Struttura dell atomo e Sistema Periodico degli elementi unità 1, 2 e 3, modulo C del libro

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2 Gli atomi di tutti gli elementi sono formati da tre tipi di particelle elementari: elettrone, protone e neutrone. Le tre particelle elementari si trovano nel nucleo (protone e neutrone) e nella cosiddetta nube elettronica (elettrone) che si trova intorno al nucleo. L elettrone, simbolo e -, è provvisto di carica negativa e ruota attorno al nucleo nella nube elettronica. Ha una massa trascurabile in quanto molto piccola. Il protone si trova nel nucleo ed è provvisto di carica positiva; a mitigare la repulsione tra particelle di uguale carica all interno del nucleo si trova il neutrone. La massa di questi due tipi di particelle non è trascurabile. In un atomo il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni, questo fa si che ci sia neutralità rispetto alle cariche; tale numero si indica con Z, numero atomico. La somma dei protoni e dei neutroni, cioè delle particelle dotate di massa non trascurabile, si indica incevce con il numero di massa, A. I numeri sono indicati come segue. Il numero atomico si indica in basso a sinistra: ad esempio, per il carbonio Z=6, ovvero 6 C; il numero di massa si indica in alto a sinistra: ad esempio, sempre per il carbonio A=12, ovvero 12 C. Il numero di neutroni non è sempre uguale a quello dei protoni. Atomi con ugual numero di protoni e diverso numero di neutroni sono chiamati isotopi: elementi che hanno uguale numero atomico ma diverso numero di massa. Ad esempio, il celebre isotopo del carbonio, usato per la datazione dei fossili, è il 14 C, che possiede 6 protoni ed 8 neutroni. Altri celebri isotopi: 2 H: deuterio, 3 H: trizio, con 1 e due neutroni rispettivamente.

3 Gli elettroni, negli atomi, sono legati al nucleo dall attrazione elettrostatica che si instaura tra cariche positive (protoni) e negative (elettroni). Gli elettroni si trovano all esterno del nucleo disposti su livelli di energia, detti anche orbitali, strati o gusci elettronici, numerati da quello più vicino al nucleo a quello più lontano e definiti con il simbolo n, che va da 1 a 7 e viene detto numero quantico principale. Ogni livello è diviso in sottolivelli: il primo livello ha un solo sottolivello, il secondo due, il terzo tre e così via. I primi quattro sottolivelli hanno simboli s, p, d, f. Il numero massimo di elettroni in un livello è dato dalla formula: 2 + n 2. Quindi, per n=1 ci saranno solo due elettroni, per n=2 ci potranno essere al massimo 8 elettroni, e così via. È importante ricordare che tutti gli elettroni di un sottolivello hanno uguale energia. Nella diapositiva successiva troverete gli elettroni disposti nei livelli e sottolivelli in ordine di energia crescente.

4 Man mano che il numero di elettroni di un atomo aumenta, l ultimo elettrone aggiunto va ad occupare il livello energetico più basso tra quelli a disposizione n = 6, 72 e - 4 f (14 e - ) ENERGIA n = 5, 50 e - n = 4, 32 e - n = 3, 18 e - n = 2, 8 e - 6 s (2 e - ) 5 p (6 e - ) 4 d (10 e - ) 5 s (2 e - ) 4 p (6 e - ) 3 d (10 e - ) 4 s (2 e - ) 3 p (6 e - ) 3 s (2 e - ) 2 p (6 e - ) 2 s (2 e - ) n = 1, 2 e - livello sottolivello 1 s (2 e - )

5 Gli e - nell atomo si possono rappresentare in due modi: 1. secondo il IL DIAGRAMMA ORBITALICO; 2. Secondo la NOTAZIONE spdf 1) DIAGRAMMA ORBITALICO (le frecce rappresentano gli elettroni) N 1s 2s 2p 1s 2s 2p La sistemazione degli e - nei livelli energetici viene realizzata nel seguente modo: nei riquadri vengono inserite due frecce, di verso opposto, che rappresentano due e -. Ogni riquadro può ospitare al massimo 2 e -. Negli esempi sotto riportati si possono vedere le rappresentazioni elettroniche dell azoto (Z=7), del neon (Z=10) e dell ossigeno (Z=8). Ne O 1s 2s 2p A parità di energia gli elettroni occupano gli orbitali in modo da trovarsi spaiati (REGOLA DI HUND)

6 2) NOTAZIONE spdf N (Z=7) 1s 2 2s 2 2p 3 Ne (Z=10) 1s 2 2s 2 2p 6 O (Z=8) 1s 2 2s 2 2p 4 GLI ELETTRONI CARATTERIZZATI DAL NUMERO QUANTICO PRINCIPALE PIU ALTO SONO QUELLI PIU ESTERNI E SONO DETTI ELETTRONI DI VALENZA Nella notazione spdf i numeri davanti a queste lettere corrispondono ai livelli energetici, mentre le lettere corrispondono agli orbitali e gli apici al numero di e - presenti. Accanto sono riportate le notazioni per l azoto, il neon e l ossigeno, analogamente alla diapositiva precedente. Gli elementi sono disposti nella TAVOLA PERIODICA ed il posto che ciascun elemento occupa è stabilito dal numero atomico. Osservando con attenzione la tavola periodica si nota una certa periodicità (da cui il nome) delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Nella pagina successiva troverete la tavola periodica, e la classificazione degli elementi nella stessa.

7 Gruppi dei Metalli alcalini Gruppo dei Metalli alcalino-terrosi Gruppi degli Elementi di transizione RIGHE = PERIODI (stesso numero quantico principale) 1A 2A B 3A 4A 5A 6A 7A 8A Gruppo dei Gas nobili o inerti Gruppo degli Alogeni Gruppi degli Elementi di transizione interna COLONNE = GRUPPI = ELEMENTI CON PROPRIETA SIMILI (stesso numero di elettroni di valenza)

8 Nella tavola periodica gli elementi sono disposti in ordine di numero atomico crescente, in modo da evidenziare similitudini e ricorrenze di comportamento. Queste similitudini e ricorrenze si verficano per le PROPRIETA ATOMICHE. Le PROPRIETÁ PERIODICHE degli elementi sono: 1. RAGGIO ATOMICO 2. POTENZIALE DI IONIZZAZIONE 3. AFFINITÁ ELETTRONICA 4. ELETTRONEGATIVITÁ Il numero del gruppo, per gli elementi del gruppo principale A rappresenta il numero di elettroni negli orbitali s e p più esterni ---> n aumenta ma il numero di elettroni esterni rimane costante (es: Ca, gruppo 2A, 2 elettroni di valenza). Il numero del periodo rappresenta il numero quantico principale n del guscio più esterno (es: Ca, periodo 4, numero quantico principale 4). Nei gruppi B (elementi di transizione) si riempiono gli orbitali d. Nelle serie dei lantanidi e degli attinidi (elementi di transizione interna) si riempiono gli orbitali f. Gli elementi, all interno della tavola periodica, sono inoltre classificati come METALLI, NON METALLI e SEMIMETALLI o METALLOIDI. I SEMIMETALLI sono molto pochi: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po e At. I NON METALLI sono: H, He, C, N, O, F,Ne, P, S, Cl, Ar, Se, Br, Kr, I, Xe, Rn; questi elementi, come si può vedere, si trovano sulla destra della tavola periodica e sono separati dai METALLI (che sono tutti gli altri elementi) attraverso i SEMIMETALLI.

9 1) RAGGIO ATOMICO All interno di un gruppo aumenta il numero quantico n, la nuvola di distribuzione elettronica è più estesa. Dunque all interno di un gruppo IL RAGGIO ATOMICO AUMENTA. All interno di un periodo aumenta il numero di elettroni esterni, ma rimangono costanti gli elettroni dei gusci interni che contribuiscono a schermare la carica nucleare. Dunque all interno di un periodo IL RAGGIO ATOMICO DIMINUISCE. All interno di una serie di transizione si riempiono dei gusci interni, mentre il guscio più esterno rimane con lo stesso numero di elettroni. Dunque all interno di una serie di transizione IL RAGGIO ATOMICO RIMANE COSTANTE.

10 2) POTENZIALE DI IONIZZAZIONE La tendenza di un atomo a cedere elettroni è il POTENZIALE DI IONIZZAZIONE (energia necessaria a strappare un elettrone all atomo) ----> la specie atomica che si origina viene detta IONE (catione), il processo IONIZZAZIONE Massimi: elementi 8A He Potenziale di ionizzazione (ev) H Li Be B C N O Ne F Si Mg Al Na P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn FeCo Ni Cu Zn Ga Ge AsSe Br Kr Rb Cd Pd Sr Y Zr NbMoTc RuRh Ag In Sn Sb Te In Xe 0 Minimi: elementi 1A Z

11 3) AFFINITÁ ELETTRONICA 4) ELETTRONEGATIVITÁ L affinità elettronica è l energia sviluppata quando un atomo accetta un elettrone. L ELETTRONEGATIVITÀ stima l affinità elettronica (capacità relativa che un atomo ha di attrarre elettroni). Si origina uno IONE dotato di carica negativa (anione) L elemento ad elettronegatività maggiore è il FLUORO, mentre quello ad elettronegatività minore è il FRANCIO. Da questa proprietà si evince che una specie atomica che ha perso un e - prende il nome di CATIONE, mentre una specie che lo ha acquistato prende il nome di ANIONE.

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