IL SISTEMA PERIODICO LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI par

IL SISTEMA PERIODICO LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI par. 1 pag. 118 -119 Elementi noti all’epoca dei Romani: 9 “ “ alla fine del 1700: 22 “ “ nel 1830: 55 Il primo tentativo di ordinare gli elementi conosciuti si deve a Wolfgang Dobereiner, nella prima metà dell’Ottocento: egli rilevò che gli elementi, a gruppi di tre (triadi), presentavano notevoli somiglianze e che le loro proprietà variavano con gradualità (es. Cl-Br-I). In particolare, a partire da alcune prove sperimentali, ipotizzò che la massa atomica dell’elemento centrale della triade potessere la media aritmetica delle masse atomiche degli altri due elementi. La maggior parte degli elementi non rientrava tuttavia in alcun schema di triade e le masse atomiche di molti elementi non erano ancora state determinate in modo certo per poter confermare le sue previsioni.

Nel 1860 Cannizzaro risolse il problema delle masse atomiche e, in seguito, John Newlands enunciò la legge delle ottave, secondo la quale, ordinando gli elementi (noti) in base alla massa atomica crescente, dopo una serie di 7 elementi, l’ottavo presentava proprietà simili al primo elemento della serie precedente. Disponendo gli elementi in colonne verticali di sette unità, gli elementi simili occupavano le stesse righe orizzontali (es. Ca vicino a Mg e K al Na). Anche questo tentativo non ebbe tuttavia successo poiché non tutte le righe contenevano elementi con proprietà simili. Spetta a Lothar Meyer e a Dmitrij Mendeleev il merito di aver individuato il criterio con cui classificare correttamente gli elementi ma fu Mendeleev a intuire che nella costruzione della tavola periodica era necessario prevedere l’esistenza di elementi ancora non noti.

IL SISTEMA PERIODICO DI MENDELEEV par. 2 pag. 119 -120 Nel 1869 Dmitrij Mendeleev costruì la prima tavola periodica degli elementi ordinando i 63 elementi noti, in base alla massa atomica crescente, in file orizzontali e lasciando spazi vuoti per rispettare il criterio della periodicità.

La periodicità degli elementi è la ripetizione ad intervalli regolari di alcune proprietà chimiche Nel 1871 pubblicò una versione aggiornata della tavola in cui gli elementi erano ordinati in dodici file orizzontali e otto verticali secondo la massa atomica crescente. Non comparivano i gas nobili ed erano presenti spazi vuoti.

Dalla disposizione degli elementi ordinati secondo queste modalità si può osservare che: 1)Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi appartenenti a una stessa riga (periodo) variano con gradualità. 2) Gli elementi che hanno proprietà chimiche simili appartengono a una stessa colonna (gruppo). Dalla lettura di questa tavola si evidenzia pertanto la periodicità degli elementi perché al crescere della massa atomica, le loro proprietà si ripetono in modo ciclico. Attraverso la legge della periodicità Mendeleev determinò anche le proprietà di elementi ancora sconosciuti e scoperti anni dopo e per i quali aveva previsto la collocazione nella tavola lasciando degli spazi vuoti.

LA MODERNA TAVOLA PERIODICA par. 3 pag. 121 -124 Gli elementi della moderna tavola periodica sono 118 Oggi si sa che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico pertanto la moderna tavola periodica ordina gli elementi in base al numero atomico crescente Poiché all’aumentare di Z aumenta anche la massa, la sequenza degli elementi nei due sistemi periodici differisce in realtà solo per poche coppie di elementi come Ar. K, Co-Ni e Te-I (quest’ultima coppia, in base alle proprietà chimiche, era già stata invertita da Mendeleev) La posizione di ciascun elemento sulla tavola dipende quindi dal suo numero atomico (Z) Gli elementi sono organizzati, come aveva proposto Mendeleev in gruppi e periodi

Criterio di costruzione della moderna tavola periodica La tavola periodica è organizzata in blocchi che corrispondono agli orbitali spdf. Essa viene costruita disponendo gli orbitali secondo l’ordine di riempimento in file orizzontali e, andando a capo, dopo il riempimento di ogni livello energetico. Nei primi periodi sono lasciati spazi vuoti permettere di inserire nei periodi successivi (secondo l’ordine di riempimento) il blocco degli orbitali d ed f. Poiché ogni orbitale può contenere due elettroni, ogni orbitale viene raddoppiato in modo da rappresentare due atomi (quello con uno e quello con due elettroni). Il blocco f per non essere troppo ingombrante è spostato sotto gli altri. errato!!! quadratini!!! 14

La moderna tavola periodica

PERIODI La successione delle righe del sistema periodico corrisponde alla successione dei livelli energetici dell’atomo. Le righe orizzontali formano 7 periodi Il numero di ogni periodo indica il livello energetico in cui si trovano gli elettroni esterni degli elementi appartenenti a quel periodo: coincide infatti con il numero quantico n del loro livello più esterno. Gli elettroni del livello più esterno sono detti elettroni di valenza Gli elementi che appartengono allo stesso periodo presentano gli elettroni di valenza nello stesso livello energetico.

I periodi vengono indicati con i numeri arabi I primi tre periodi sono detti brevi periodi: - il primo contiene elementi i cui elettroni appartengono solo al sottolivello s (2 elementi) - il secondo e il terzo contengono elementi i cui elettroni appartengono ai sottolivelli s e p (8 elementi) I periodi dal 4 al 7 sono detti lunghi periodi: - il quarto ed il quinto contengono elementi i cui elettroni appartengono ai sottolivelli s, p e d (18 elementi) - il sesto ed il settimo contengono elementi i cui elettroni appartengono ai sottolivelli s, p, d ed f (32 elementi)

GRUPPI Gli elementi presenti nelle colonne formano i gruppi I gruppi sono 18 di cui otto principali o gruppi A (gli elettroni esterni occupano i sottolivelli s e p) Essi vengono comunemente indicati con i numeri romani: il numero del gruppo corrisponde al numero di elettroni esterni Fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli elementi di transizione o gruppi B (gli elettroni esterni occupano i sottolivelli d) Un secondo sistema di numerazione utilizza anche per i gruppi i numeri arabi, in questo sistema vengono numerati tutti: i gruppi degli elementi di transizione hanno numeri compresi tra 3 e 12. In fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi metallici costituenti le serie dei lantanidi e degli attinidi (gli elettroni esterni occupano i sottolivelli f ).

Gli elementi del I gruppo sono i metalli alcalini Gli elementi del II gruppo sono i metalli alcalino-terrosi Gli elementi del VII gruppo sono gli alogeni Gli elementi dell’VIII gruppo sono i gas nobili, così chiamati per la scarsissima reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile: 8 elettroni nel livello esterno (sottolivelli s e p) Gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili perché hanno la stessa configurazione elettronica esterna.

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA Configurazione elettronica esterna = elettroni nell’orbitale con n più alto (cioè elettroni di valenza). Il numero di elettroni del livello esterno corrisponde al numero romano del gruppo (I gruppo 1 e-, II gr. 2 e-, ecc) Es. Li, Na e K hanno tutti 1 e- nel livello esterno (config. esterna s 1) : appartengono al I gruppo

s 1 s 2 p 6 s 2 p 1 s 2 p 2 s 2 p 3 s 2 p 4 s 2 p 5

I simboli di Lewis pag. 125 La struttura di Lewis permette di rappresentare la struttura elettronica del guscio di valenza degli elementi dei gruppi principali. Il simbolo di Lewis di un elemento si scrive disponendo, attorno al simbolo dell’elemento, un punto per ogni elettrone di valenza. Quando un atomo possiede più di quattro elettroni, i punti si dispongono a coppie.

LE PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI par. 4 pag. 126 Le proprietà di un elemento dipendono dalla configurazione elettronica esterna, pertanto, le proprietà degli elementi variano con regolarità lungo la tavola periodica in base alla variazione periodica della configurazione elettronica esterna. Sono proprietà periodiche: il raggio atomico (proprietà fisica) l’energia di ionizzazione (proprietà chimica) l’affinità elettronica (proprietà chimica) l’elettronegatività (proprietà chimica)

Raggio atomico Il raggio atomico (Å) è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento: - aumenta scendendo lungo un gruppo - diminuisce lungo un periodo da sinistra verso destra pag. 126 -127

Fattori che determinano questo andamento: 1) Numero quantico principale n (invariato lungo il periodo, aumenta lungo un gruppo) 2) Effetto schermante la carica positiva del nucleo, da parte degli elettroni presenti nei livelli interni. 3) Aumento del numero atomico e quindi della carica nucleare 4) Scendendo lungo un gruppo: 1) Gli elettroni esterni vanno ad occupare spazi via più lontani dal nucleo (n aumenta) 2) Gli elettroni esterni risentono sempre meno dell’attrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per l’effetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo 3) Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta l’attrazione che il nucleo esercita sugli elettroni (ogni elettrone risente in modo indipendente dagli altri dell’attrazione da parte del nucleo)

L’energia di ionizzazione (k. J/mol) è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato allo stato gassoso. L’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Fattori che determinano questo andamento: Scendendo lungo un gruppo: L’Energia di ionizzazione diminuisce perché gli elettroni sono più lontani dal nucleo => risentono sempre meno dell’attrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per l’effetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta l’attrazione che il nucleo esercita sugli elettroni (ogni elettrone risente in modo indipendente dagli altri dell’attrazione da parte del nucleo) L’Energia di ionizzazione è l’indice della tendenza di un atomo a formare cationi: tanto più è bassa, tanto più facilmente l’atomo perde gli elettroni Vedi testo pag. 127 -130: L’energia di ionizzazione Vedi appunti: Formazione di CATIONI

L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone. L’affinità elettronica, come l’energia di prima ionizzazione, aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Fattori che determinano questo andamento: Scendendo lungo un gruppo: L’Affinità elettronica diminuisce perché aumentando il volume atomico, gli elettroni da attrarre sono più lontani dal nucleo => risentono sempre meno dell’attrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per l’effetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta l’attrazione che il nucleo esercita sugli elettroni da attrarre L’Affinità elettronica è l’indice della tendenza di un atomo a formare anioni: tanto maggiore è l’energia liberata, tanto più facilmente l’atomo acquista elettroni Vedi appunti: Formazione di ANIONI

L’elettronegatività di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame quando interagisce con un altro elemento. Gli elettroni di legame sono gli elettroni coinvolti nell’interazione tra due atomi. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo, e diminuisce lungo un gruppo.

Fattori che determinano questo andamento: Scendendo lungo un gruppo: L’Elettronegatività diminuisce perché aumentando il volume atomico, gli elettroni di legame sono più lontani dal nucleo => risentono sempre meno dell’attrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per l’effetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta l’attrazione che il nucleo esercita sugli elettroni di legame

I valori dell’Energia di ionizzazione e dell’Affinità elettronica sono stati determinati sperimentalmente. Sono utilizzati per individuare la tendenza di un atomo isolato a formare ioni positivi o negativi. I valori dell’Elettronegatività sono stati determinati secondo calcoli teorici basati sui valori delle due precedenti proprietà: esistono diverse scale, quella maggiormente utilizzata è quella di Linus Pauling. Sono utilizzati per prevedere il comportamento di un atomo quando interagisce con un altro ovvero il tipo di legame chimico che si instaura tra gli atomi: i loro elettroni di valenza sono infatti soggetti all’attrazione di entrambi i nuclei. A differenza delle altre due proprietà, l’Elettronegatività non è una proprietà intrinseca dell’elemento ma ha significato soltanto quando esso si combina con un altro: gli elettroni di legame risultano spostati verso l’atomo più elettronegativo.

METALLI, NON METALLI E SEMIMETALLI A seconda delle loro proprietà fisiche e chimiche gli elementi si possono suddividere in metalli, non metalli e semimetalli. Ogni categoria occupa zone distinte del sistema periodico.

Le proprietà metalliche crescono da destra verso sinistra e dall’alto verso il basso della tavola

Il confine tra metalli e non metalli corrisponde circa alla linea a gradini che dal boro arriva all’astato: gli elementi di confine sono semimetalli

I metalli sono più di 80 e occupano la parte sinistra della tavola periodica. Gli elementi metallici sono: • solidi • duri (esistono eccezioni es. mercurio (liquido), antimonio, bismuto e manganese (duri ma friabili) • lucenti (lucentezza metallica) • malleabili (si possono ridurre in lamine sottili) • duttili (si possono stirare in fili sottili) • conducono calore ed elettricità

Le proprietà fisiche dei metalli (duttilità, malleabilità, conducibilità elettrica e di calore) dipendono dal particolare legame che unisce i loro atomi (legame metallico): gli elettroni più esterni infatti, muovendosi liberamente da un atomo all’altro del reticolo cristallino, costituiscono una nuvola elettronica che tiene uniti saldamente gli atomi ma, contemporaneamente, conduce l’elettricità e il calore. Molte proprietà chimiche dei metalli dipendono dalla loro bassa E di ionizzazione e quindi dalla loro tendenza a perdere elettroni diventando ioni positivi: la loro reattività è tanto più elevata quanto più l’E di ionizzazione è bassa => diminuisce lungo il periodo e aumenta scendendo lungo il gruppo.

I metalli di transizione e i lantanidi hanno caratteristiche metalliche. Gli elementi di ciascun blocco si diversificano l’uno dall’altro per il diverso numero di elettroni contenuti, rispettivamente, nei sottolivelli d e f ma, le loro proprietà sono molto simili e, di tipo metallico, in quanto determinate, essenzialmente, dagli elettroni presenti nel sottolivello s (che ha numero quantico principale superiore rispetto a quello degli orbitali d e f) Gli attinidi sono quasi tutti elementi artificiali, instabili e radioattivi.

I non metalli occupano la parte destra in alto della tavola periodica. Sono: • • • variamente colorati gassosi, ma anche liquidi e solidi cattivi conduttori di calore cattivi conduttori di elettricità né duttili, né malleabili Le proprietà chimiche dei non metalli dipendono dalla loro elevata affinità elettronica e quindi dalla capacità di accettare elettroni diventando ioni negativi.

I semimetalli si trovano lungo il confine che separa i metalli dai non metalli. Non esiste accordo unanime circa la loro classificazione Presentano comportamento metallico o non metallico secondo l’ambiente di reazione. • a temperatura ambiente sono solidi; • sono semiconduttori (né conduttori né isolanti). I semiconduttori più noti sono il germanio e il silicio che, opportunamente drogati (con B e As), vengono impiegati come componenti elettronici di transistor e circuiti integrati. I lettori di CD sono basati su laser a semiconduttore, principalmente all’arseniuro di gallio.