6. il sistema periodico

6. IL SISTEMA PERIODICO
Proprietà chimiche degli elementi e loro periodicità
Alla fine del diciottesimo secolo, man mano che si scoprivano nuovi
elementi si notò che alcuni di essi presentavano proprietà e comportamenti
simili.
Ciò spinse i chimici a ricercare dei criteri per la classificazione sistematica
degli elementi
Triadi (J. W. Dobereiner, 1829)
Legge delle ottave (J. Newlands, 1865)
Tavola periodica (D. I. Mendeleev, 1869).
- Classificazione secondo pesi atomici crescenti.
-  Previsione di elementi non ancora scoperti
-  “Inversione” della posizione per alcuni elementi
Proprietà chimiche degli elementi come funzione periodica del numero
atomico (Z) e non del peso atomico (G. J. Moseley, 1913)
Rappresentazione del sistema periodico
Il sistema periodico è stato presentato negli anni sotto diverse forme.
Attuale rappresentazione: Tavola Periodica
“Costruzione” della Tavola Periodica:
(i) si dispongono gli elementi, da sinistra a destra, in ordine di Z crescente
(ii) quando si incontra un gas nobile si va a capo;
(iii) si prosegue in modo tale da mettere uno sotto l'altro gli elementi con la
stessa configurazione elettronica esterna.
7 righe: periodi
18 colonne: gruppi; elementi con la stessa configurazione elettronica
esterna e quindi con simili proprietà chimiche
La tabella periodica
Struttura della tavola periodica. Periodi
Lunghezza crescente dei periodi dovuta all’aumento del numero di orbitali
disponibili all’aumentare del numero quantico principale, n.
Nei periodi 4 e 5 si ha il riempimento degli orbitali 3d e 4d (periodi lunghi):
serie di transizione
Nel periodo 6 oltre al riempimento degli orbitali 5d (terza serie di transizione)
si ha anche il riempimento dei 4f (prima serie di transizione interna o
Lantanidi o Terre rare)
Nel periodo 7 si ha il riempimento degli orbitali 5f (seconda serie di
transizione interna o Attinidi). Gli elementi con numero atomico maggiore di
92 (fino a 111) sono detti transuranici e non esistono in natura.
Struttura della tavola periodica. Gruppi
Gruppi: elementi con la stessa configurazione elettronica esterna e quindi
con simili proprietà chimiche.
Numerazione dei gruppi:
(i)  numerazione IUPAC: da 1 (alcalini) a 18 (gas nobili).
[IUPAC = International Union of Pure and Applied Chemistry].
(ii)  numerazione tradizionale e ormai obsoleta: gruppi A e B.
Descrizione della tavola periodica
Divisione della tabella in blocchi: s, p, d, f
Metalli e non-metalli
Tavola periodica e configurazioni elettroniche
Alcune configurazioni elettroniche
anomale (che non rispettano la
sequenza media dei sottolivelli).
Esempi:
Cr, [Ar]3d54s1;
Cu, [Ar]3d104s1; Ni, [Ar] 3d84s2;
Pd, [Kr]4d105s0 ;
Pt, [Xe]4f145d96s1.
Proprietà periodiche degli elementi
Proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono determinate dalle loro
configurazioni elettroniche.
Proprietà periodiche ossia funzioni periodiche del numero atomico.
Energia di ionizzazione
Energia (o potenziale) di ionizzazione: energia necessaria per allontanare un
elettrone esterno a distanza infinita da un atomo isolato e allo stato gassoso:
A(g) → A+(g) + eFornisce una misura della forza con cui l’elettrone è legato all’atomo.
Affinità elettronica
Affinità elettronica: energia liberata da un atomo neutro isolato e allo stato
gassoso quando acquista un elettrone in uno degli orbitali vuoto o semivuoto:
A(g) + e- → A-(g)
Difficoltà di misure sperimentali; valori ottenuti in maniera indiretta.
Raggio atomico
I raggi atomici degli elementi possono essere determinati indirettamente da
misure sperimentali (es. distanza tra i nuclei di due atomi uguali in solidi o
molecole gassose)
Per gli elementi dei gruppi
principali, i raggi atomici
aumentano dall’alto verso il
basso e diminuiscono da
sinistra verso destra:
- aumento del numero quantico
principale scendendo nel gruppo
(aumenta la distanza tra elettroni
esterni e nucleo)
-  aumento della carica nucleare
lungo il periodo (maggiore
attrazione degli elettroni esterni
anche a parità di numero
quantico principale)
Raggio atomico (II)
Elementi di transizione: solo piccole variazioni all’aumentare di Z:
l’aumento della carica nucleare è bilanciato in gran parte dall’effetto
schermante degli elettroni “d” che sono più interni rispetto agli elettroni “s”
Volume atomico
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