TAVOLA PERIODICA Lo strumento principe della chimica Storia

TAVOLA PERIODICA Lo strumento principe della chimica

Storia del sistema periodico • Nel 1869 Dmitrij Mendeleev ordinò i 63 elementi noti in base alla massa atomica crescente, e costruì la prima tavola periodica degli elementi. • Il calcolo delle masse atomiche si effettuava per pesata: • • • Dmitrij Mendeleev (1834 -1907) scopre che: Le caratteristiche chimico e fisiche degli elementi variano in maniera periodica Si ripresentano simili ogni otto elementi posti in successione secondo il peso atomico crescente periodi orizzontali lungo i quali le caratteristiche si modificano gradualmente 8 gruppi verticali nei quali si trovano elementi con caratteristiche molto simili inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, tra cui alcuni nella seconda metà del 1900.

Classificazione degli elementi Problema: ordinare gli elementi secondo un criterio logico e memorizzabile metalli non-metalli solidi (escluso mercurio) lucenti (fotoelettricità) duttili (fili) malleabili (lamine) buoni conduttori fisico calore elettricità + ioni con ossigeno danno - chimico idrossidi (p. H basico) ioni con ossigeno danno in acqua ossidi solidi polverosi gassosi, liquidi, solidi non lucenti non duttili non malleabili cattivi conduttori ossidi gassosi (anidridi) acidi (p. H acido)

Metalli e non metalli

TAVOLA PERIODICA MODERNA • • • 1913: Henry Moseley propone come criterio di classificazione il numero atomico degli elementi vengo via scoperti i gas nobili o inerti, con molecola monoatomica il centinaio di elementi oggi noti sono divisi in: 8 gruppi principali (A) e 10 gruppi degli elementi di transizione (B) i periodi sono 7, distinti in brevi e lunghi, a seconda del numero di elementi che comprendono ogni casella viene indicata con un numero intero progressivo da sinistra a destra (numero atomico) riporta il simbolo dell’ elemento , il peso atomico relativo, e vari parametri chimico-fisici periodici gruppi periodi •

Esempio dei dati dell’elemento gruppo IV numero atomico periodo 2 6 12, 011 C 2, 5 carbonio 1 s 2, 2 s 2 p 2 massa atomica relativa* elettronegatività * distribuzione elettronica dalla posizione della casella : • numero d’ordine = numero atomico (Z) -numero protoni ed elettroni • gruppo = numero elettroni di ultimo livello • periodo = ultimo livello massa atomica relativa media pesata degli isotopi dell’elemento unità di misura: u. m. a. (1/12 isotopo 12 C)

Configurazione elettronica e tavola Periodica

Proprietà periodiche Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Le proprietà atomiche variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprietà periodiche degli elementi. proprietà periodiche a) b) c) d) e) carattere metallico energia di ionizzazione affinità elettronica elettronegatività raggio atomico e raggio ionico regole • • le proprietà periodiche variano continuità da sinistra a destra e dall’alto al basso si ripetono simili ogni 8 elementi in successione di numero atomico crescente in ogni periodo, ciascun elemento mostra valori intermedi tra quello che lo precede e quello che lo segue si ripetono con valori simili all’interno dei gruppi

a) carattere metallico • Il carattere metallico aumenta: da destra a sinistra lungo un periodo dall’alto al basso lungo un gruppo • I metalli sono caratterizzati da basse energie di ionizzazione; affinità elettroniche piccole o positive; bassa elettronegatività. Come risultato tendono a perdere gli elettroni di valenza formando cationi Na+ Ca 2+ Al 3+ • I non-metalli sono caratterizzati da elevate energie di ionizzazione; affinità elettroniche negative e grandi; elevata elettronegatività. -Come risultato tendono ad acquistare elettroni formando anioni monoatomici ed ossanioni: Cl. Br. S 2 NO 3 - SO 42 - Cl. O 4 - b) numero di elettroni esterni Gli atomi hanno al massimo 8 elettroni nel livello più esterno, elettroni di valenza; si definisce stato di ossidazione il numero di elettroni ceduti (+) o acquistati (-) nei legami.

a) energia di ionizzazione (pag. 153) Energia di Ionizzazione (Ei) – l’energia richiesta per rimuovere una mole di elettroni da una mole di atomi neutri in fase gassosa. Atomo (g) → Ione+ (g) + e- ΔE = Ei > 0 Questo è un processo endotermico, che richiede che venga eseguito lavoro sul sistema. Atomi con un basso Ei perdono facilmente un elettrone. Atomi con un basso Ei tendono perciò a formare cationi. Atomi con un alta energia di ionizzazione tendono invece a L’energia di 2 a ionizzazione, Ei 2 corrisponde al processo: formare anioni. E’ molto più difficile Ione+ (g) → Ione 2+ (g) + 2 e- rimuovere un elettrone se Ei è alto. ΔE = Ei 2 > 0 (sempre > Ei 1)

a) Affinità Elettronica (pag. 154) ΔE = EA 1 è normalmente negativa, cioè si tratta di un processo esotermico. • L’acquisizione di elettroni può essere sia Affinità Elettronica dei Primi 34 Elementi: endotermica (- EA) che esotermica (+EA). • Gli elementi nei Gruppi 6 A e 7 A (alogeni) presentano alte Ei 1 ed alte EA 1 negative (esotermici). Questi elementi perdono elettroni con difficoltà, ma li attraggono fortemente. Formano con facilità ioni negativi. • Gli elementi nei Gruppi 1 A e 2 A hanno Ei 1 basse ed EA 1 o lievemente negative o positive (endotermici). Formano pertanto ioni positivi. • I gas nobili hanno energie di ionizzazione molto alte ed affinitàelettroniche alte e positive. Questi elementi non tendono ad acquistare ne a perdere elettroni. Atomo (g) + e - → Ione - (g) ΔE = EA 1

a) Elettronegatività (pag. 170) UNA MISURA DELLA TENDENZA DI UN ATOMO AD ATTRARRE A SE’ ELETTRONI IN UN COMPOSTO (N. B. QUANDO LEGATO CHIMICAMENTE) • La scala di Pauling fu la prima scala di elettronegatività ed è quella ancora oggi maggiormente utilizzata; • Pauling ha definito una scala arbitraria assegnando il valore minimo (0, 7) al francio e massimo (4) al fluoro, per l’ossigeno (3, 5); • Per Pauling non è calcolabile l'elettronegatività dei gas nobili per i quali si assume il valore 0; • l'elettronegatività aumenta dal basso verso l'alto nei gruppi e da sinistra a destra in un periodo.

a) raggio atomico e raggio ionico (pag. 154) Misura del raggio atomico Misura del raggio Ionico

Mappa Concettuale