8. Sistema Periodico degli Elementi_a.a. 2009_2010
Sistema periodico, proprietà periodiche, legame ionico
SISTEMA PERIODICO
Se si ordinano gli elementi in ordine di numero atomico crescente si
manifesta un’ordinata replica delle strutture elettroniche esterne che è la
base razionale del Sistema Periodico di Mendeleev.
I Periodi (orizzontali) corrispondono al riempimento di un livello di
stesso n. Le proprietà variano regolarmente lungo il periodo. Si va da
elementi che tendono ad assumere carica positiva ad elementi che tendono
ad assumere carica negativa, da metalli a non metalli.
I Gruppi (verticali) corrispondono a elementi aventi la stessa
configurazione elettronica esterna nsx npy . Simili proprietà chimiche.
Proprietà periodiche.
Raggio atomico: definito come distanza tra un atomo e l’atomo vicino in
un campione di un elemento.
Varia lungo un gruppo e lungo un periodo in funzione delle variazioni di n
e di Zeff.
Aumenta con n (scendendo lungo un gruppo) e diminuisce con Zeff.
Lungo un gruppo aumenta n, Zeff varia poco perché gli elettroni interni
schermano molto efficacemente quelli esterni, predomina l’effetto di n e
aumenta il raggio atomico.
Lungo un periodo gli e vengono aggiunti sullo stesso livello, il numero di e
interni rimane costante e Zeff aumenta, causando una diminuzione del
raggio atomico.
Queste tendenze generali non valgono nel caso degli elementi di
transizione in cui si riempiono gli orbitali d interni. Dopo un’iniziale
diminuzione del raggio atomico dovuta all’aumento di Zeff, il raggio
atomico e Zeff rimangono quasi costanti a causa dell’effetto di schermo
degli e d interni.
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Relazioni Energetiche che entrano in gioco nella formazione di ioni.
CATIONI: ioni positivi.
X → X+ + e
Sono più piccoli dell’atomo neutro (maggiore attrazione da parte del
nucleo e minor espansione della nube elettronica). Il catione avrà un
contenuto energetico maggiore di una specie neutra: per formarlo si deve
sempre fornire energia. La quantità di energia necessaria dipende dalla
grandezza e dalla configurazione elettronica dell’atomo e dal numero di
elettroni da estrarre.
Si definisce Energia (o Potenziale) di ionizzazione (Ei) l’energia
necessaria per estrarre un elettrone da un atomo isolato allo stato gassoso e
portarlo a distanza infinita con formazione di uno ione positivo.
Si può misurare in kJ o in eV (elettron Volt).
Dipende dalle dimensioni dell’atomo:
Li: Ei = 5.4 eV
Cs : Ei = 3.4 eV
È infatti più facile estrarre un e da un atomo più grande in cui gli e interni
schermano più efficacemente il nucleo e la differenza tra carica nucleare e
carica nucleare effettiva è maggiore.
Ei diminuisce in un gruppo e Ei aumenta lungo un periodo, con qualche
irregolarità dovuta alla formazione di configurazioni elettroniche piene o
semipiene particolarmente stabili.
Così ad esempio:
Ei [Ga] < Ei [Zn]
Ei [Ga] = 5.99 eV
Ei [Zn] = 9.34 eV
Perché togliendo un e al Ga si ha la configurazione 3d104s2
Analogamente:
Ei [O] < Ei [N]
Ei [O] = 13.6 eV
Ei [N] = 14.5 eV
Perché togliendo un e ad O si ha la configurazione 2s22p3
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Il potenziale di ionizzazione è una misura del carattere metallico di un
elemento: tanto più facilmente un elemento perde un e (minore è Ei) tanto
maggiore è il suo carattere metallico.
Il F ha il massimo potenziate di ionizzazione e il Cs il minore, pertanto il
Cs è l’elemento più metallico e il F il meno metallico.
Esistono, naturalmente, energie di seconda, terza etc ionizzazione. Ad
esempio l’energia di seconda ionizzazione (EiII) sarà quella necessaria a
strappare un e da un catione di carica +1 e formare un catione di carica +2.
L’energia di n-esima ionizzazione è l’energia necessaria s strappare l’(n1)-esimo e e formare un catione n-positivo.
Ein > Ein-1
n
Ein = ∑ Eij
j =1
Al → Al+ + e
Al+ → Al2+ + e
Al2+ → Al3+ + e
EiI = 6 eV
EiII = 18 eV
EiIII = 28.5 eV
Complessivamente:
Al → Al3+ + 3 e
E = (6 + 18 + 28.5) eV = 52.5 eV
In generale, per ogni elemento, le energie delle ionizzazioni aumentano
progressivamente, ma un incremento particolare si ha per l’estrazione di
un e da uno ione avente la configurazione di un gas nobile. Ciò spiega
perché alcuni elementi esistono come ioni di carica fissa.
Ad esempio:
Na+ 2s22p6
Ca2+ 3s23p6
Al3+ 2s22p6
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ANIONI: ioni negativi.
Y + e → YSono più grandi dell’atomo neutro (maggiore repulsione interelettronica e
maggiore espansione della nube elettronica).
Uno ione negativo è sempre più grande dello ione positivo isoelettronico:
2s22p6
r (Å)
O21.4
F1.3
Na+
0.95
Mg2+
0.65
L’energia messa in gioco nel formare un anione viene detta affinità
elettronica (Eea): è l’energia rilasciata o acquistata da una mole di atomi
nell’acquisto di una mole di elettroni.
Eea, come il ∆H, è negativa se il sistema (gli atomi) cedono energia, è
positiva se il sistema (gli atomi) acquistano energia.
Per formare un di anione si deve sempre fornire energia.
Con poche eccezioni (Be, Ne) l’affinità elettronica è sempre negativa. Ciò
significa che nel processo di formazione di anioni il sistema passa ad uno
stato energetico inferiore, ovvero che il processo di formazione dell’anione
è favorito (l’attrazione nucleare è maggiore della repulsione
interelettronica).
Un atomo ha dunque energia minore quando gli si avvicina un e e se
immaginiamo che questo e sia legato ad un altro atomo abbiamo la
rappresentazione della formazione di un legame chimico. Il passaggio da
uno stato a maggiore energia ad uno a minore energia è il fattore che causa
la formazione del legame.
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