Tavola periodica. Concetto fondamentale della chimica: strumento per classificare, riconoscere, prevedere le proprietà degli elementi.

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1 Tavola periodica Concetto fondamentale della chimica: strumento per classificare, riconoscere, prevedere le proprietà degli elementi.

2 Tavola periodica Serve a classificare in modo sistematico le proprietà chimiche e quelle fisiche di tutti gli elementi noti. E tuttora in fase di ampliamento: ai 92 elementi naturali si aggiungono quelli artificiali, creati nelle reazioni nucleari. Oggi conta 111 elementi, ma almeno altri sei sono stati osservati in laboratorio e sono ancora in attesa di nome e classificazione.

3 Mendeleev (1869) La classificazione degli elementi secondo un sistema periodico fu inizialmente proposta da Mendeleev. Egli realizzò che, disponendo gli elementi in ordine crescente di massa atomica, essi potevano essere raggruppati in famiglie aventi proprietà fisiche e chimiche simili (legge periodica). Riuscì a prevedere l esistenza di elementi non ancora scoperti (es. germanio) e a prevederne alcune proprietà. Tuttavia le ragioni di tale periodicità rimasero a lui sconosciute.

4 Tavola periodica Nella organizzazione proposta da Mendeleev si notavano alcune discrepanze: ad esempio le masse di Ar e K avrebbero costretto a disporre i due elementi in posizioni che contrastavano con le loro effettive proprietà chimico-fisiche. Nel XX secolo, sulla base delle scoperte relative alla struttura atomica, fu proposta una nuova classificazione: la tavola periodica fu ordinata secondo il numero atomico crescente.

5 Sistema periodico (o tavola periodica) Dal momento che il numero di elettroni in un atomo neutro è correlato al numero atomico dell elemento, è evidente come l attuale organizzazione della tavola periodica rispecchi, di conseguenza, anche la configurazione elettronica degli elementi. Su di essa vengono riportati nome, simbolo chimico e proprietà degli elementi (livello microscopico). Spesso vengono riportate anche alcune proprietà delle corrispondenti sostanze semplici (livello macroscopico).

6 Tavola periodica E suddivisa in 4 blocchi: s, p, d, f, a seconda della configurazione elettronica degli elementi. Il nome del blocco indica l ultimo sottolivello energetico (orbitale) occupato dagli elettroni, secondo il principio di Aufbau. Uniche eccezioni sono H, che occupa una posizione unica, ed He, che pur avendo configurazione 1s 2, ha proprietà simili a quelle dei gas nobili. Dal riempimento dei livelli energetici dipendono le proprietà chimiche degli elementi: simile configurazione elettronica determina simili proprietà chimiche.

7 Tavola periodica: blocchi s p d f

8 Tavola periodica: periodi E suddivisa in 7 periodi. Ogni nuovo periodo corrisponde all occupazione di un livello energetico con numero quantico principale (n) più elevato. Ogni periodo contiene un numero di elementi pari al numero massimo di elettroni (2n 2 ) allocabili nel corrispondente livello energetico. Sperimentalmente non è stata evidenziata l esistenza di atomi con un numero di elettroni sufficiente ad occupare livelli superiori al settimo. Nota bene: gli orbitali d appartengono al livello energetico inferiore. Es. 3d nel quarto periodo, 4d nel quinto, etc.

9 Tavola periodica: gruppi E suddivisa in 18 gruppi. All interno di un gruppo le proprietà sono molto simili, ma non identiche. Il numero del gruppo, per i blocchi s e p, corrisponde al numero di elettroni presenti nel guscio di valenza, cioè quelli coinvolti nella formazione dei legami chimici. Gli elementi di transizione fanno eccezione. Gli elementi metallici occupano i blocchi s, d ed f. Il blocco p contiene elementi metallici, non metallici e semimetallici

10 Tavola periodica nomenclatura Alcuni gruppi hanno un nome particolare. Gruppi A : elementi rappresentativi Gruppo IA: metalli alcalini Gruppo IIA: metalli alcalino-terrosi Gruppo IIIA: metalli terrosi Gruppo VIIA: alogeni Gruppo VIIIA: gas nobili Gruppi B: elementi di transizione

11 Periodicità delle proprietà degli elementi Proprietà fisiche Dimensioni atomiche: raggio atomico e raggio ionico Proprietà chimiche: Energia di ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Carattere metallico e non metallico Reattività

12 Dimensioni atomiche

13 Raggio atomico E la distanza media tra il nucleo e gli elettroni che occupano il livello energetico più esterno. Si misura in angstrom (1 Å = nm). I raggi atomici diminuiscono da sinistra a destra lungo il periodo, dal momento che aumenta la carica nucleare Z e, di conseguenza, la carica nucleare efficace Z eff. I raggi atomici crescono dall alto al basso lungo il gruppo, perché vengono occupati nuovi livelli energetici.

14 Carica nucleare efficace Z eff Negli atomi polielettronici le dimensioni atomiche sono determinate dalla carica nucleare efficace Z eff. In un atomo polielettronico gli elettroni più interni esplicano una azione schermante per cui un elettrone risente di una carica nucleare efficace Z eff, minore della carica reale Z. Elettroni appartenenti allo stesso tipo di orbitale non si schermano fra loro in modo efficace. Elettroni appartenenti ad orbitali interni e molto vicini al nucleo sono molto efficaci nello schermare la carica nucleare di cui risentono gli elettroni più esterni.

15 Carica nucleare efficace

16 Raggio ionico IONE: atomo che ha acquistato o perduto uno o più elettroni. CATIONE: atomo che ha perduto elettroni ANIONE: atomo che ha acquistato elettroni Raggio ionico del catione è minore del raggio dell atomo neutro progenitore. Raggio ionico dell anione è maggiore del raggio dell atomo neutro progenitore.

17 Energia di Ionizzazione (EI) E l energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo (o ione) gassoso nel suo stato fondamentale: si forma un catione. A (g) + EI 1 A + (g) + e - (g) Di solito si considera l energia di prima ionizzazione (o di ionizzazione primaria). Cresce da sinistra a destra lungo il periodo. Decresce dall alto al basso lungo il gruppo. Può essere usata per stimare la stabilità della configurazione elettronica di un elemento: a maggior energia di ionizzazione corrisponde una maggior stabilità dell elemento.

18 Energia di ionizzazione

19 Energia ionizzazione

20 Affinità elettronica Energia che viene liberata quando un atomo (o ione) gassoso nel suo stato fondamentale cattura un elettrone. Si forma un anione. A (g) + e - (g) A - (g) + energia Cresce da sinistra a destra lungo il periodo. Decresce dall alto al basso lungo il gruppo.

21 Elettronegatività E una misura quantitativa della forza con cui un atomo attira a sé la nuvola elettronica coinvolta in un legame. Cresce da sinistra a destra lungo il periodo. Decresce dall alto al basso lungo il gruppo. Non è una proprietà assoluta di un atomo, ma è una proprietà relativa al partner di legame.

22 Elettronegatività

23 Carattere metallico Gli elementi del blocco s rappresentano metalli molto reattivi. Gli elementi del blocco p rappresentano metalli, semimetalli e non-metalli. Gli elementi del blocco d rappresentano metalli con proprietà intermedie tra quelle degli elementi del blocco s e quelle degli elementi del blocco p. Formano facilmente cationi a diverso stato di ossidazione (es. Fe 2+, Fe 3+ ).

24 Metalli, non metalli, semimetalli

25 Reattività Le sostanze semplici corrispondenti agli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo hanno reattività simile. Esempio: la reazione dei metalli alcalini con l acqua M I (s) + H 2 O (l) M I OH (aq) + H 2 (g) + calore dove M I è un metallo del gruppo I (Na e K nel nostro caso) Perché la reazione tra K e H 2 O sviluppa una fiamma?

26 Reattività Osservazioni: Tutti i metalli alcalini reagiscono con l acqua secondo la stessa reazione. Scendendo lungo il gruppo, la reattività (la violenza della reazione) aumenta. Non cambia la reazione chimica, ma il modo in cui essa avviene. metalli alcalini

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