Tavola periodica e propriet periodiche 1789 Lavoisier pubblica

Tavola periodica e proprietà periodiche

1789 Lavoisier pubblica una lista di 33 elementi chimici raggruppati in 4 classi (gas, metalli, nonmetalli e elementi terrosi).

1829 Döbereine identifica diversi gruppi di tre elementi presentanti 1829 caratteristiche comuni: legge delle triadi 1866 Newlands si rende conto che, ordinando gli elementi in base alla massa 1866 atomica (dal più leggero al più pesante), cambiano mano le proprietà chimico-fisiche, ma sembrano ripetersi ogni 8: legge delle ottave

1869 Mendeleev, sviluppando l’idea di Newlands, pubblica una lista in cui gli 1869 elementi aventi proprietà simili sono sistemati in colonne. Ne risulta, così, una sorta di tabella (tavola) in cui 7 colonne rappresentano gruppi di elementi con gruppi caratteristiche simili, mentre ogni riga contiene elementi con proprietà via differenti. In questo modo ci si rende conto che le proprietà tendono a ripetersi riga dopo riga periodicamente. La tavola venne perciò fu definite: tavola periodicamente periodica

Lo stesso Mendeleev si accorge che, per raggruppare gli elementi secondo caratteristiche simili, non sempre può essere rispettato l’ordine di massa atomica. Così, ad esempio, pone l’arsenico As nel gruppo di azoto N e fosforo P, lasciando vuoti due posti, prevedendo l’esistenza di due elementi, all’epoca sconosciuti) Tali elementi furono scoperti alla fine dell’ 800: il gallio e il germanio Altro esempio è l’ordine del tellurio Te e dello Iodio I invertito rispetto alla massa, sempre per rispettare le caratteristiche.

1890 I gas nobili furono inseriti come ottavo gruppo (ultimo a destra) 1905 Werner estende la tavola periodica inserendo nuovi elementi: metalli di transizione, lantanidi e attinidi. 1915 Moseley (raggi x numero z) scopre la corrispondenza tra l’ordine degli elementi della tavola periodica e il numero atomico z (ciè il numero dei protoni) 1930 Con le nuove teorie della meccanica quantistica e i conseguenti studi sulla configurazione elettronica, si scopre che le caratteristiche degli elementi dipendono dal livello più esterno (gli elementi dello stesso gruppo presentano uguale numero di elettroni sull’ultimo livello)

Tavola periodica attuale

Nella tavola periodica moderna, periodica moderna a partire dall’alto, gli elementi sono posti a partire dall’alto, progressivamente in ciascun periodo (riga) da sinistra a destra secondo la sequenza dei loro numeri atomici z, iniziando una nuova riga dopo un gas numeri atomici z nobile. Ogni colonna contiene un gruppo di elementi aventi la stessa configurazione elettronica esterna il che significa che hanno anche pressochè le stesse caratteristiche chimico-fisiche. Le colonne sono anche organizzate in blocchi. In ciascun blocco sono riuniti gli elementi in base all’orbitale più energetico esterno in cui ci sono elettroni.

Proprieta’ periodiche Le proprietà chimico-fisiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Esse variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica, perciò sono chiamate proprietà periodiche degli elementi.

Grazie alle nuove scoperte dei primi decenni del ‘ 900, si studiarono particolari proprietà degli atomi che si rivelarono fondamentali per la comprensione del comportamento e delle caratteristiche delle varie sostanze elementari. Una, tra queste nuove proprietà indagate, è la Energia di prima ionizzazione Energia minima necessaria per estrarre un elettrone ad un atomo neutro isolato gassoso (trasformandolo in ione positivo) A + E. I. A + + e-

Andamento dell'energia di prima ionizzazione in funzione del numero atomico.

Energia di prima ionizzazione – andamento nella tavola • E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, quindi bisogna fornirgli energia. • L’E. I. aumenta lungo un periodo in quanto, aumentando il numero di p+ nel nucleo e di e- intorno ad esso, aumenta proporzionalmente la forza di attrazione coulombiana. • L’E. I. diminuisce scendendo lungo un gruppo perchè l’e- più esterno è sempre più lontano, quindi ha meno forza coulumbiana ed inoltre è più schermato rispetto ai protoni del nucleo da parte dei livelli più interni.

E. I.

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre. 1 s 2 2 p 6 n s 1 (n-1) s 2 (n-1) p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 4 p 6 2 s 1 3 s 1 4 s 1 5 s 2 5 p 6 6 s 1

Affinita' elettronica Energia scambiata (assorbita o ceduta) quando un elemento acquista un elettrone (ovvero si trasforma iun ione negativo) X+ e X + energia oppure X + energia + e- X

Affinità elettronica

Dimensioni atomiche • Le dimensioni di un atomo sono determinate dalla distribuzione degli elettroni intorno al nucleo. • Non è possibile determinare sperimentalmente le dimensioni di un atomo isolato

Raggi atomici J. C. Slater ha calcolato il raggio atomico di moltissimi elementi basandosi sulle distanze tra atomi nelle sostanze elementari e nei composti allo stato solido. I raggi atomici sono stati definiti in modo tale che la somma dei raggi sia pari alla distanza fra i nuclei. Naturalmente il raggio atomico variera' a seconda di come l'atomo in esame interagisce con i suoi compagni, ma la deviazione dal valore medio del raggio atomico e' entro 12 picometri.

Raggi atomici • Le dimensioni atomiche diminuiscono lungo diminuiscono ciascun periodo, nel senso in cui aumentano periodo le interazioni nucleo-elettroni. • Le dimensioni atomiche aumentano scendendo lungo un gruppo, nel senso in cui gruppo le interazioni nucleo-elettroni diminuiscono.

Raggio atomico

Atomi neutri e ioni • Quando un atomo perde e- trasformandosi in un catione, si ha diminuzione delle dimensioni, soprattutto quando questo corrisponde alla scomparsa dello strato più esterno. • Quando l’atomo acquista e- per dare un anione, le dimensioni aumentano. (Es. alogeni che danno ioni mononegativi raggiungendo la configurazione elettronica del gas nobile successivo).

Elettronegatività E’ un parametro non misurabile con strumenti, ma calcolabile in vari modi ed indica la tendenza di un atomo di attrarre gli elettroni di legame in uno specifico legame chimico. Tra i vari modi, citiamo quello di Pauling (più utilizzato), basato su misurazioni di energie coinvolte nei vari legami e quello (meno utilizzato, ma più semplice) di Mulliken, che si ottiene semplicemente come semisomma delle energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica Conoscere le elettronegatività degli atomi mi serve per conoscere e comprendere diverse proprietà delle sostanze, ad esempio, la polarità e la percentuale di ionizzazione di un determinato composto, la sua solubilità in determinati solventi, la sua reattività, la possibilità di un determinato atomo di combinarsi con determinati altri ecc.

Elettronegatività

Blocchi

Blocco s Gli elementi del blocco s sono gli elementi appartenenti ai s gruppi IA (metalli alcalini) e gli elementi appartenenti al gruppo IIA (metalli alcalino-terrosi) più idrogeno ed elio. idrogeno elio In tale blocco, il numero del gruppo indica il numero di elettroni di valenza degli elementi appartenenti al gruppo stesso. Gli elementi del gruppo IA hanno configurazione elettronica esterna s 1 (e quindi hanno un solo elettrone di valenza) mentre gli elementi del gruppo IIA hanno configurazione elettronica esterna s (e quindi hanno due elettroni di valenza). 2

Gli elementi del gruppo IA avendo spiccate proprietà metalliche, tendono a perdere l'elettrone di valenza raggiungendo in questo modo la configurazione ad ottetto completo tipica dei gas nobili. Gli elementi del gruppo IIA, IIA invece, per raggiungere la configurazione elettronica dei gas nobili, devono perdere due elettroni A parte l'idrogeno, idrogeno che viene posto in corrispondenza del gruppo I solo perchè ha un elettrone di valenza, i restanti elementi del blocco s sono metalli teneri, bassofondenti e forti riducenti. Danno composti a carattere ionico con cationi M+ (per gli elementi del gruppo IA) o con cationi M 2+ (per gli elementi del gruppo IIA). I metalli del blocco s: • Reagendo con l'ossigeno formano ossidi; ossidi • Reagendo con l'idrogeno formano idruri; idruri • Reagendo con gli alogeni formano sali binari. alogeni binari

Blocco p Gli elementi del blocco p sono gli elementi appartenenti ai gruppi IIIA (metalli terrosi), IVA (calcogeni), VA, VIIA (alogeni); VIIIA ( gas alogeni nobili). nobili Sono collocati nella parte destra della tavola periodica e in essi si stanno riempendo gli orbitali di tipo p. In tale blocco, così come avviene per gli elementi del blocco s, il numero del gruppo indica il numero del gruppo di elettroni di valenza degli elementi appartenenti al di elettroni gruppo stesso. Così, ad esempio, gli elementi del gruppo IIIA hanno configurazione elettronica esterna s 2 p 1 e quindi hanno 3 elettroni di valenza. Gli elementi del gruppo VIIIA hanno configurazione elettronica esterna s 2 p 6 e quindi hanno 8 elettroni di valenza.

Gli elementi del blocco p sono chiamati anche metalli di posttransizione, gli elementi del blocco p possono avere caratteristiche transizione metalliche, anfotere o non metalliche. Man mano che ci si sposta verso destra lungo ciascun periodo, e quindi mano che si completa il riempimento degli orbitali p, essi inizialmente hanno proprietà metalliche per poi assumere proprietà metalliche anfotere, ed infine proprietà non metalliche. anfotere non metalliche Ciascun periodo del blocco p si conclude sempre con un gas nobile Ovviamente anche il carattere da riducente passa a ossidante

In base al carattere, con l’idrogeno formano idruri metallici, idruri metallici covalenti e idracidi. Con l’ossigeno, sempre in base al loro carattere, formano ossidi basici, ossidi basici ossidi neutri oppure anidridi (ossidi acidi). ossidi neutri anidridi ( Quelli del VII gruppo (F, Cl, I, Br) e lo zolfo ( S) del VI gruppo con i F, Cl, I, Br metalli formano i Sali binari metalli

Blocco d Gli elementi del blocco d, chiamati anche elementi di transizione, occupano elementi di transizione la zona centrale della tavola periodica e in essi è previsto il riempimento degli orbitali di tipo d. Essi presentano tutti caratteristiche metalliche: sono duri, buoni conduttori di metalliche elettricità e di calore, hanno elevati punti di fusione e di ebollizione. Formano facilmente composti di coordinazione a causa della presenza di orbitali di tipo d parzialmente riempiti. Alcuni di essi vengono impiegati come catalizzatori

Blocco f Nella zona in basso della tavola periodica sono presenti gli elementi del blocco f: si tratta di 28 elementi nei quali si stanno collocando 14 elettroni nei 7 orbitali di tipo f. Gli elementi del blocco f sono costituiti in particolare dai lantanidi, nei quali si stanno riempendo gli orbitali di tipo 4 f e gli attinidi nei quali si stanno riempendogli orbitali di tipo 5 f. Essi sono chiamati anche elementi di transizione interna. Presentano proprietà chimiche tanto simili tra loro che è assai difficoltoso separarli tramite metodi chimici.