I blocchi s, p, d ed f della Tavola Periodica

Transcript

1 I blocchi s, p, d ed f della Tavola Periodica 1

2 La tavola periodica

3 La tavola periodica

4 La tavola periodica Le proprietä degli elementi sono funzioni periodiche dei rispettivi numeri atomici. Si possono classificare gli elementi secondo la loro configurazione elettronica: Gas nobili. Elementi del gruppo VIIIA. Sono inerti, ma gli elementi piå pesanti si possono combinare con fluoro e ossigeno. Guscio esterno ns 2 np 6. Elementi rappresentativi. Gli elementi dei gruppi A della tavola periodica sono definiti elementi rappresentativi. L ultimo elettrone occupa un orbitale s o p del guscio esterno.

5 Elementi di transizione blocco d. Gli elementi appartengono ai gruppi B gruppi B della tavola periodica e sono noti come metalli di transizione. Gli elementi di transizione sono tutti metalli e sono caratterizzati da elettroni esterni che occupano orbitali d. Hanno orbitali ns e (n-1)d ma non orbitali np. Si possono suddividere in: Prima serie di transizione da 21 Sc a 30 Zn Seconda serie di transizione da 39 Y a 48 Cd Terza serie di transizione da 57 La e 72 Hf a 80 Hg Quarta serie di transizione da 89 Ac e 104 Rf all elemento 112 Elementi di transizione blocco f. Sono elementi i cui elettroni vanno ad occupare gli orbitali f. Anch essi sono tutti metalli. Prima serie di transizione f ( lantanidi ) Seconda serie di transizione f ( attinidi ) da 58 Ce a 71 Lu da 90 Th a 103 Lr

6 Tavola Periodica

7 Elementi di uno stesso gruppo hanno configurazione elettronica esterna di stesso tipo: N 1s 2 2(s 2 p 3 ) P 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 3 ) As 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 6 d 10 ) 4(s 2 p 3 ) Sb 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 6 d 10 ) 4(s 2 p 6 d 10 ) 5(s 2 p 3 ) Bi 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 6 d 10 ) 4(s 2 p 6 d 10 f 14 ) 5(s 2 p 6 d 10 ) 6(s 2 p 3 )

8 Elementi di uno stesso periodo hanno configurazione elettronica che varia con regolaritñ e sono caratterizzati da una parallela, regolare variazione di proprietñ: Elemento Configurazione elettronica Caratteristiche metalliche Comportamento nei composti Na 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3s metallo (+++) Catione (Na + ) Mg 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3s 2 metallo (++) Catione (Mg 2+ ) Al 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p) anfotero-metallo Catione (Al 3+ in Al(ClO 4 ) 3 e covalente in H 3 AlO 3 Si 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 2 ) anfotero-nonmetallo di norma covalente P 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 3 ) nonmetallo (+) Covalente (PH 3, H 3 PO 4 ) S 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 4 ) nonmetallo (++) Anione (S 2- ) e covalente (H 2 SO 4 ) Cl 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 5 ) nonmetallo (+++) Anione (Cl - ) e covalente (Cl 2 O) Ar 1s 2 2(s 2 p 6 ) 3(s 2 p 6 ) Gas nobile inerte

9

10 La carica nucleare effettiva, Z eff L elettrone che si trova in un guscio esterno, lontano dal nucleo, non risente di tutta la carica localizzata nel nucleo. Questo É dovuto allo schermaggio degli elettroni piñ interni. Caso dell atomo di litio Li ha tre elettroni di cui due nel livello 1s e il terzo nell orbitale 2s. Questo ultimo elettrone É schermato dai due elettroni dell orbitale 1s e quindi non puö risentire pienamente della carica +3 del nucleo. Ma non risente neppure di una carica effettiva 3-2 (= +1) perchü l elettrone 2s ha una certa probabilitä di avvicinarsi al nucleo, di penetrare nella regione di spazio degli elettroni 1s, e quindi gli elettroni 1s non schermano del tutto l elettrone 2s. Il valore di Z eff che risente l elettrone 2s É dunque +1 < Z eff < +3.

11 Coefficienti di schermatura J. C. Slater (1930) ha determinato l azione schermante degli elettroni, calcolata sulla base dei coefficienti di schermatura: a)per ciascun e - dello strato esterno: coefficiente 0,35; b)per ciascun e - dello strato immediatamente sottostante: coefficiente 0,85; c)per ciascun e - degli strati interni: coeff. = 1; d)se l orbita esterna É completa (gas nobili), per ciascun elettrone di questa il coefficiente vale 0,85.

12 Esempi: Br (Z = 35); 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 1s 2 2(s 2 p 6 )3(s 2 p 6 d 10 )4(s 2 p 5 ) Z eff (Br) = Z S = 35 [7 0, ,85 + (8+2) 1] = 7,25 Kr (Z = 36); 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 1s 2 2(s 2 p 6 )3(s 2 p 6 d 10 )4(s 2 p 6 ) Z eff (Br) = 36 [8 0, ,85 + (8+2) 1] = 1,20 Costante di schermo Il valore di Z eff calcolato considerando tutti gli elettroni di un atomo rappresenta una misura del campo elettrico esterno all atomo. Ai fini delle proprietä chimiche É piñ significativo il valore di Z eff piuttosto che di Z.

13 Raggi Atomici Raggi atomici Raggi Atomici Il raggio di un atomo non É misurabile direttamente perchü la nube di elettroni che circonda il nucleo non ha una dimensione definita. Quindi non c Éc un metodo diretto di misura. Un modo di stimare le dimensioni di un atomo É mediante la misura della distanza dei nuclei di una molecola biatomica. r 2r Il raggio di un atomo, r, Ö assunto pari alla metñ della distanza tra i nuclei in molecole omonucleari, come ad es. Cl 2.

14 Nei metalli si assume che gli atomi siano sfere rigide e le dimensioni si calcolano in base alla struttura cristallina. La cella unitaria di un metallo con struttura CFC (ad es., Al, Ag, Ni, Pb, Au). A destra, relazione tra dimensione della cella unitaria (a) e raggio atomico (R).

15

16 All interno di un gruppo della tavola periodica di elementi rappresentativi, il raggio atomico cresce procedendo dall alto verso il basso poichü gli elettroni occupano progressivamente gusci piñ lontani dal nucleo. Spostandosi invece lungo un periodo, x gli atomi assumono progressivamente una dimensione minore dovuto all aumento della carica nucleare effettiva. Per i metalli di transizione il comportamento non É regolare poichü gli elettroni occupano progressivamente i gusci piñ interni.

17

18 Raggi ionici

19 Energia di ionizzazione L energia di prima ionizzazione (EI 1 ), denominata anche potenziale di prima ionizzazione, Ö la minima quantitñ di energia necessaria a rimuovere l elettrone piå debolmente legato da un atomo gassoso isolato per formare uno ione con carica +1 Ca (g) kj Ca + (g) + e - L energia di seconda ionizzazione (EI 2 ) Ö la quantitñ di energia richiesta per rimuovere il secondo elettrone. Ca + (g) kj Ca +2 (g) + e - Per un dato elemento EI 2 > EI 1.

20

21

22 AFFINITä ELETTRONICA Alcuni atomi tendono ad acquistare un elettrone formando ioni negativi (anioni) piå stabili dell atomo neutro. Il cloro ([Ne]3s 2 3p 5 ) acquista un elettrone formando lo ione Cl - (con ottetto completo e struttura elettronica esterna di gas nobile) e libera, nel processo, 349 kj/mol*. Dunque, l affinitä elettronica (EA) di un elemento Ö la quantitñ di energia che una mole di atomi libera quando acquista un elettrone. He (g) + e - X He - (g) EA = 0 kj/mol Cl (g) + e - Cl - (g) kj EA = -349 kj/mol * Una mole Ö un numero di Avogadro (6, ) di oggetti; una mole di atomi di Cl corrisponde ad un numero di Avogadro di atomi, e la sua massa (in g) Ö pari al peso atomico del cloro. Il peso atomico di una specie Ö il rapporto tra massa dell atomo della specie considerata e 1/12 della massa del 12 C.

23

24 ELETTRONEGATIVITA L elettronegativitä (EN) di un elemento É una misura della tendenza relativa di un atomo ad attrarre elettroni a sü quando É legato chimicamente a un altro atomo. I non metalli che hanno una elevata elettronegativitä attraggono elettroni per formare anioni. I metalli con bassa elettronegativitä perdono elettroni formando cationi. La scala dell elettronegativitä É basata sulla scala di Pauling, che attribuã all idrogeno il valore arbitrario 2,1. Il Fluoro ha l elettronegativitä maggiore di tutti gli elementi (4,0 nella scala di Pauling)

25 Elettronegativit degli elementi

26 La relazione di A. L. Albred & E. G. Rochow (1958) consente di correlare di valori di elettronegativitä nella scala di Pauling (x p ) alla carica nucleare effettiva. In particolare, x p É stata messa in relazione con il rapporto Z eff /rå (questo rapporto ha il significato di una densitä di carica superficiale): x p = 0,359 (Z eff /rå) + 0,744 Cosã, ad es., per l atomo N si trova (Z eff = 3,55; r = 0,75 ç): x N = 0,359 [3,55/(0,75)å) + 0,744 = 3,0 valore coincidente con quello dato da Pauling.