STRUTTURA DELL'ATOMO

STRUTTURA DELL'ATOMO IDROGENO 1 H ELIO He 1 2 4 Modello planetario di Rutherford -protoni e neutroni costituiscono il nucleo in cui è concentrata tutta la massa - gli elettroni ruotano attorno al nucleo

Modello planetario di Rutherford Il modello a planetario si basa sull equilibrio tra la forza di attrazione gravitazionale e la forza centrifuga. f grav f centr + - Nel caso di particelle cariche bisogna considerare che una carica elettrica che subisce una accelerazione perde energia. Quindi l elettrone muovendosi nell orbita perderebbe energia cinetica andando a collassare nel nucleo seguendo un percorso a spirale. ATOMO INSTABILE! Teoria atomica di BOHR

Radiazioni elettromagnetiche La maggior parte delle nostre conoscenze sulla struttura dell'atomo è dovuto a esperimenti di interazione tra luce e materia. Natura ondulatoria della luce Una radiazione elettromagnetica, di cui la luce è un caso particolare, può essere considerata (Maxwell 1865) come un campo elettromagnetico oscillante che si propaga nello spazio

Onde elettromagnetiche Un onda è caratterizzata dalla lunghezza d onda ( ) e dalla frequenza ( ) - la distanza tra due massimi o due minimi successivi - è il numero di lunghezze d onda che passano per un punto fisso in un secondo. v (velocità di propagazio ne) ( lunghezza d' onda) m / s m 1 s Hz

ONDE: la frequenza è inversamente proporzionale alla lunghezza d onda Nel vuoto la radiazione elettromagnetica si propaga con la velocità della luce c (3,00x10 8 m/s) e vale la relazione: c=

Spettro delle radiazioni elettromagnetiche

Mediante un prisma un fascio di luce solare viene scomposta nei colori del visibile ROSSO Luce bianca VIOLA

Effetto fotoelettrico Quando la superficie di un metallo è esposta ad una radiazione elettromagnetica si ha espulsione di un elettrone. Gli elettroni sono espulsi solo se la luce ha una frequenza maggiore di un certo valore di soglia (v 0 ) caratteristico del particolare metallo. E= h( - 0 ) Einstein introdusse il concetto di fotone La luce è composta da particelle (FOTONI) ognuno dei quali con una propria energia (QUANTO DI ENERGIA) E = h. = h. c/ h

Energia fornita dal fotone Energia cinetica dell e - emesso Energia necessaria per rimuovere un e - dal metallo Energia del fotone insufficiente Energia del fotone sufficiente Eccesso di energia = E cinetica del fotoelettrone

Dualismo onda-particella della luce Fotoni

La fisica classica tratta particelle ed onde come entità distinte Per rendere conto del DUALISMO onda particella occorre una nuova descrizione

Linee spettrali atomiche Alla fine dell 800 si era osservato che la luce emessa da gas riscaldati ad alta temperatura o attraverso i quali era fatta passare una scarica elettrica dà origine ad uno spettro a righe in cui sono presenti solo certe specifiche lunghezze d onda

Linee spettrali atomiche Esperimenti fatti analizzando un fascio di luce bianca dopo l attraversamento di un campione mostravano che solo alcune specifiche lunghezze d onda erano assorbite dal campione.

Modello atomico di Bohr: QUANTIZZAZIONE STATI STAZIONARI Nell atomo esistono solo alcuni stati possibili per i quali gli elettroni non perdono energia. Il raggio delle orbite degli elettroni attorno al nucleo è quantizzato r = n h/(2pmv) + - n = NUMERO QUANTICO PRINCIPALE PUO ASSUMENRE VALORI INTERI DA 1 A INFINTO

Modello atomico di Bohr Gli elementi eccitati emettono pacchetti specifici di energia (luce) quindi gli elettroni possono occupare solo orbite specifiche intorno al nucleo, ed ogni orbita ha energia e raggio quantizzati. R H E = - 2 n n 1, 2, 3,... in cui R H = 2,18 x 10-18 J è la costante di Rydberg e n è il numero quantico principale n = 5 = 4 = 3 = 2 = 1 E = hc/ Questa transizione non è possibile Spettro di emissione

Secondo il modello proposto da Bohr l emissione di specifiche lunghezze d onda può essere spiegato considerando che un elettrone in un atomo può cambiare energia solo saltando da un livello energetico ad un altro. Quando esso passa da un livello di energia dell'atomo più alto (E i iniziale) ad uno più basso (E f finale) si ha emissione di luce con una frequenza tale che il fotone emesso ha energia pari alla differenza fra i due livelli energetici. h E i Per la conservazione dell'energia si ha: h =E i - E f E f

Con la teoria di Bohr è possibile definire anche l'assorbimento di luce. Questo fenomeno consiste nell'assorbimento di un fotone da parte di un elettrone in un livello energetico più basso e ne provoca la transizione ad un livello energetico più alto. h E i E f h =E f E i Normalmente l'elettrone di un atomo di idrogeno esiste nel livello più basso n=1 detto anche livello o stato fondamentale. I livelli di energia superiore sono detti livelli eccitati.

Modello atomico di Bohr-Sommerfeld 1) Massa dell atomo concentrata nel nucleo (protoni e neutroni) 2) Elettroni che ruotano attorno al nucleo con orbite di energia e dimensione quantizzata 3) NUMERI QUANTICI principale n (1, 2, 3 ) angolare l (0, 1, n-1) magnetico m (-l < m < +l) magnetico di spin m s (+1/2, -1/2) Ogni set di numeri quantici n, l, m, m s definisce un orbita per l elettrone. Nello stato non eccitato (fondamentale) l elettrone percorre l orbita a minore energia, la più vicina al nucleo.

Limitazioni al modello di Bohr: non è ortodosso ; si parte dalla meccanica tradizionale (Newtoniana) e si arriva ad un modello fisico discontinuo introducendo assunzioni non dimostrate. il modello fornisce una spiegazione delle proprietà spettroscopiche dell atomo di idrogeno ma non è sufficientemente robusto per interpretare gli spettri energetici degli altri elementi polielettronici. MECCANICA ONDULATORIA

Ipotesi della dualità onda-corpuscolo di de Broglie (1924) Onda elettromagnetica La luce ha un duplice comportamento Fascio di particelle (fotoni) Relazione di Planck E= h Relazione di Einstein E= mc 2 Per un fotone mc 2 h h c h mc Per una particella di massa m e velocità v h mv

Ipotesi della dualità onda-corpuscolo di de Broglie (1924) a tutti gli oggetti in movimento è possibile associare una lunghezza d onda quanto più piccolo è l oggetto tanto maggiore è la lunghezza d onda associata (e quindi il suo comportamento ondulatorio sarà più evidente) per una particella macroscopica la lunghezza d'onda associata ha un valore così piccolo da non permettere di osservare alcuna proprietà ondulatoria h mv Per esempio una palla da tennis che ha massa pari a 0.145 Kg che si muove alla velocità di 30 m/s ha una lunghezza d'onda: -34 h 6.610 Js -34 1.510 m mv 0.145 kg 30 m / s Un elettrone che ha una massa di 9.11 10-31 Kg che si muove alla velocità di 10 6 m/s ha una lunghezza d'onda: -34 h 6.610 Js -10 7.310 m -31 6 mv 9.1110 kg 10 m / s

Principio di indeterminazione di Heisenberg Come conseguenza della natura ondulatoria delle particelle microscopiche esiste una limitazione sulla determinazione simultanea della posizione e della velocità di tali particelle. Non è quindi possibile conoscere con esattezza la traiettoria della particella. Non è possibile descrivere il comportamento dell elettrone attorno al nucleo secondo un modello classico perché il prodotto dell'incertezza sulla posizione e di quella sulla quantità di moto (massa x velocità) di una particella è maggiore o uguale alla costante di Planck divisa per 4p. x ( mv) h 4p Per si intende la variazione di errore nella determinazione mv è la quantità di moto

Per un elettrone nell atomo di idrogeno: Massa elettrone m=9.11 10-31 kg Velocità di un elettrone in un atomo di idrogeno v=5 10 6 m/s Incertezza sulla velocità 1% h x ( mv) 4p x h 4p ( mv) 4p (9.11x10 6.626 x10-31 kg )( -34 Js 0.01x5x10 6 ) 10-9 m Il diametro di un atomo di idrogeno è 10-10 m. L errore sulla posizione è 10 volte più grande!

Principio di indeterminazione di Heisenberg Fenomeni macroscopici: Per una particella macroscopica (m grande) le incertezze sono trascurabili. Nessuna conseguenza pratica Dimensioni atomiche: Per una particella microscopica (m piccola) le incertezze diventano significative. L'incertezza sulla posizione dell'elettrone è confrontabile con le dimensioni dell'atomo. Non e possibile definire la traiettoria di un elettrone intorno al nucleo. Si puo parlare della posizione dell elettrone solo in termini probabilistici: si trovera in una regione dello spazio con una certa probabilita.

Equazione di Schrödinger Meccanica quantistica o meccanica ondulatoria: permette di descrivere matematicamente le proprietà ondulatorie delle particelle microscopiche (elettrone). Invece di una traiettoria, Schrödinger associò all'elettrone un onda stazionaria detta funzione d'onda (x,y,z) tale che il suo quadrato (x,y,z) 2 dà la probabilità di trovare la particella nel punto dello spazio di coordinate (x,y,z). onda stazionaria onda non stazionaria

Orbitali atomici e numeri quantici In accordo con la meccanica quantistica ogni elettrone in un atomo è descritto da una funzione d'onda (x,y,z) che dà la probabilità di trovare l'elettrone nei vari punti nello spazio.

Orbitali atomici e numeri quantici Tra le infinite funzioni d onda che sono soluzioni dell equazione di Schrödinger solo alcune hanno significato fisico. Le soluzioni accettabili derivano dalla combinazione di tre costanti dette NUMERI QUANTICI. Queste funzioni d'onda di un elettrone sono chiamate ORBITALI ATOMICI. L orbitale atomico può essere descritto qualitativamente come la regione dello spazio attorno al nucleo dove è maggiore la probabilità di trovare l'elettrone.

Numeri quantici Numero quantico principale n: determina l'energia dell'elettrone e può assumere qualsiasi valore intero positivo. n= 1, 2, 3,. Numero quantico del momento angolare : Determina la forma di orbitali con lo stesso n. Per ogni dato n, può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n-1 = 0, 1, 2,, n-1 Numero quantico magnetico m Determina l'orientamento spaziale di orbitali con n e definiti. Per ogni dato m può assumere tutti i valori interi compresi tra - e +, cioè m= -,, -2, -1, 0, 1, 2,.., + L'elettrone è poi caratterizzato da un quarto numero quantico m s legato al moto di spin dell'elettrone (rotazione attorno all'asse) e può assumere i valori ms=+1/2 e ms=-1/2

Orbitali Gli orbitali vengono indicati scrivendo prima il numero principale n (1,2,3,...) Ai diversi valori di si associa per convenzione una lettera (s, p, d, f,...). Per esempio: Per n=1 si può avere =0 cioè l'orbitale 1s Per n=2 si può avere =0 cioè l'orbitale 2s =1 cioè l'orbitale 2p Per n=3 si può avere =0 cioè l'orbitale 3s =1 cioè l'orbitale 3p =2 cioè l'orbitale 3d Per n=4 si può avere =0 cioè l'orbitale 4s =1 cioè l'orbitale 4p =2 cioè l'orbitale 4d =3 cioè l'orbitale 4f

Orbitali Per ogni valore di, il numero quantico m può assumere tutti i valori interi compresi tra - e +. Quindi: =0 s m =0 1 orbitale s =1 p m =-1,0,+1 3 orbitali p =2 d m =-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali d =3 f m =-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 orbitali f

Orbitale atomico Descrive l onda stazionaria corrspondente all elettrone. 2 E correlabile alla probabilita di trovare l elettrone in qualche punto dello spazio = PROBABILITA PUNTUALE

Orbitale atomico La probabilità di trovare un elettrone entro una certa area, dv, è data dal valore di 2 dv. Al crescere della distanza dal nuleo, cresce dv ma diminuisce 2. Avrò quindi un massimo del prodotto 2 dv.

Forme degli orbitali n = 1 l = 0, m= 0 1s Orbitale sferico n = 2 l = 0 m= 0 2s m=1 2p x l = 1 m=0 2p y m=-1 2p z

Forme degli orbitali n = 3 l = 2 m= +2, +1, 0, -1, -2

Orbitali nei primi tre livelli

Per l'atomo di idrogeno l'energia degli orbitali dipende solo da n 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 1s 2p L unico elettrone si trova nell orbitale 1s nello stato fondamentale e in un orbitale superiore negli stati eccitati

Atomi polielettronici Per gli elementi con più di un elettrone l energia degli orbitali dipende anche dal numero quantico, ma non da m. Bisogna infatti considerara che esistono anche le interazioni repulsive tra gli elettroni, oltre alle forze di attazione nucleo-elettrone. Al crescere di n la dipendenza dell'energia da può essere così forte che orbitali di uno strato superiore possono essere più bassi di quelli dello strato inferiore con elevato:

Ordine di riempimento per un atomo polielettronico 5p 4d 5s 4s 4p 3p 3d 3s 2p 2s 1s

Configurazioni elettroniche di atomi polielettronici Si può immaginare di costruire la struttura elettronica di un atomo collocando tutti gli elettroni uno dopo l altro partendo dall orbitale libero con l energia più bassa: AUFBAU 1) PAULI: due elettroni di un dato atomo non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali. Quindi un orbitale definito da una terna n, l ed m può ospitare solo su elettroni che differiscono per il numero m s -1/2 e-1/2. n=1 l=0 m=0 orbitale 1s può contenere solo 2 elettroni ms=+1/2 e ms= -1/2 2) HUND: gli orbitali con un dato valore di l devono essere occupati ciascuno con un elettrone con spin +1/2 e successivamente completati con il secondo elettrone di spin opposto.

Configurazione elettronica 1s 2 numero di elettroni nell orbitale orbitale Strato (indicato dal numero quantico n)

L'ordine delle energie dei sottostrati è dunque: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p In realtà questo è un particolare ordine di riempimento e quando due sottostrati sono vicini l'ordine delle loro energie può essere invertito. H Z=1 1s 1 He Z=2 1s 2 Li Z=3 1s 2 2s 1 1s 1s 1s 2s 2p

Per il carbonio e gli atomi successivi del secondo periodo si ha quindi: C Z=6 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p N Z=7 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2s 2p O Z=8 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p F Z=9 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2s 2p Ne Z=10 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p

ESEMPI: 1) Scrivere la configurazione elettronica dei seguenti elementi: 2) Magnesio Mg (Z=12) 3) Calcio Ca (Z=20) 4) Titanio Ti (Z=22) 5)

Configurazioni elettroniche e tavola periodica L'elio He ed il neon Ne hanno gli strati n=1 e n=2 completi cosa che conferisce a queste configurazioni una particolare stabilità e rende gli elementi non reattivi He Z=2 1s 2 Ne Z=10 1s 2 2s 2 2p 6 Per semplicità nella configurazione di un atomo si scrive [He] per indicare lo strato n=1 mentre si sta riempiendo lo strato n=2 o [Ne] per indicare gli strati n=1 e n=2 mentre si sta riempiendo lo strato n=3. Ad esempio: O 1s 2 2s 2 2p 4 oppure [He] 2s 2 2p 4

Configurazione elettronica esterna Gli elettroni che occupano il livello energetico, o strato, piu esterno definiscono la configurazione elettronica esterna di ciascun elemento Es. Li [He] 2s 1

n=3 Na Z=11 [Ne] 3s 1 oppure 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Mg Z=12 [Ne] 3s 2 Al Z=13 [Ne] 3s 2 3p 1 Ar Z=18 [Ne] 3s 2 3p 6 Anche se non si è completato lo strato n=3 il sottostrato rimanente, il 3d, è molto più in alto in energia del 3p, persino più del 4s. Pertanto la configurazione con il sottostrato 3p riempito è particolarmente stabile e l'argo è un elemento non reattivo.

Successivamente inizia il riempimento dell'orbitale 4s con K Z=19 [Ar] 4s 1 ovvero 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Ca Z=20 [Ar]4s 2 A questo punto inizia a riempirsi il sottostrato 3d con i metalli di transizione, 10 elementi perchè sono gli elettroni che possono occupare i cinque orbitali del sottostrato 3d. 5s 5p 4p 4d 3d 4s 3p 3s 2p 2s

Gli elettroni appartenenti ai gusci più interni (elettroni di core). Si trovano nei gusci più interni e sono in media più vicini al nucleo: hanno energie più basse Gli elettroni di valenza sono quelli che occupano lo strato più esterno, quello che viene dopo la configurazione del gas nobile che lo precede. Quindi elementi successivi ai gas nobili in un gruppo qualsiasi della tavola periodica sono costituiti da un core o nocciolo a gas nobile più una configurazione analoga per i restanti elettroni di valenza. Cl Z=17 [Ne] 3s 2 3p 5 Core Valenza Le proprietà e il comportamento chimico di un atomo dipendono proprio dalla configurazione elettronica di valenza.

Tavola periodica Periodo = riga: contiene gli elementi con numero atomico (e quindi numero di elettroni crescente) da sinistra verso destra, fino a riempimento di uno strato caratterizzato da un certo numero quantico principale n Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma n crescente dall alto verso il basso

Gli elementi del gruppo più a destra corrispondono al riempimento completo di un sottostrato p (eccetto l He), che è molto più basso in energia del sottostrato successivo, e quindi ad una configurazione molto stabile. Tali elementi He elio 1s 2 Ne neon 1s 2 2s 2 2p 6 Ar argon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Kr kripton 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 sono quindi non reattivi e noti come gas nobili e costituiscono il gruppo VIII A della tavola periodica

Elementi dello stesso gruppo (colonna) della tavola periodica hanno configurazioni elettroniche di valenza analoghe. Ad esempio gli elementi del gruppo IA hanno configurazioni: H idrogeno 1s 1 (eccezione) Li litio [He] 2s 1 Na sodio [Ne] 3s 1 K potassio [Ar] 4s 1 hanno tutti un solo elettrone di valenza ed una configurazione ns 1 Gli elementi del primo gruppo sono noti come METALLI ALCALINI (eccetto H) ed hanno proprietà chimiche molto simili; ad esempio formano facilmente ioni Li +, Na +, K +

Consideriamo gli elementi del gruppo IIA: Be berillio [He] 2s 2 Mg magnesio [Ne] 3s 2 Ca calcio [Ar] 4s 2 Sr stronzio [Kr] 5s 2 Essi sono noti come METALLI ALCALINO-TERROSI. Hanno tutti una configurazione degli elettroni di valenza ns 2 e proprietà chimiche simili. La somiglianza tra le configurazioni degli elettroni di valenza spiegano la somiglianza tra le proprietà chimiche all'interno dei gruppi. In molti casi è sufficiente solo conoscere la configurazione di valenza che si può ricavare dal numero del gruppo.

Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Sc [Ar]3d 1 4s 2 Fe [Ar]3d 6 4s 2 Ti [Ar]3d 2 4s 2 Co [Ar]3d 7 4s 2 V [Ar]3d 3 4s 2 Ni [Ar]3d 8 4s 2 Cr [Ar]3d 5 4s 1 Cu [Ar]3d 10 4s 1 Mn [Ar]3d 5 4s 2 Zn [Ar]3d 10 4s 2 quando è possibile una configurazione con il riempimento a metà o totale degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

Numero atomico Massa atomica Prima ionizzazione (ev) 8 15,9994 13,61 0,66 Ossigeno O [He] 2s 2 2p 4 3,5-2 Elettronegatività Numeri di ossidazione Raggio atomico (Å)

Proprietà fisiche e chimiche Raggio atomico Energia di ionizzazione Affinità elettronica Numeri di ossidazione Struttura cristallina

I raggi atomici seguono il seguente andamento: Raggio atomico - diminuiscono da sinistra a destra lungo un periodo - aumentano scendendo lungo il gruppo

Lungo il gruppo n cresce e maggiore è il numero quantico n più grande è l'orbitale Lungo il periodo (a parità di n) cresce Z e quindi la carica del nucleo. Il maggior numero di protoni nel nucleo esercita sugli elettroni esterni una maggiore attrazione e quindi il raggio decresce.

Energia di ionizzazione L'energia (o potenziale) di prima ionizzazione è l'energia minima necessaria per rimuovere l'elettrone più esterno di un atomo neutro allo stato gassoso. A(g) A + (g) + e - (g) E.I. Ad esempio per l'atomo di litio: Li (1s 2 2s 1 ) Li + (1s 2 ) + e - E.I.= 519 kj/mol Le energie di ionizzazione sono in genere riferite ad una mole di atomi e riportate in kj/mol.

Periodicità dell energia di ionizzazione Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo. Lungo il periodo cresce Z e quindi la carica nucleare, il raggio atomico decresce e quindi è richiesta più energia per allontanare un elettrone più attratto dal nucleo. Lungo il gruppo principale (I-VIIIA) le energie di ionizzazione diminuiscono andando verso il basso: ciò perchè scendendo lungo il gruppo le dimensioni atomiche aumentano e l elettrone più esterno è più facile da rimuovere.

E possibile rimuovere da un atomo più di un elettrone. Le energie richieste sono note come energie di prima ionizzazione, seconda ionizzazione, terza ionizzazione, ecc.. M M + + e - M + M 2+ + e - M 2+ M 3+ + e - prima ionizzazione seconda ionizzazione terza ionizzazione Le energie di ionizzazione aumentano progressivamente. Si ha inoltre un brusco aumento in corrispondenza della rimozione del primo elettrone di core

Affinità elettronica L affinità elettronica è la variazione di energia per il processo di addizione di un elettrone ad un atomo neutro allo stato gassoso per dare uno ione negativo. A(g) + e - A - (g) A.E. (kj/mol) Se lo ione negativo è stabile la variazione di energia ha un valore negativo, mentre valori positivi indicano uno ione instabile La variazione periodica dell affinità elettronica è meno regolare rispetto a quella dell energia di ionizzazione Valori grandi negativi sono osservati per gli elementi del gruppo VIIA ai quali manca un solo elettrone per raggiungere una configurazione stabile di gas nobile: F (1s 2 2s 2 2p 5 ) + e - F - (1s 2 2s 2 2p 6 ) A.E.=-328 kj/mol

In generale, con varie eccezioni, per EI ed AE si ha:

Non metalli Semimetalli Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te S b Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc M o Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se A s Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe M n Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al M g Na Ne F O N C B Be Li He H Yb T m Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm P m Nd Pr Ce La No M d F m Es Cf Bk C m A m Pu Np U Pa Th Ac Metalli Non metalli Semimetalli Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te S b Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc M o Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se A s Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe M n Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al M g Na Ne F O N C B Be Li He H Yb T m Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm P m Nd Pr Ce La Yb T m Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm P m Nd Pr Ce La No M d F m Es Cf Bk C m A m Pu Np U Pa Th Ac No M d F m Es Cf Bk C m A m Pu Np U Pa Th Ac Metalli La maggior parte degli elementi è costituita da metalli: Sostanze solide con buone conducibilità termica ed elettrica, malleabilità e duttilità

Element structures

I metalli formano cationi, per quelli non di transizione la carica del catione è uguale al numero del gruppo. Na([Ne]3s 1 ) Na + ([Ne]) Mg([Ne]3s 2 ) Mg 2+ ([Ne]) Gli elementi più pesanti dei gruppi IIIA-VA tendono a conservare gli elettroni ns 2 Sn ([Kr]4d 10 5s 2 5p 2 ) Sn 2+ ([Kr]4d 10 5s 2 ) I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8

Raggi ionici Un catione è più piccolo del corrispettivo atomo neutro perchè ha perso gli elettroni di valenza o parte di essi. R catione < R atomo Al contrario un anione è più grande del corrispettivo atomo neutro perchè ha acquistato degli elettroni. R anione > R atomo

Variazioni delle proprietà periodiche e del carattere metallico nella tavola periodica.