PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI

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1 PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI 1) Energia di ionizzazione E ion Energia necessaria per sottrarre ad un atomo, allo stato di gas monoatomico, un elettrone A (g) d A + (g) + e - E ion processo endotermico Unità di misura: ev per un elettrone, Kcal/mol per una mole di elettroni (1eV=23.06 Kcal/mol). Energia di seconda ionizzazione E ion(ii) Necessaria per strappare gli elettroni successivi al primo A + 2+ (g) d A (g) + e - A 2+ (g) d A 3+ (g) + e - E ion (II) E ion (III) E ion aumenta da sinistra verso destra nel sistema periodico Valori più bassi: metalli alcalini, valori più alti: gas nobili Massimo relativo per i gruppi IIA e VA strutture più stabili (v.figura)

2 IIA [ ]ns 2 VA [ ]ns 2 np 3 om mo m m m (Situazioni energeticamente stabili e massimi relativi) Gli elettroni di valenza (=dello strato più esterno) sono legati meno strettamente richiedono un energia molto minore rispetto agli elettroni interni.

3 Affinità elettronica Energia liberata da un elemento, allo stato di gas monoatomico, che acquista un elettrone e si trasforma nel corrispondente anione. B (g) + + e - d B - (g) E AE proc.esotermico Si misura con difficoltà nota solo per alcuni elementi non metallici, più elettronegativi. (Unità di misura: la stessa di E ion ) Alcuni valori di E AE N=0.2 H=0.75 P=0.8 O=1.48 S=2.07 I=3.24 F=3.62 Cl=3.89 Br=3.54 Affinità elettronica (in massima parte dati calcolati)

4 Carica nucleare efficace Z eff La carica effettivamente esercitata dal nucleo su un elettrone dato. Z eff < Z a causa dell azione di schermo da parte degli altri elettroni. Z eff = Z-Σ i σ i Costante di schermo σ: l effettivo potere schermante di un elettrone rispetto alla carica del nucleo, perciò: Σ i σ i : somma delle costanti di schermo relative agli altri elettroni presenti intorno al nucleo. La costante di schermo σ dipende: dall elettrone su cui voglio determinare l azione del nucleo (esterno, interno) dal tipo di orbitale in cui si trova l elettrone. Z eff è la stessa per elementi nello stesso gruppo, mentre aumenta spostandosi verso destra nella tavola periodica.

5 CARICA NUCLEARE EFFICACE Z EFF La carica effettivamente esercitata dal nucleo su un elettrone dato. Z eff < Z a causa dell azione di schermo da parte degli altri elettroni. Z eff =Z-Σ i σ i Σ i σ i : somma delle costanti di schermo degli altri elettroni presenti intorno al nucleo. Z eff è uguale all interno di uno stesso gruppo, mentre aumenta spostandosi verso destra nella tavola periodica. CARATTERE METALLICO I metalli hanno bassi valori di E AE e bassi valori di E ion, al contrario dei non metalli. Nella tavola periodica il carattere metallico cresce verso sinistra e verso il basso.

6 Raggio atomico La metà della distanza minima fra due atomi, A nella molecola (es. biatomica, od in un B reticolo covalente (es C, Si), od in un reticolo metallico. Si misura per via sperimentale. Nella TP: Diminuisce andando verso dx poiché aumenta l attrazione del nucleo Aumenta andando verso il basso

7 Spostandosi lungo il gruppo: variazione quantitativa delle proprietà chimiche e fisiche: su questa base si può stimare T f, T eb di un elemento o composto. Spostandosi lungo il periodo: graduale variazione qualitativa: progressivo passaggio da comportamento metallico a non metallico. Ad es. gli ossidi passano gradualmente da basici ad acidi. Le proprietà chimiche e fisiche si ripetono con la stessa periodicità della struttura elettronica esterna. Da questa dipendono tipo e stabilità dei legami chimici, di conseguenza le proprietà stesse: il suo periodico ripetersi causerà quello delle proprietà chimiche e fisiche.

8 LEGAME IONICO Esempio: formazione di NaCl (composto ionico più tipico) 1. Na (g) d Na + + e - E ion = 5.1 ev (processo endotermico) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 d1s 2 2s 2 2p 6 ottetto stabile 2. Cl (g) + 1 e - d Cl - E AE =3.8 ev (processo esotermico) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 d1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ottetto stabile 3. Si forma un reticolo ordinato di ioni positivi e negativi (energeticamente favorito più della molecola).

9 Fasi del processo: 2Na (s) d2 Na (g) sublimazione E s 2Na (g) d2 Na + (g) + e - ionizzazione E ion Cl 2(g) d2 Cl (g) dissociazione E d Cl (g) + e - dcl - (g) ionizzazione E AE 2Na + (g) +2Cl - (g) reticolo cristallino E R 2Na (s) + Cl 2(g) d2nacl (s) ΔH Il processo è esotermico solo se l energia reticolare E R è sufficientemente alta

10 Legge di Hess (termodinamica) L energia in gioco in una trasformazione chimica è una funzione di stato, cioè non dipende dagli stati intermedi, ma solo da stato iniziale e stato finale. Energia reticolare E R Energia liberata quando gli ioni positivi e negativi, gassosi ed indipendenti fra di loro, si avvicinano e si pongono nelle posizioni caratteristiche del reticolo ionico. E R si può calcolare teoricamente dai contributi di attrazione (ioni di segno opposto) e repulsione (ioni dello stesso segno) dipende dal tipo di reticolo. Ioni polivalenti Ca (g) dca + (g) + e - Ca + (g)dca 2+ (g) + e - E ion (I)= 6.1 ev E ion (II)= 11.9 ev Gli ioni polivalenti si formano perché, benché sia difficile allontanare più di un elettrone, E R è molto maggiore ( bilancio energetico favorevole).

11 Numero di coordinazione (CN) Numero di ioni di segno opposto, equidistanti, che circondano alla minima distanza uno ione preso come riferimento. Il CN risulta dal rapporto fra le dimensioni degli ioni positivi e negativi. Composti di tipo MX TIPO CN STRUTTURA r+/r- CsCl 8 CUBICA >0.732 NaCl 6 OTTAEDRICA 0.732>r+/r->0.414 ZnS 4 TETRAEDRICA 0.414>r+/r->0.225

12 Generalmente i composti ionici si ottengono per reazione di elementi dei gruppi IA e IIA (bassa E ion ) con elementi dei gruppi VIA e VIIA (elevata E AE ). Caratteristiche dei composti ionici La molecola non esiste: si ha reticolo ionico tenuto assieme da forze elettrostatiche (coulombiane) molto intense. Valenza ionica: la carica dello ione nel reticolo. Formula empirica: si scrive in base al rapporto che soddisfa l elettroneutralità del reticolo. NaCl CaS CaCl 2 1:1 1:1 1:2 Massa formula: la somma delle masse degli atomi che costituiscono la formula. Carattere adirezionale del legame.

13 PROPRIETÀ DEI COMPOSTI IONICI Punto di fusione elevato: T f è tanto > quanto > è E R. Isolanti allo stato solido: la conducibilità avviene per mobilità di ioni od elettroni, e nessuna delle due è possibile allo stato solido. Conduttori allo stato fuso od in soluzione. (Per avere una soluzione occorre un solvente con elevata costante dielettrica. F= a 1.a 2 /ε.r 2 ). Durezza e fragilità: il composto ionico non è in grado di subire le deformazioni, quindi è duro, ma una piccola sollecitazione è sufficiente a provocare una frattura.

14 Ioni stabili con struttura non gas nobile Queste configurazioni stabili non corrispondono all ottetto s 2 p 6, ma comunque ad uno strato elettronico stabile, di bassa energia rispetto a quello sovrastante. Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 Cu 1+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 In [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 1 In 3+ [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 Sn [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2 Sn 2+ [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2