A – B, legame semplice • A = B, legame doppio • A ≡ B, legame triplo → 2 elettroni di valenza → 4 elettroni di valenza → 6 elettroni di valenza Distinguiamo poi: Legame ionico (con una differenza di elettronegatività elevata) In questo legame l'elemento più elettronegativo sottrae la coppia di elettroni. Gli atomi diventano ioni e, quindi, il legame si fonda su una forza di natura elettrostatica (coulombiana). Legame covalente La coppia di elettroni è in completa condivisione fra i due atomi. Se la differenza di elettronegatività è uguale a zero (atomi di uno stesso elemento) allora la nube elettronica risulta equamente distribuita nello spazio, e il legame prende il nome di legame covalente omopolare. Se, invece, la differenza di elettronegatività è maggiore di 0, ma non elevata al punto di avere un legame ionico, allora la nube elettronica tende verso l'atomo più elettronegativo, formando un dipolo. Il legame si chiama legame covalente eteropolare.