Classificazione periodica degli elementi
Le caratteristiche chimiche di un elemento sono strettamente collegate con lo stato
degli elettroni di valenza.
Facendo la costruzione degli atomi con il metodo Aufbau si osserva che gruppi
d’elementi possiedono la stessa configurazione elettronica esterna, ad esempio Li,
Na, K, Rb, Cs e Fr sono tutti ns1.
Ne consegue che con l’aumentare di Z si ritroverà periodicamente una situazione
elettronica che conferirà proprietà chimiche, talvolta anche fisiche, molto simili.
Si costruisce quindi la classificazione periodica degli elementi (Sistema Periodico).
Ogni periodo (riga) della tavola periodica corrisponde al completamento dei
sottostrati s e p, mentre il numero del periodo coincide con il valore del numero
quantico principale.
Inizia, dal secondo, con un metallo alcalino con configurazione elettronica esterna s1
e termina con un gas nobile con configurazione elettronica esterna s2p6.
Ogni gruppo (colonna) della tavola periodica è costituito da elementi con la stessa
configurazione elettronica esterna.
Le dimensioni degli atomi aumentano col passaggio all’atomo successivo. Il numero
del gruppo indica il numero d’elettroni presenti nella configurazione elettronica
esterna degli atomi del gruppo stesso.
Gli elementi che riempiono gli orbitali 3d, 4d, 4f e 5d sono detti elementi di
transizione:
1° serie → dallo scandio (21) allo zinco (30)
orbitali 3d
2° serie → dall’ittrio (39) al cadmio (48)
orbitali 4d
3° serie → dal lantanio (57) al mercurio (80)
orbitali 5d e 4f
La tavola periodica si può anche vedere divisa in blocchi che prendono il nome
dall’ultimo sottolivello occupato.
Gli elementi appartenenti ai blocchi s e p sono detti elementi dei gruppi principali.
Gli elementi del secondo gruppo principale sono detti alcalino-terrosi.
Gli elementi del settimo gruppo principale sono detti alogeni.
Gli elementi del blocco f sono detti terre rare.
TAVOLA PERIODICA
ns1-2
(n-1)d1-10ns2
ns2np1-6
1
2
H
He
2.1
3
4
5
6
7
8
9
10
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
-
11
12
13
14
15
16
17
18
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
0.9
19
1.2
20
21
22
23
24
25
1.5
31
1.8
32
2.1
33
2.5
34
3.0
35
36
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
0.8
37
1.0
38
1.3
39
1.5
40
1.6
41
1.6
42
Rb Sr
Y
Zr
0.8
55
1.0
56
1.3 1.4
57 * 72
Cs
Ba
La
0.7
87
0.9
88
1.1
89 °
Fr
Ra
Ac
0.7
0.9
1.1
58
59
60
Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu
Gd Tb
1.1
90
1.1
91
1.2
92
1.1
Th
Pa
U
1.3
1.5
1.7
27
28
29
Mn Fe
Co
Ni
Cu Zn
Ga Ge
As
Se
Br
Kr
1.5
43
1.8
45
1.8
46
1.9
47
1.6
48
1.6
49
1.8
50
2.0
51
2.4
52
2.8
53
54
Nb Mo Tc
Ru Rh Pd
Ag
Cd In
Sn
Sb
Te
I
Xe
1.6
73
1.8
74
1.9
75
2.2
76
2.2
77
2.2
78
1.9
79
1.7
80
1.7
81
1.8
82
1.9
83
2.1
84
2.5
85
86
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au Hg Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
1.3
1.5
1.7
1.9
2.2
2.2
2.2
2.4
1.9
1.8
1.8
1.9
2.0
2.2
-
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
Dy
Ho Er
Tm Yb Lu
-
1.2
1.2
-
1.2
-
26
1.8
44
1.2
1.2
30
1.1
1.2
Proprietà periodiche degli elementi
1. Zeff Carica nucleare effettiva o efficace
Le proprietà chimiche di un atomo sono influenzate dall’intensità del suo campo
elettrico esterno, dovuto alla carica nucleare, attenuata dalle azioni di schermo degli
elettroni.
carica nucleare effettiva: per un elettrone e- di un atomo di carica nucleare Z è valore
di carica nucleare che eserciterebbe la stessa forza attrattiva F sull’elettrone e- in
assenza degli n elettroni di schermo
Zeff calcolato rispetto a tutti gli elettroni dell’atomo è una misura del campo elettrico
esterno dell’atomo A.
Zeff aumenta nel periodo, le diminuzioni segnano la fine di un periodo e l’inizio del
successivo
Si calcola come differenza tra il valore del numero atomico Z e quello di una costante
di schermatura data dalla somma delle azioni di schermo dovute agli elettroni.
L’azione schermante degli elettroni è valutata con coefficienti di schermatura.
1. per ciascun elettrone dello strato esterno non completo: coeff. 0.35
2. per ciascun elettrone dello strato immediatamente sottostante: coeff. 0.85
3. per ciascun elettrone degli strati più interni: coeff. 1
4. se lo strato esterno è completo (gas nobili) per ogni elettrone di questo strato: 0.85,
per ogni elettrone sottostante: 1:
all’ aumento di 1 unità di carica nucleare corrisponde aumento di 0.35 di
schermatura; la brusca diminuzione Zeff alla fine del periodo corrisponde al
completamento dello strato esterno che aumenta il potere schermante degli elettroni
che lo costituiscono (da 0.35 a 0.85) e di quelli del livello sottostante
nel I e II gruppo il valore Zeff del primo elemento è diverso da quello comune degli
altri elementi del gruppo, parallelamente le sue proprietà chimiche si discostano da
quelle, simili, dei successivi
si può calcolare elettronegatività nella scala di Pauling da Zeff
xp=0.359(Zeff/r2) + 0.744
r = raggio atomico
Zeff/r2 = rappresenta densità di carica superficiale
2. Raggio atomico e ionico.
Raggio atomico: allo stato solido è metà della distanza tra nuclei di atomi contigui.
Raggio covalente: metà della distanza tra nuclei di atomi congiunti da legame
chimico (es. Cl2).
Raggio di van der Waals: metà della distanza tra nuclei di atomi in un campione del
gas solidificato (gas nobili)
nel periodo diminuisce all’aumentare del numero atomico, gli elettroni occupano
orbitali pressappoco della stessa energia, però cresce carica nucleare e Zeff e questo
determina una contrazione degli orbitali occupati e quindi della nuvola elettronica
avvolgente l’atomo
iniziando ogni periodo aumenta sensibilmente nuovi elettroni occupano orbitali
corrispondenti a livelli energetici decisamente più alti e molto più espansi
nella serie di transizione le variazioni del raggio non manifestano la stessa
regolarità gli elettroni occupano orbitali interni (n-1)d che schermano efficacemente
la carica nucleare, quindi l’orbitale esterno ns mantiene la stessa estensione
contrazione lantanidica elementi inseriti tra seconda e terza serie riempiono orbitali
4f, molto interni i cui elettroni esercitano un effetto schermante che non compensa
aumento di carica nucleare e quindi si osserva una contrazione sensibile del raggio
atomico
Raggio ionico di un elemento: quota della distanza tra ioni contigui in un solido
ionico. Si assume che il raggio ionico dell’ossido (O2-) valga 140 pm, per calcolare il
raggio di altri ioni.
Tutti i cationi sono più piccoli degli atomi neutri da cui derivano (i livelli interni sono
più legati, quindi più vicini al nucleo) e il raggio cationico segue lo stesso andamento
del raggio metallico (per gli stessi motivi).
Tutti gli anioni sono più grandi degli atomi neutri da cui derivano (il maggior numero
d’elettroni aumenta gli effetti repulsivi) e anche il raggio anionico ha lo stesso
andamento visto per atomi e cationi (stessi motivi).
Aumentano scendendo nel gruppo.
Diminuiscono nel periodo da sinistra a destra.
variazioni del raggio atomico sono opposte a Zeff
3. Energia di ionizzazione.
E’ definita come la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dallo stato
fondamentale di un atomo gassoso, isolato, e portarlo a distanza infinita (kJ/mol).
Esistono energie di prima, seconda, n-esima ionizzazione. L’energia di seconda
ionizzazione è logicamente sempre più elevata della prima; la differenza diventa
ancora maggiore se si deve estrarre un elettrone dei livelli interni.
In condizioni di pressione costante, il calore richiesto per mole d’atomi corrisponde
all’entalpia di ionizzazione ∆Hion.
Con poche eccezioni, l’E. di I. aumenta da sinistra a destra lungo un periodo
(andamento del raggio atomico) per scendere ad un valore più basso all’inizio del
periodo successivo (l’elettrone è su un livello più lontano dal nucleo).
qualche irregolarità si verifica in rapporto alla configurazione elettronica: le
distribuzioni elettroniche corrispondenti a saturazione completa o semisaturazione di
tutti gli orbitali di un sottogruppo nl determinano condizioni di particolare stabilità
Solo elementi con basse E. di I. possono formare solidi di tipo metallico.
4. Affinità elettronica.
Atomi con orbitali esterni incompleti tendono ad acquistare spontaneamente elettroni,
formando anioni. Un elemento ha elevata A.E. quando la sua entalpia d’incremento
d’elettroni è negativa, mentre ha una bassa A.E. se l’acquisto d’elettroni avviene in
modo endotermico o solo debolmente esotermico.
In linea di massima, l’incremento d’elettroni è più esotermico per gli elementi che si
trovano in alto a destra nel sistema periodico.
Aumenta in valore assoluto lungo il periodo, con eccezioni: Be e Mg, (orbitale ns
saturo); N e P orbitale ns semisaturo
diminuisce scendendo nel gruppo, con aumentare del numero atomico
Affinità elettroniche di alcuni elementi per la formazione dello ione X- (kJ/mole)
H
-72
Li
B
-60
C
-28
Na
Al
-53
K
-48
Rb
Ga
+2
Sr
-47
Si
-44
Ca
-134
-29
-72
-200
-77
-349
Br
-195
Te
-101
-328
Cl
Se
Sb
-121
F
-142
S
As
-117
Sn
-29
O
+7
P
Ge
In
+5
N
-122
-325
I
-190
-295
5. Elettronegatività (χ)
Indica la proprietà di un atomo in una molecola di addensare su di sè la carica
elettronica dell’orbitale (o orbitali) di legame. Il valore di elettronegatività si
manifesta quando l’atomo A si lega con l’atomo B: è la tendenza competitiva di A e
B ad addensare elettroni di legame.
Diverse sono le scale dei valori di elettronegatività. L.Pauling propone una scala
relativa e adimensionale che assegna al Fluoro il più alto valore di elettronegatività
(4.0)
Varia inversamente al raggio atomico, aumenta dal basso all’alto di un gruppo e da
sinistra a destra in un periodo. L’elemento più elettronegativo è il fluoro, seguito
dall’ossigeno. Il meno elettronegativo è il Cesio.
∆χ può essere considerata una misura del carattere polare/ionico del legame
6. Proprietà chimiche
Se un elemento appartiene al blocco s, i suoi elettroni più esterni possono essere persi
facilmente formando i corrispondenti cationi E+ (alcalini) e E2+ (alcalino-terrosi).
Questo avviene con molta facilità tanto che non è possibile trovarli in natura allo
stato nativo.
Presentano tutti, eccetto il Be, spiccate caratteristiche metalliche.
Tutti, eccetto il Be, reagiscono con H2O formando i corrispondenti idrossidi.
I composti di tutti questi elementi sono ionici.
Un elemento che si trova nella parte sinistra del blocco p, possiede
un’elettronegatività tale da presentare, benché meno evidenti, alcune delle proprietà
metalliche tipiche degli elementi del blocco s. Ciò accade soprattutto per gli elementi
dei periodi più alti.
La proprietà caratteristica degli elementi posti nella parte destra, e in modo più
spiccato in alto, del blocco p è la tendenza ad acquistare elettroni fino al riempimento
del livello esterno; sono perciò tipici non-metalli.
Il confine metallo/non-metallo si può considerare il valore di elettronegatività 2,
quindi la diagonale passante per B, Si, As, Te e At.
Tutti gli elementi del blocco d sono metalli. Quelli che si trovano a destra sono i
meno reattivi ed è facile trovarli in natura allo stato nativo.
Una caratteristica peculiare di questi elementi è la capacità di molti di formare ioni
con cariche differenti.
Riassumendo:
GRUPPO
configurazione elettronica esterna analoga, proprietà chimiche simili (tranne primi
elementi)
scendendo nel gruppo:
aumentano dimensioni degli atomi
aumenta numero di elettroni
aumenta distanza elettrone nucleo
aumenta schermatura elettrica a causa del numero di elettroni interposti tra nucleo e
elettroni esterni
aumenta carattere metallico
diminuisce en. di ionizzazione e diminuisce elettronegatività
PERIODO
configurazione elettronica esterna varia con regolarità
diminuisce raggio atomico
aumentano en. di ionizzazione e elettronegatività
diminuisce carattere metallico
elemento stabile con carattere più metallico: Cs, carattere meno metallico: F
