La tavola periodica
1- Introduzione
•
La legge periodica (1869, Mendeleiev in Russia e Meyer in
Germania) stabilisce che gli elementi, quando vengono disposti in
ordine di massa atomica, mostrano una periodicità delle proprietà.
•
La tavola periodica è composta da colonne (gruppi) e righe
(periodi).
•
Nei gruppi, le proprietà chimiche sono molto simili
•
Gli elementi dello stesso gruppo hanno uguale configurazione esterna
H 1s1
Li
[He]2s1
Na
[Ne]3s1
K [Ar]4s1
He 1s2
Be
[He]2s2
Mg
[Ne]3s2
B
[He]2s22p1
C
[He]2s22p2
N
[He]2s22
p3
O
[He]2s22p4
Al
[Ne]3s23p1
Si
[Ne]3s23p2
P
[Ne]3s23
p3
S
[Ne]3s23p4
F
Ne
[He]2s22p [He]2s22p6
5
Cl
Ar
2
[Ne]3s 3p [Ne]3s23p6
5
Ca
[Ar]4s2
Ciascun periodo comincia con un elemento con un solo elettrone
nell’orbitale s dello strato più esterno e termina con uno avente gli orbitali s
e p dello strato più esterno riempito.
Gli elettroni esterni di un elemento sono detti elettroni di valenza.
L’ordine di successione delle orbitali per valore crescente di energia
non è sempre lo stesso perché l’energia dell’orbitale disponibile la più
bassa dipende dai livelli inferiori già occupati.
IV periodo
•
K
•
Ca “
“
“
4s2
•
Sc
“
“
“ 3d1
4s2
•
Ni
“
“
“ 3d8
4s2
•
Cu “
“
“ 3d10
4s1
•
Ga “
“
“ 3d10
4s2, 4p1
•
Br
“
“
“ 3d10
4s2,4p5
36 Kr
“
“
“ 3d10
4s2, 4p6
1s2,2s2 2p6, 3s2 3p6,
4s1
•Le proprietà degli elementi sono influenzati dalla configurazione elettronica del
livello più esterno.
2-Descrizione dei gruppi
Legenda
Solidi
Liquidi
Gas
Artificiali
Metalli Alcalini
Metalli alcalino terrosi
Metalli di Transizione
Terre Rare
Altri metalli
Gas nobili
Alogeni
Non metalli
La linea rossa divide i metalli (in basso a sinistra) da i non metalli (in alto a destra).
www.cerm.unifi.it
•
Gli elementi presenti nella parte sinistra della tabella hanno
proprietà metalliche e cioè hanno tendenza a perdere elettroni e a
dare ioni con carica positiva.
•
Gli elementi presenti nella zona in alto a destra sono non-metalli
con tendenza ad acquistare elettroni per dare ioni negativi.
•
Gli elementi disposti lungo la diagonale che va dal boro (B)
all’astato (At), detti semi-metalli, hanno proprietà intermedie e
dividono la tabella in due zone.
•
Gli elementi dell’ultimo gruppo, gas nobili, presentano reattività
nulla o molto ridotta.
3-Raggio atomico
•
•
•
E’ difficile determinare le dimensioni di un atomo (scelta del confine del
atomo, influenza della presenza di altri atomi).
Il raggio atomico è dedotto da misure di distanza interatomiche e hanno
significato solo perché permettono un confronto fra diversi atomi.
All’interno di un periodo, il raggio atomico diminuisce da sinistra a
destra.
All’interno di un gruppo, il raggio atomico aumenta dall’alto verso il
basso
All’interno di un periodo, il raggio atomico diminuisce da sinistra a destra.
Lungo il periodo, la carica del nucleo aumenta.
Gli elettroni del livello n =1 sono attratti dal nucleo con una forza proporzionale
alla carica nucleare provocando una contrazione dell’orbitale.
L’effetto sugli elettroni dei gusci esterni è minore perché la carica nucleare è
parzialmente schermata.
All’interno di un gruppo, il raggio atomico aumenta dall’alto verso il basso.
Lungo gli elementi di un gruppo, gli elettroni occupano in ogni atomo un guscio in
più che nell’atomo precedente. Anche se, per il progressivo aumento della carica
nucleare, ogni guscio diventa più piccolo, l’aggiunta di un altro guscio ha sempre
effetto predominante.
Raggio atomico in funzione del numero atomico
4-Energia di ionizzazione
•
L’energia di ionizzazione è la quantità di energia necessaria per
allontanare l’elettrone più esterno di un atomo e formare uno ione
con una carica positiva (catione).
M + E1 →
M+ + E 2 →
•
M+ + e M++ + e-
(prima ionizzazione)
(seconda ionizzazione)
L’energia di ionizzazione diminuisce all’aumentare del raggio
atomico (più lontano è l’elettrone dal nucleo, più facile sarà la sua
estrazione), quindi:
- all’interno di un periodo, l’energia di ionizzazione aumenta da
sinistra a destra.
- all’interno di un gruppo, l’energia di ionizzazione diminuisce
dall’alto al basso.
Energia di prima ionizzazione in funzione del numero atomico
5- Affinità elettronica
•
L’affinità elettronica è l’energia che si sviluppa quando un atomo
acquista un elettrone per formare uno ione con una carica negativa
(anione) = la forza con cui l’elettrone è tenuto unito all’atomo.
X + e- → X- + energia
•
L’affinità elettronica diminuisce all’aumentare del raggio atomico
(più lontano è un elettrone dal nucleo, più è difficile la sua
acquisizione), quindi:
All’interno di un periodo, l’affinità elettronica aumenta da sinistra
a destra (con alcune anomalie)
All’interno di un gruppo, l’affinità elettronica diminuisce dall’alto
al basso.
6-Elettronegatività
L’elettronegatività è la capacità relativa di attrarre gli elettroni condivisi tra
due atomi (quindi vale solo per atomi legati tra di loro).
X-÷ -M
X÷ --M
la coppia elettronica passa più tempo sull’atomo più elettronegativo
•L’elettronegatività dipende dall’energia necessaria ad eliminare l’elettrone da uno
dei due atomi (energia di ionizzazione) e dall’energia che si sviluppa nell’acquisto
dell’elettrone da parte dell’altro atomo (affinità elettronica).
All’interno di un gruppo, l’elettronegatività diminuisce dall’alto al basso.
All’interno di un periodo, l’elettronegatività aumenta da sinistra a destra
