La tavola periodica. 1- Introduzione

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1 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

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3 Gli elementi dello stesso gruppo hanno uguale configurazione esterna H 1s 1 He 1s 2 Li [He]2s 1 Be [He]2s 2 B [He]2s 2 2p 1 C [He]2s 2 2p 2 N [He]2s 2 2 p 3 O [He]2s 2 2p 4 F [He]2s 2 2p 5 Ne [He]2s 2 2p 6 Na [Ne]3s 1 Mg [Ne]3s 2 Al [Ne]3s 2 3p 1 Si [Ne]3s 2 3p 2 P [Ne]3s 2 3 p 3 S [Ne]3s 2 3p 4 Cl [Ne]3s 2 3p 5 Ar [Ne]3s 2 3p 6 K [Ar]4s 1 Ca [Ar]4s 2 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.

4 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 1s 2,2s 2 2p 6, 3s 2 3p 6, 4s 1 Ca 4s 2 Sc 3d 1 4s 2 Ni 3d 8 4s 2 Cu 3d 10 4s 1 Ga 3d 10 4s 2, 4p 1 Br 3d 10 4s 2,4p 5 36 Kr 3d 10 4s 2, 4p 6 Le proprietà degli elementi sono influenzati dalla configurazione elettronica del livello più esterno.

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6 2-Descrizione dei gruppi

7 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).

8 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.

9 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

10 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.

11 Raggio atomico in funzione del numero atomico

12 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 + E 1 M + + e - (prima ionizzazione) M + + E 2 M ++ + e - (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.

13 Energia di prima ionizzazione in funzione del numero atomico

14 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.

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16 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

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Orbitali atomici. (1s ) < (2s < 2p) < ( 3s < 3p) < ( 4s < 3d < 4p) < ( 5s < 4d < 5p) < ( 6s <4f < 5d < 6p)

Orbitali atomici. (1s ) < (2s < 2p) < ( 3s < 3p) < ( 4s < 3d < 4p) < ( 5s < 4d < 5p) < ( 6s <4f < 5d < 6p) Orbitali atomici Schema di successione dei livelli energetici degli orbitali la cui progressiva saturazione determina la configurazione elettronica degli elementi nel loro stato fondamentale (non in scala).

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