LA CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI

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1 LA CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI La tavola periodica e le proprietà degli elementi, dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, carattere metallico. Per poter comprendere le proprietà chimiche degli elementi e per prevedere il loro comportamento è necessario ordinarli secondo una qualche proprietà. Molti sono stati i tentativi di classificazione ma quello che ebbe più successo fu l'ordinamento ideato dal chimico russo Dmitrij Mendeleev, nel Egli si accorse che disponendo gli elementi in ordine crescente di peso atomico, a intervalli periodici si presentavano elementi con proprietà chimiche simili. Per esempio, gli elementi litio, sodio, potassio, rubidio e cesio si comportano, nelle reazioni chimiche, in modo analogo. Il berillio, il magnesio, il calcio, lo stronzio, il bario, che seguono rispettivamente il litio, il sodio, il potassio, il rubidio e il cesio presentano a loro volta comportamenti simili tra loro. Prendendo in considerazione i restanti elementi, Mendeleev, propose la legge periodica: le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico con il loro peso. Utilizzando questa legge il chimico russo costruì la prima tavola periodica. La successione degli elementi è scandita dalla realizzazione di strutture elettroniche di grande stabilità, quelle dei gas nobili, che corrispondono alla completa saturazione dei vari raggruppamenti di orbitali già descritti. La progressiva saturazione (riempimento) degli orbitali di ognuno di questi raggruppamenti definisce, i vari periodi del sistema periodico. Così il I periodo (piccolissimo) vede la saturazione dell'orbitale 1s, il II (piccolo periodo) degli orbitali 2s e 2p, il III (piccolo periodo) degli orbitali 3s e 3p, il IV (grande periodo) degli orbitali 4s, 3d e 4p, il V (grande periodo) degli orbitali 5s, 4d e 5p, il VI (grandissimo periodo) degli orbitali 6s, 4f, 5d e 6p ed infine il VII (grandissimo periodo) degli orbitali 7s, 5f, 6d e 7p Passando da un periodo ai successivi si nota inoltre il ripresentarsi verticale di strutture elettroniche esterne analoghe che vengono chiamati gruppi. Questi sono numerati Cap4-1

2 progressivamente con le designazioni da I a VII, prescindendo dagli elementi della serie di transizione (riempimento degli orbitali d) che intervallano, nei grandi periodi, il II dal III gruppo e che sono distinti dagli altri. Ad ogni gruppo corrisponde una famiglia naturale di elementi che descriveremo meglio in seguito. Il gruppo dei gas nobili, che rappresentano i termini di chiusura di ogni periodo, è chiamato gruppo 0. Il numero d'ordine dei vari gruppi indica il numero di elettroni di valenza presenti nell'atomo cioè il numero di elettroni situati sugli orbitali di valenza (gli orbitali del livello elettronico più esterno). Tale numero ci dà indicazioni sulla cosiddetta valenza cioè la capacità di un atomo di combinarsi con altri atomi: resta così giustificata anche la designazione di gruppo zero che si dà al gruppo dei gas nobili, tipici per la loro inerzia chimica dovuta al fatto che hanno gli orbitali di valenza completamente saturi. La rappresentazione periodica degli elementi permette di individuare quattro classi fondamentali di elementi: a) Gas nobili b) Elementi tipici o rappresentativi c) Elementi delle serie normali di transizione d) Elementi delle serie interne di transizione a) Gas nobili. Tutti i membri di questa classe, appartenenti al gruppo zero, hanno gli orbitali di valenza saturi, con una configurazione esterna generalizzabile in ns2np6 (escluso l'elio che ha configurazione 1s2); tale configurazione dona loro una caratteristica inerzia chimica in quanto l'aggiunta o la perdita di un elettrone ne aumenterebbe a dismisura l'energia. b) Elementi tipici o rappresentativi. I membri di questa classe corrispondono al progressivo riempimento degli orbitali di valenza; tutti gli orbitali a più bassa energia sono saturi. Appartengono a questa classe gli elementi i cui atomi hanno una configurazione elettronica esterna variabile da ns1 a ns2np5 e precisamente: I gruppo ns1 metalli alcalini II gruppo ns2 metalli alcalino-terrosi III gruppo ns2np1 IV gruppo ns2np2 V gruppo ns2np3 VI gruppo ns2np4 VII gruppo ns2np5 alogeni Il loro comportamento chimico è determinato dalla tendenza più o meno marcata ad acquistare o a perdere un certo numero di elettroni o a metterne in comune con altri atomi, così da realizzare una configurazione elettronica analoga a quella del più vicino gas nobile. Metalli alcalini: essi hanno soltanto un elettrone sull orbitale più esterno: esso può essere quindi allontanato facilmente portando alla formazione di uno ione positivo avente una configurazione elettronica uguale a quella del gas nobile che lo precede. Metalli alcalino terrosi: hanno un doppietto elettronico (una coppia di elettroni) sull orbitale Cap4-2

3 più esterno, che può essere quindi allontanato facilmente portando alla formazione di uno ione doppiamente positivo avente una configurazione elettronica uguale a quella del gas nobile che lo precede. Alogeni: ad essi manca un solo elettrone sugli orbitali più esterni, che può essere quindi acquistato facilmente, portando alla formazione di uno ione negativo avente una configurazione elettronica uguale a quella del gas nobile che lo segue. Altri: per questi composti è difficile sia perdere che acquistare elettroni: essi tendono dunque a mettere gli elettroni in comune con gli altri atomi. c) Elementi delle serie normali di transizione. Li contraddistingue il progressivo riempimento degli orbitali dei sottogruppi (n-1)d (essendo n il numero quantico che corrisponde al periodo). Essi hanno tutti caratteristiche metalliche e possiedono tutti delle caratteristiche fisiche simili. La loro chimica ha aspetti comuni molto evidenti come la gran varietà di stati di ossidazione e la spiccata tendenza a dare numerosissimi composti di coordinazione. d) Elementi delle serie interne di transizione. Li contraddistingue il progressivo riempimento degli orbitali dei sottogruppi (n-2)f (essendo n il numero quantico che corrisponde al periodo). Le proprietà degli elementi. Abbiamo appena visto che sia la struttura elettronica che le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica del numero atomico: questa conclusione è di solito chiamata legge periodica. Vediamo ora come alcune proprietà, quali le dimensioni atomiche, l'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica, l'elettronegatività ed il carattere metallico variano lungo i gruppi e i periodi della tavola periodica. Dimensioni atomiche. Si definisce raggio atomico la metà della distanza minima di avvicinamento fra due atomi della stessa specie in una molecola o in un cristallo. Lungo ogni periodo il raggio atomico diminuisce gradualmente con l'aumento del numero atomico mentre scendendo lungo ogni gruppo si ha un sensibile aumento del raggio medesimo. Questo può essere spiegato ricordando che gli orbitali che si trovano su uno stesso livello energetico (stessa n) sono caratterizzati da energia poco diversa, mentre fra orbitali di due raggruppamenti successivi la differenza di energia è grande. Quindi a mano a mano che si procede lungo un periodo, gli elettroni che si aggiungono passando da un elemento ai successivi vanno ad occupare orbitali pressappoco della stessa energia. Contemporaneamente però cresce la carica nucleare e questo determina una contrazione degli orbitali occupati, e quindi della nuvola elettronica avvolgente il nucleo e cioè del raggio atomico. Passando invece da un periodo al successivo, i nuovi elettroni vanno ad occupare orbitali corrispondenti a livelli energetici sempre più alti e perciò molto più Cap4-3

4 espansi, così che si ha un aumento del raggio atomico. Nelle serie di transizione le variazioni del raggio atomico sono minori e non regolari: questo in quanto gli elettroni vanno ad occupare orbitali interni, del sottogruppo (n-1)d per cui l'estensione dell'orbitale esterno resta pressoché costante e le variazioni del raggio atomico risultano di piccola entità. Energia di ionizzazione. Si definisce energia di ionizzazione di un atomo la quantità di energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo l'elettrone ad esso meno fortemente legato, cioè quello più esterno, trasformando l'atomo considerato X in ione positivo X+. Esiste anche una energia di seconda ionizzazione che si riferisce all'allontanamento di un secondo elettrone dallo ione positivo X+: questa è sempre più alta di quella di prima ionizzazione. Le variazioni dell'energia di prima ionizzazione sono riportate in grafico: i minimi assoluti corrispondono agli elementi del I gruppo e i massimi assoluti agli elementi del gruppo 0; lungo ogni periodo si ha un graduale incremento dovuto al fatto che gli elettroni più esterni si trovano sempre più vicini al nucleo (vedi raggio atomico) e quindi su livelli energetici sempre inferiori. Nell'ambito di ogni gruppo un aumento del numero atomico determina una diminuzione dell'energia di ionizzazione: ciò deriva dal fatto che entro ogni gruppo le dimensioni atomiche aumentano procedendo dall'alto verso il basso e l'elettrone più esterno si muove a distanza sempre più grande dal nucleo, con una energia corrispondente a livelli sempre più alti. Tanto più bassa è l'energia di ionizzazione, e tanto più facilmente da un atomo neutro può originarsi uno ione positivo, ossia tanto più elettropositivo è il carattere dell'elemento considerato. Affinità elettronica. Si definisce affinità elettronica di un atomo l'energia liberata quando ad un atomo neutro, supposto isolato ed allo stato fondamentale, viene addizionato un elettrone, e rappresenta l'energia di legame tra l'elettrone aggiunto e l'atomo X: essa ha quindi segno negativo (cessione di energia) come tutte le energie di legame. Dai dati disponibili si rivela, come andamento generale, la tendenza dell'affinità elettronica ad aumentare in valore assoluto (diventa più negativa) procedendo da sinistra a destra Cap4-4

5 lungo un periodo: questo perché andando in questa direzione aumenta la tendenza degli atomi ad acquistare elettroni. Riguardo alla variazione della affinità elettronica nell'ambito di uno stesso gruppo, c'è da osservare che essa decresce, in valore assoluto, con l'aumentare del numero atomico, cioè dall'alto al basso: ciò è naturale, perché negli atomi di piccole dimensioni l'attrazione di un elettrone da parte del nucleo è più energica per il più alto valore del campo elettrico. Si possono definire le affinità elettroniche del secondo ordine o di ordine superiore, relative all'addizione non di uno ma di due o più elettroni agli atomi neutri: esse risultano di solito di segno opposto. Elettronegatività. Come gli elementi che hanno bassa energia di ionizzazione sono spiccatamente elettropositivi, così quelli che hanno una elevata affinità elettronica (in valore assoluto), tendendo a dare ioni negativi, sono tipicamente elettronegativi. Il concetto di elettronegatività è di grande importanza nella chimica: l'elettronegatività è una misura della capacità di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame covalente. Il concetto di elettronegatività fu introdotto nel 1932 da Linus Pauling che propose la scala di elettronegatività che ne porta il nome. Sono state proposte varie scale di elettronegatività, le più utilizzate sono quella di Pauling e quella di Mulliken. L'elettronegatività comunque, in tutte le scale che sono state proposte, varia spostandosi sulla Tavola Periodica in modo analogo, indipendentemente dai valori assoluti dati nelle varie scale: aumenta andando da sinistra a destra lungo i periodi della tavola periodica (perché diminuiscono le dimensioni degli atomi ed aumenta la loro carica nucleare) e diminuisce scendendo dall'alto in basso lungo i gruppi (perché aumentano le dimensioni degli atomi pur aumentando la carica nucleare). Carattere metallico. Gli elementi chimici si possono classificare nei due grandi gruppi dei metalli e dei non metalli: alla base di questa classificazione vi è l'entità delle forze attrattive che legano nei loro atomi gli elettroni più esterni al nucleo. Gli elementi i cui atomi sono caratterizzati da deboli forze attrattive fra elettroni esterni e nucleo, tali da conferire agli elettroni stessi una notevole mobilità, costituiscono la classe dei metalli. Quelli che hanno caratteristiche opposte e cioè i cui elettroni sono saldamente legati al nucleo costituiscono la classe dei non metalli. A questo punto possiamo raccogliere in un unico quadro di insieme l'andamento generale delle proprietà degli elementi fino a qui esaminate, che sono particolarmente significative per la caratterizzazione del loro comportamento chimico, del tipo di legami con cui sono sostituiti i loro composti e delle proprietà fondamentali di questi. Cap4-5

6 Cap4-6

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