Struttura elettronica e tavola periodica

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1 Struttura elettronica e tavola periodica La tavola è suddivisa nei blocchi s, p, d e f Eccezioni: 1) Elio (He) il quale pur appartenendo al blocco s, compare in quello p. Possiede uno strato di valenza completo, come tutti gli altri elementi del gruppo 18. 2) Idrogeno: Possiede un elettrone s e dovrebbe quindi appartenere agli elementi del I gruppo ma gli manca un solo elettrone per avere la configurazione del gas nobile che lo segue (come gli elementi del gruppo 17). Dato questo carattere esclusivo, non lo si assegna ad alcun gruppo. I blocchi s e p costituiscono i gruppi fondamentali della tavola periodica. Nel blocco s il numero di gruppo (1 o 2) è uguale a quello degli elettroni di valenza. Numerando i gruppi con numeri arabi da 1 a 18, per avere gli elettroni di valenza nel blocco p si sottrae 10 dal numero del gruppo.

2 Proprietà periodiche degli elementi Gli elementi sono ordinati in successioni orizzontali, dette periodi, sovrapposte in modo tale da creare una serie di sequenze verticali, dette gruppi, nelle quali sono collocati gli elementi dei diversi periodi con proprietà chimiche simili. Elementi dello stesso gruppo hanno configurazione elettronica simile. Tutti gli elementi del I gruppo (M=Li, Na, K, Rb, Cs) formano ossidi del tipo M 2 O, fluoruri del tipo MF, cloruri del tipo MCl, bromuri del tipo MBr, ecc. Tutti gli elementi del II gruppo (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba) formano ossidi del tipo MO, alogenuri del tipo MX 2 (X= F, Cl, Br, I) Tutti gli elementi del gruppo 13 (M= B, Al, Ga, In, Tl) formano gli ossidi M 2 O 3, gli alogenuri MX 3 Tutti gli elementi del gruppo 14 (E= C, Si, Ge, Sn) formano gli ossidi EO 2, gli alogenuri EX 4, gli idruri EH 4 Tutti gli elementi del gruppo 15 (E= N, P, As, Sb) formano gli ossidi E 2 O 5, gli idruri EH 3

3 Il raggio atomico Non è possibile misurare il raggio esatto di un atomo isolato. Solo quando gli atomi formano un solido o delle molecole, i loro centri sono a distanza definita l uno dall altro. Se l elemento è un metallo, si assume come raggio atomico la metà della distanza che separa i centri di due atomi adiacenti. Se l elemento è un non metallo o un metalloide (elemento che presenta l aspetto fisico e le proprietà di un metallo ma si comporta chimicamente da non metallo), ci si basa sulla metà della distanza tra i nuclei degli atomi congiunti da un legame chimico: tale raggio è detto anche raggio covalente dell elemento. Es. in Cl 2 la distanza tra i nuclei è 198 pm: il raggio covalente del cloro è 99 pm Se l elemento è un gas nobile si definisce il raggio di van der Waals che vale la metà della distanza tra i centri di atomi adiacenti in un campione di gas solidificato.

4 Raggi atomici Il raggio diminuisce da sinistra verso destra lungo i periodi e aumenta lungo i gruppi - La carica nucleare non viene adeguatamente schermata da elettroni che appartengono al medesimo strato e pressappoco alla stessa distanza dal nucleo - Ad ogni nuovo periodo gli elettroni più esterni occupano strati sempre più distanti dal nucleo

5 Variazione periodica del raggio atomico degli elementi

6 Il raggio ionico E definito come il contributo specifico di uno ione alla distanza tra ioni contigui in un composto ionico solido La distanza tra i centri di un catione e di un anione adiacenti vale la somma dei due raggi ionici Si assume che il raggio ionico dello ione ossido (O 2- ) sia 140 pm e si calcola il raggio degli altri ioni su tale base Ad es. in MgO la distanza tra i centri degli ioni adiacenti Mg 2+ e O 2- è 212 pm. Il raggio di Mg 2+ è = 72 pm

7 Raggi ionici Generalmente i raggi ionici aumentano scendendo lungo il gruppo e diminuiscono da sinistra a destra percorrendo il periodo

8 Raggi atomici e raggi ionici Dimensioni relative di alcuni cationi e anioni insieme con quelle dei rispettivi atomi

9 Energia di ionizzazione E l energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo allo stato gassoso: X (g) X + (g) + e- Cu (g) Cu + (g) + e - Cu + (g) Cu2+ (g) + e - I 1 (Energia di ionizzazione primaria) 8,14 ev; 785 kj/mol I 2 (Energia di ionizzazione secondaria) 20,26 ev; 1955 kj/mol

10 Variazione periodica dell energia di ionizzazione primaria degli elementi

11 Valori successivi di energia di ionizzazione L energia di ionizzazione secondaria è maggiore di quella primaria (per il medesimo elemento), e molto maggiore se l elettrone interessato deve allontanarsi da uno strato chiuso K (g) K + (g) + e - K + (g) K2+ (g) + e - I I = 418 kj/mol I II = 3070 kj/mol Na (g) Na + (g) + e - Na + (g) Na2+ (g) + e - I I = 494 kj/mol I II = 4560 kj/mol Li (g) Li + (g) + e - Li + (g) Li2+ (g) + e - I I = 519 kj/mol I II = 7300 kj/mol

12 Affinità elettronica L affinità elettronica di un elemento è l energia liberata quando un elettrone si lega all atomo in fase gassosa: X (g) + e - X - (g) Es: Cl (g) + e - Cl - (g) energia liberata = E ae = 3,62 ev; 349 kj/mol

13 Affinità elettronica Nel caso degli alogeni (gruppo 17), l acquisto di un elettrone completa lo strato di valenza e l eventuale nuovo elettrone darà inizio ad un nuovo strato. In tale strato esso si troverebbe non soltanto più lontano dal nucleo, ma anche soggetto alla repulsione della carica negativa già esistente. Ne consegue che l affinità elettronica secondaria del fluoro sarà fortemente positiva, cioè per formare F 2- a partire da F - occorre fornire una grande quantità di energia Gli atomi del gruppo 16, come O e S, mostrano due lacune negli orbitali p del proprio strato di valenza e possono ospitare due elettroni in più. L affinità elettronica è positiva. L aggiunta del secondo elettrone richiede energia, a causa della repulsione esercitata dalla carica negativa già presente in O - e in S - O (g) + e- = O - (g) processo esotermico (141 kj/mol) O - (g) + e- = O 2- (g) processo endotermico (-844 kj/mol)

14 Elettronegatività Secondo Mulliken l elettronegatività di un elemento è data dalla semisomma della sua energia di ionizzazione e della sua affinità elettronica: E N = (I + Ae)/2 Pauling (1931) definì l elettronegatività come una misura della tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame che lo tengono unito all altro atomo in una molecola Il fluoro è l elemento più elettronegativo (4,0), seguito dall ossigeno (3,5) e dal cloro (3,0)

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