SISTEMA PERIODICO 17/01/2014 1

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1 SISTEMA PERIODICO Gli elementi chimici presenti sulla terra sono 92, a cui, oggi, si aggiungono gli elementi artificiali. La differenza che li distingue è rappresentata dal numero di particelle elementari (protoni, elettroni e neutroni) che li costituiscono. Tutti gli elementi conosciuti vengono raccolti in un sistema organico che prende il nome di SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI o anche TAVOLA PERIODICA. 1

2 La Tavola come viene disegnata oggi, deriva dalla originale tabella che lo scienziato russo D.I.Mendeleev pubblicò nel 1869, ma ne differisce profondamente poiché in quel momento solo 41 erano gli elementi conosciuti. Originariamente Mendeleev (e quasi contemporaneamente Meyer in Germania) aveva ordinato gli elementi noti sulla base del peso atomico, ma nel compiere questo lavoro Mendeleev notò che le proprietà chimiche che gli elementi presentano, tendevano a variare prima con continuità, mostravano una brusca variazione, ancora una variazione continua e così via. Aveva individuato la legge della periodicità che contraddistingue gli elementi chimici. 2

3 Utilizzando le indicazioni ottenute dalla Legge della periodicità, costruì allora la tabella disponendo i simboli in righe orizzontali formate da 8 elementi In questo modo ottenne delle colonne verticali lungo le quali gli elementi presentavano proprietà molto simili e arrivò ad ipotizzare la presenza di elementi non ancora scoperti, lasciando vuote le caselle corrispondenti In realtà aveva ordinato gli elementi in funzione del Numero atomico (anche se questo concetto non era ancora noto) La legge della periodicità, come viene formulata oggi, ci dice che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono funzione del loro numero di massa 3

4 "The periodical law of the chemical elements" 1889 La sua tesi fu completamente accettata quando furono scoperti e identificati scandio, gallio e germanio, di cui aveva ipotizzato non solo l'esistenza ma anche le proprietà in base alla legge della periodicità e che corrispondevano perfettamente alle sue previsioni Dmitrij Ivanovich Mendeleev 4

5 Terminologia Fornire un glossario dei termini utilizzati Illustrare il significato specifico dei termini in relazione all'argomento trattato 5

6 Primo argomento Entrare nei dettagli Riportare un esempio Utilizzare degli esercizi per favorire l'apprendimento 6

7 TAVOLA PERIODICA (2005) 7

8 Ogni casella riporta parecchie informazioni: il simbolo, costituito da una o due lettere, normalmente le iniziali del nome dell elemento stesso, talora del nome latino. il numero atomico, costituito dal numero scritto di fianco al simbolo, che rappresenta il numero di protoni che quell elemento contiene nel nucleo ed il corrispondente numero di elettroni che lo stesso elemento ha negli orbitali. il peso atomico, rappresentato dal numero scritto sotto il simbolo, che rappresenta la massa dell atomo dell elemento stesso e che normalmente è costituito non da un numero intero ma decimale. 8

9 Questo può apparire strano, poiché non è pensabile che esistano frazioni di atomo. Bisogna però tenere presente che il valore numerico indicato nella tavola è un valore medio, ottenuto attraverso una media ponderata del valore dei diversi isotopi dell elemento stesso. Cosa significa questo? Semplicemente che per ogni elemento esistono atomi leggermente diversi tra di loro. 9

10 Utilizziamo come esempio il Carbonio che ha: Numero atomico = 6, ossia 6 P e 6 e Peso atomico = 12, il nucleo contiene anche 6 N ma esistono anche altri due tipi di atomi di C, vale a dire due isotopi diversi: 6 protoni 6 protoni 6 elettroni 6 elettroni 7 neutroni 8 neutroni Che vengono indicati con la notazione: 12 C 13 C 14 C

11 Un altro esempio può essere dato da: 1 1 H 2 1 H 3 1 H Gli isotopi di un qualsiasi elemento sono: atomi che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa, poiché contengono diverso numero di neutroni. Tutti gli elementi sono rappresentati da isotopi diversi, che possono essere numerosi. Tra gli elementi più pesanti alcuni isotopi sono radioattivi. 11

12 Esistono anche gli isobari, ossia atomi che presentano lo stesso numero di massa ma diverso numero atomico Un esempio è dato da: 14 C 14 N

13 Nella Tavola si passa da un elemento al successivo per aumento di una unità nel NUMERO ATOMICO, l idrogeno ha N.A, = 1, l elio ha N.A. = 2, il litio N.A. = 3 e così via. Questo significa semplicemente che: l atomo di H contiene 1 solo protone nel nucleo ed 1 solo elettrone negli orbitali, l atomo di He 2 protoni nel nucleo e 2 elettroni negli orbitali, l atomo di Li 3 protoni nel nucleo e 3 elettroni negli orbitali. 13

14 Contemporaneamente all aumento del Numero Atomico aumenta il Numero di Massa Tale aumento non si realizza in maniera direttamente proporzionale L aumento del numero di massa è, in genere, superiore al doppio dell incremento dovuto allo aumento dei protoni 14

15 Protoni, neutroni ed elettroni hanno massa talmente piccola che si utilizzano dei valori convenzionali poiché sarebbe estremamente scomodo e fonte di errore l uso delle unità di misura assolute (g) Si parla infatti di Massa relativa degli atomi che viene misurata in unità convenzionali Unità che vengono definite Unità di massa atomica e dimensionalmente corrispondono a 1/12 della massa dell isotopo 12 del C 15

16 Nella tavola periodica degli elementi viene ripotato il valore della massa atomica relativa (peso atomico) La somma delle masse atomiche relative degli atomi che costituiscono una molecola permette di calcolare il peso molecolare. Il valore del peso atomico espresso in gr costituisce il grammo atomo Il valore del peso molecolare espresso in gr rappresenta la grammomolecola o mole. 16

17 Si può dimostrare facilmente che: 1. in un grammo atomo di un qualsiasi elemento sono contenuti 6, atomi di quell elemento 2. In una grammo molecola di un qualsiasi composto sono contenute 6, molecole di quel composto 3. 6, rappresenta il numero di Avogadro 17

18 dato che i protoni sono particelle con carica elettrica positiva, come fanno a rimanere uniti nel nucleo, visto e considerato che la Elettrologia ci dice che cariche uguali si respingono?? la risposta a questa domanda è: la repulsione tra le cariche positive dei protoni viene compensata dalla presenza dei neutroni, (in numero almeno uguale ma spesso superiore a quello dei protoni) che si interpongono tra le cariche positive e rappresentano la colla che tiene insieme il nucleo. 18

20 La Tavola Periodica può essere suddivisa in modo approssimativo in due parti, la linea più scura tracciata tra il Boro (elemento n 5) e l Attinio (n 85) separa gli elementi in due gruppi: quelli a sinistra della linea sono (molto genericamente) i metalli quelli che stanno a destra sono (sempre in prima approssimazione) i non metalli. Il carattere metallico è più netto negli elementi a sinistra e tende a diminuire mano a mano che ci si sposta a destra. 20

21 Gli elementi elencati nella prima colonna a sinistra (gruppo IA), rappresentano i metalli del PRIMO GRUPPO o METALLI ALCALINI, sono tutti caratterizzati dalla presenza di un solo elettrone nell orbitale più esterno, elettrone che con estrema facilità viene perduto con la trasformazione di un atomo nel corrispondente ione positivo. L atomo di Sodio (Na) si trasforma nello ione Sodio (Na + ), l atomo di Litio in ione Litio (Li + ) e così via. 21

22 Gli elementi elencati nella seconda colonna (gruppo IIA), rappresentano i metalli del SECONDO GRUPPO o METALLI ALCALINO- TERROSI. Sono caratterizzati dalla presenza di 2 elettroni nell orbitale più esterno elettroni che possono essere perduti con formazione dei corrispondenti ioni positivi. L atomo di Calcio si trasforma nello ione Calcio (Ca 2+ ), l atomo di magnesio nello ione Magnesio (Mg 2+ ) e così via. 22

23 Gli elementi del GRUPPO IIIA, hanno 3 elettroni nell ultimo strato,due localizzati nell orbitale s ed uno nell orbitale p corrispondente. Hanno comportamenti diversi, nel senso che: il Boro si comporta sostanzialmente da non-metallo, l Alluminio può dare origine a composti nei quali si comporta da non-metallo (alluminati) ed ad altri in cui si comporta da metallo (sali di alluminio), gli altri elementi hanno caratteri metallici via via crescenti dall alto verso il basso Il Boro viene anche classificato come metalloide 23

25 Diverso ancora è il comportamento degli elementi del IV GRUPPO A. Questi elementi hanno 4 elettroni nell ultimo strato, per cui, per raggiungere la configurazione otteziale, possono acquistare 4 elettroni oppure perderne 4. Il carbonio ed il silicio, proprio in virtù di questa particolare configurazione, possono dare origine: sia a composti quali i carbonati ed i silicati, nei quali si comportano da non metalli, sia originare lunghe catena di atomi di carbonio (come negli idrocarburi) o di silicio (come nei siliconi). Silicio e Germanio vengono classificati metalloidi 25

27 Discorso ancora diverso deve essere fatto per gli elementi che costituiscono il GRUPPO VA avendo 5 elettroni negli orbitali esterni, tendono ad acquistare 3 elettroni, trasformandosi nei corrispondenti ioni negativi Azoto e Fosforo si comportano da non-metalli tipici Arsenico e Antimonio sono considerati metalloidi Azoto, Fosforo, Arsenico, formano gli acidi ed i sali corrispondenti (nitrati, fosfati, arseniati) ma reagiscono con H 2 formando NH 3, PH 3, AsH 3 Antimonio forma SbH 3, ma non origina acidi, forma sali (SbCl 3, Sb 2 S 3 ) Bismuto ha caratteristiche metalliche 27

29 Comportamento analogo è quello degli elementi del GRUPPO VIA che hanno 6 elettroni nell ultimo strato tendono ad acquistare 2 elettroni, (l atomo di O si trasforma nello ione O 2, ecc.) L Ossigeno, lo Zolfo ed il Selenio si comportano da non-metalli Tellurio e Polonio sono classificati anche come metalloidi 29

31 gli elementi DEL GRUPPO VIIA hanno 7 elettroni nell ultimo strato e tendono ad acquisirne 1 (l atomo di Cl origina lo ione Cl, l atomo di Br origina lo ione Br, ecc) Vengono indicati con il nome di alogeni poiché originano una grande quantità di composti Si comportano come dei non-metalli Reagiscono con l O 2 e con H 2 Nel gruppo o (VIIIA) sono elencati i GAS NOBILI 31

32 Questi comportamenti, apparentemente contrastanti, sono dovuti alla necessità, per tutti gli atomi, di giungere alla cosiddetta configurazione otteziale ossia disporre di 8 elettroni nello strato più esterno, esattamente come avviene per gli elementi elencati nella colonna indicata 0 (VIIIA), ossia i GAS NOBILI, così chiamati poiché sono caratterizzati dalla quasi incapacità di reagire con altri elementi e originare composti. 32

33 Da notare che la configurazione otteziale (8 elettroni nello strato più esterno) corrisponde al riempimento di un orbitale s e di 3 orbitali p per questo motivo la situazione dei gas nobili può essere così schematizzata: 33

34 Potenziale o Energia di ionizzazione (EI) Energia che si deve spendere per allontanare un elettrone da un atomo isolato per produrre uno ione positivo Da un idea della forza con cui un atomo trattiene i propri elettroni 34

35 Affinità elettronica (AE) Energia che viene guadagnata quando si addiziona un elettrone ad un atomo per formare uno ione negativo Tendenza che ha l atomo a trattenere i suoi elettroni e ad acquistarne altri Stesso andamento di EI Misura: quantità di energia che viene liberata quando un elettrone viene aggiunto ad un atomo 35

36 Raggio atomico Dipende dalla forza di attrazione fra nucleo ed elettroni Aumenta: scendendo lungo un gruppo Diminuisce: andando verso destra lungo un periodo 36

37 Raggio atomico 37

38 Il fenomeno della radioattività è legato alla costituzione del nucleo di un certo isotopo. Più precisamente dipende dal rapporto che esiste tra numero atomico (Z) e numero di protoni (N) Se i neutroni sono in numero molto minore o molto superiore al numero dei protoni, il nucleo di quell atomo diviene instabile. Non solo, ma gli isotopi con numero pari di protoni sono più stabili di quelli con numero dispari. La radioattività può essere ulteriormente distinta in: Radioattività naturale Radioattività indotta 38

39 La radioattività naturale deriva dalla emissione di particelle da parte di nuclei instabili E presente in natura per alcuni isotopi con numero atomico superiore a 82 L emissione di particelle è spontanea ed è conseguenza della ricerca di un assetto nucleare più stabile. E sempre accompagnata da eventi termici, la cui entità dipende dalla velocità con cui si realizza l evento. La radioattività indotta si realizza quando un nuclide, sia stabile che instabile, venga bombardato con particelle elementari o nuclei leggeri. 39

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41 Caratteristiche delle particelle coinvolte nelle principali reazioni nucleari 41

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43 Tipo di emissione Particella Distanza percorsa in aria Raggi alfa 4 2 He circa 6-7 cm Raggi beta Raggi gamma elettroni (beta ) e positroni (beta+) fotoni provenienti dal nucleo (onde elettromagnetiche) circa 5-7 metri statistica, qualche km Raggi X fotoni provenienti dagli orbitali elettronici (soprattutto K): onde elettromagnetiche statistica, qualche km Neutroni liberi neutroni statistica, da 30 a 300 m 43

44 Decadimento alfa Il decadimento alfa avviene in accordo con la legge di conservazione della massa/energia con l'emissione di una particella, detta appunto particella alfa, composta da due protoni e due neutroni (nucleo di He) da parte dell isotopo di un elemento con elevato numero atomico (Z>83) Perdendo due protoni l'elemento indietreggia di due posizioni nella Tavola Periodica degli Elementi ovvero il numero atomico passa da Z a Z-2 44

45 La vita media tipica di questo tipo di decadimento nucleare è abbastanza varia: si passa, infatti dagli oltre anni del Torio, fino alle frazioni di secondo come nel Polonio 214 (1.6 x 10-4 s). Il decadimento più noto è, però, quello dell Uranio: dove α sta per il nucleo di Elio prodotto, più noto come particella α Altro esempio può essere fornito dalla reazione: 45

46 I raggi, a causa della loro carica elettrica, interagiscono fortemente con la materia e quindi vengono facilmente assorbiti dai materiali e possono viaggiare solo per pochi centimetri nell aria. Possono essere assorbiti dagli strati più esterni della pelle umana e così generalmente non sono molto pericolosi per la vita a meno che la sorgente non venga inalata o ingerita. In questo caso i danni sarebbero invece maggiori di quelli causati da qualsiasi altra radiazione ionizzante. Se il dosaggio fosse elevato comparirebbero tutti i sintomi tipici dell avvelenamento da radiazione. 46

47 Decadimento beta La radiazione beta è una forma di Radiazione Ionizzante emessa da alcuni tipi di nuclei radioattivi come il Co 60. Assume la forma di particelle beta (β), elettroni ad alta energia, espulsi dal nucleo atomico in un processo conosciuto come decadimento beta. Nel decadimento β, un neutrone viene convertito in un protone, un elettrone e un antineutrino elettronico (l antiparticella del neutrino): 47

48 Un isotopo emittente subisce quindi una trasformazione caratterizzata: dall aumentare del numero atomico che passa da Z a Z+1 dal mantenere costante il numero di massa In altre parole l isotopo emittente si trasforma in un suo isobaro 48

49 Nel decadimento β + (osservabile in nuclei ricchi di protoni), un protone interagisce con un antineutrino elettronico per dare un neutrone e un positrone (il decadimento diretto del protone in positrone non è stato ancora osservato): L isotopo + emittente subisce una trasformazione che è caratterizzata dalla diminuzione del numero atomico da Z a Z-1 e, anche in questo caso, dal mantenere costante il numero di massa trasformandosi ancora in un isobaro Si 49

50 L interazione delle particelle con la materia ha generalmente un raggio d'azione dieci volte superiore, e un potere ionizzante pari a un decimo rispetto all'interazione delle particelle α. Vengono bloccate completamente da pochi millimetri di alluminio 50

51 Decadimento gamma I raggi gamma (raggi ) sono una forma di radiazione elettromagnetica prodotta dal cosiddetto decadimento gamma o da processi nucleari o subatomici consistenti nella emissione di fotoni ad alta energia I raggi sono più penetranti delle radiazioni particellari prodotte sia dal decadimento che dal decadimento, a causa della minor tendenza ad interagire con la materia essendo dei fotoni, ma sono meno ionizzanti 51

52 I raggi si distinguono dai raggi X per la loro origine: i raggi sono prodotti da transizioni nucleari o comunque subatomiche, mentre i raggi X sono prodotti da transizioni dovute ad elettroni in rapido spostamento sui loro livelli energetici quantizzati Poiché è possibile per alcune transizioni elettroniche superare le energie di alcune transizioni nucleari, i raggi X più energetici si sovrappongono ai raggi più deboli Uno schermo per raggi γ richiede una massa notevole. Per ridurre del 50% l'intensità dei raggi occorreuno spessore di 1 cm di piombo, 6 cm di cemento o 9 cm di materiale pressato 52

53 Raggi sono spesso prodotti insieme ad altre forme di radiazione come quella e. Quando un nucleo emette una particella o il nucleo risultante si trova a volte in uno stato eccitato. Può passare ad un livello energetico più stabile emettendo un fotone gamma, nello stesso modo in cui un elettrone può passare ad un livello più basso emettendo un fotone ottico. 53

54 Raggi, raggi X, luce visibile e radiazione ultravioletta sono tutte forme di radiazione elettromagnetica, l'unica differenza è la frequenza e quindi l energia dei fotoni. I raggi gamma sono i più energetici. Ecco un esempio di generazione di raggi gamma: un nucleo di Co 60 decade a Ni 60 eccitato mediante decadimento il Ni 60 passa al suo stato di energia minima emettendo un raggio gamma: 54

55 A questa prima classificazione, in seguito a ulteriori investigazioni sul fenomeno, si sono aggiunte: L emissione di neutroni L emissione di protoni La fissione spontanea 55

56 Il decadimento di un nuclide dipende esclusivamente dalla sua instabilità ed il numero di nuclei che si disintegrano nell unità di tempo è proporzionale al numero dei nuclei radioattivi presenti Il decadimento segue una cinetica di 1 ordine, per cui se k indica la costante di velocità ed N il numero di nuclei instabili presenti al tempo t, la velocità di decadimento sarà: V = dn = k N dt K rappresenta la frazione dell isotopo radioattivo che decade nell unità di tempo 56

57 Per caratterizzare il decadimento di un certo isotopo, generalmente si indica il tempo di dimezzamento, ossia il tempo necessario per dimezzare il numero dei nuclei instabili presenti in un certo sistema Il tempo di dimezzamento si ottiene dalla equazione V = dn/dt = kn, che integrata tra N o e N diviene: ln N o /N = kt Se poniamo N = N o /2 e t = t ½, l espressione diviene: ln N o N o /2 = k t ½ 57

58 ln N o N o /2 = k t ½ Passando dai logaritmi naturali a quelli decimali: log 2 = k t ½ risolvendo per il tempo, avremo: t ½ = log 2 t ½ = / k k 58

59 59

60 60