Tavola periodica e proprietà
periodiche
1789
Lavoisier pubblica una
lista di 33 elementi
chimici raggruppati in 4
classi (gas, metalli, nonmetalli e elementi
terrosi).
1829 Döbereine identifica diversi gruppi di tre elementi presentanti
caratteristiche comuni: legge delle triadi.
1866 Newlands si rende conto che, ordinando gli elementi in base alla massa
atomica (dal più leggero al più pesante), cambiano man mano le proprietà
chimico-fisiche, ma sembrano ripetersi ogni 8: legge delle ottave.
1869 Mendeleev, sviluppando l’idea di Newlands, pubblica una lista in cui gli
elementi aventi proprietà simili sono sistemati in colonne. Ne risulta, così, una
sorta di tabella (tavola) in cui 7 colonne rappresentano gruppi di elementi con
caratteristiche simili, mentre ogni riga contiene elementi con proprietà via via
differenti. In questo modo ci si rende conto che le proprietà tendono a ripetersi
riga dopo riga periodicamente. La tavola venne perciò fu definite: tavola
periodica.
Lo stesso Mendeleev si accorge che, per raggruppare gli elementi secondo
caratteristiche simili, non sempre può essere rispettato l’ordine di massa atomica.
Così, ad esempio, pone l’arsenico As nel gruppo di azoto N e fosforo P, lasciando
vuoti due posti, prevedendo l’esistenza di due elementi, all’epoca sconosciuti)
Tali elementi furono scoperti alla fine
dell’800: il gallio e il germanio
Altro esempio è l’ordine del tellurio
Te e dello Iodio I invertito rispetto
alla massa, sempre per rispettare le
caratteristiche.
1890 I gas nobili furono inseriti come ottavo gruppo (ultimo a destra)
1905 Werner estende la tavola periodica inserendo nuovi elementi: metalli di
transizione, lantanidi e attinidi.
1915 Moseley (raggi x numero z) scopre la corrispondenza tra l’ordine
degli elementi della tavola periodica e il numero atomico z (ciè il numero dei
protoni)
1930 Con le nuove teorie della meccanica quantistica e i conseguenti studi
sulla configurazione elettronica, si scopre che le caratteristiche degli elementi
dipendono dal livello più esterno (gli elementi dello stesso gruppo presentano
uguale numero di elettroni sull’ultimo livello)
Tavola periodica attuale
Nella tavola periodica moderna, a partire dall’alto, gli elementi sono posti
progressivamente in ciascun periodo (riga) da sinistra a destra secondo la
sequenza dei loro numeri atomici z, iniziando una nuova riga dopo un gas
nobile.
Ogni colonna contiene un gruppo di elementi aventi la stessa
configurazione elettronica esterna il che significa che hanno anche
pressochè le stesse caratteristiche chimico-fisiche.
Le colonne sono anche organizzate in blocchi.
In ciascun blocco
sono riuniti gli
elementi in base
all’orbitale più
energetico esterno
in cui ci sono
elettroni.
Proprieta’ periodiche
Le proprietà chimico-fisiche degli elementi dipendono
dalla loro configurazione elettronica.
Esse variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo
e gruppo della tavola periodica, perciò sono chiamate
proprietà periodiche degli elementi.
Grazie alle nuove scoperte dei primi decenni del ‘900, si studiarono
particolari proprietà degli atomi che si rivelarono fondamentali per la
comprensione del comportamento e delle caratteristiche delle varie
sostanze elementari.
Una, tra queste nuove proprietà indagate, è la
Energia di prima ionizzazione
Energia minima necessaria per estrarre un elettrone ad un
atomo neutro isolato gassoso (trasformandolo in ione positivo)
A + E.I.
A+ + e-
Andamento dell'energia di prima ionizzazione in
funzione del numero atomico.
Energia di prima ionizzazione – andamento nella tavola
• E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere
spontaneamente un elettrone, quindi bisogna fornirgli energia.
• L’E.I. aumenta lungo un periodo in quanto, aumentando il
numero di p+ nel nucleo e di e- intorno ad esso, aumenta
proporzionalmente la forza di attrazione coulombiana.
• L’E.I. diminuisce scendendo lungo un gruppo perchè l’e- più
esterno è sempre più lontano, quindi ha meno forza coulumbiana
ed inoltre è più schermato rispetto ai protoni del nucleo da parte
dei livelli più interni.
E.I.
Esistono configurazioni elettroniche esterne più
stabili di altre.
1s2
2s2 2p6
n s1  (n-1) s2 (n-1) p6
3s2 3p6
4s2 4p6
2s1 3s1
5s2 5p6
4s1
5s1
6s1
Affinita' elettronica
Energia scambiata (assorbita o ceduta) quando
un elemento acquista un elettrone (ovvero si
trasforma iun ione negativo)
X+
e
X
+ energia
oppure
X + energia +
e-
X
Affinità elettronica
Dimensioni atomiche
• Le dimensioni di un atomo sono determinate
dalla distribuzione degli elettroni intorno al
nucleo.
• Non è possibile determinare sperimentalmente
le dimensioni di un atomo isolato.
Raggi atomici
J.C. Slater ha calcolato il raggio atomico di moltissimi
elementi basandosi sulle distanze tra atomi nelle sostanze
elementari e nei composti allo stato solido. I raggi atomici
sono stati definiti in modo tale che la somma dei raggi sia
pari alla distanza fra i nuclei. Naturalmente il raggio
atomico variera' a seconda di come l'atomo in esame
interagisce con i suoi compagni, ma la deviazione dal
valore medio del raggio atomico e' entro 12 picometri.
Raggi atomici
• Le dimensioni atomiche diminuiscono lungo
ciascun periodo, nel senso in cui aumentano
le interazioni nucleo-elettroni.
• Le
dimensioni
atomiche
aumentano
scendendo lungo un gruppo, nel senso in cui
le interazioni nucleo-elettroni diminuiscono.
Raggio atomico
Atomi neutri e ioni
• Quando un atomo perde e- trasformandosi in un
catione, si ha diminuzione delle dimensioni,
soprattutto quando questo corrisponde alla
scomparsa dello strato più esterno.
• Quando l’atomo acquista e- per dare un anione, le
dimensioni aumentano. (Es. alogeni che danno ioni
mononegativi raggiungendo la configurazione
elettronica del gas nobile successivo).
Elettronegatività
E’ un parametro non misurabile con strumenti, ma calcolabile in
vari modi ed indica la tendenza di un atomo di attrarre gli
elettroni di legame in uno specifico legame chimico. Tra i vari
modi, citiamo quello di Pauling (più utilizzato), basato su
misurazioni di energie coinvolte nei vari legami e quello (meno
utilizzato, ma più semplice) di Mulliken, che si ottiene
semplicemente come semisomma delle energia di ionizzazione e
dell’affinità elettronica
Conoscere le elettronegatività degli atomi mi serve per conoscere e
comprendere diverse proprietà delle sostanze, ad esempio, la
polarità e la percentuale di ionizzazione di un determinato
composto, la sua solubilità in determinati solventi, la sua reattività,
la possibilità di un determinato atomo di combinarsi con
determinati altri ecc.
Elettronegatività
Blocchi
Blocco s
Gli elementi del blocco s sono gli elementi appartenenti ai
gruppi IA (metalli alcalini) e gli elementi appartenenti al
gruppo IIA (metalli alcalino-terrosi) più idrogeno ed elio.
In tale blocco, il numero del gruppo indica il numero
di elettroni di valenza degli elementi appartenenti al gruppo
stesso.
Gli elementi del gruppo IA hanno configurazione elettronica
esterna s1 (e quindi hanno un solo elettrone di valenza)
mentre gli elementi del gruppo IIA hanno configurazione
elettronica esterna
valenza).
s
2
(e quindi hanno due elettroni di
Gli elementi del gruppo IA avendo spiccate proprietà metalliche,
tendono a perdere l'elettrone di valenza raggiungendo in questo
modo la configurazione ad ottetto completo tipica dei gas nobili.
Gli elementi del gruppo IIA, invece, per raggiungere la
configurazione elettronica dei gas nobili, devono perdere due
elettroni.
A parte l'idrogeno, che viene posto in corrispondenza del gruppo I
solo perchè ha un elettrone di valenza, i restanti elementi del
blocco s sono metalli teneri, bassofondenti e forti riducenti.
Danno composti a carattere ionico con cationi M+ (per gli elementi
del gruppo IA) o con cationi M2+ (per gli elementi del gruppo IIA).
I metalli del blocco s:
•Reagendo con l'ossigeno formano ossidi;
•Reagendo con l'idrogeno formano idruri;
•Reagendo con gli alogeni formano sali binari.
Blocco p
Gli elementi del blocco p sono gli elementi
appartenenti ai gruppi IIIA (metalli terrosi), IVA
(calcogeni), VA, VIA, VIIA (alogeni); VIIIA (gas
nobili).
Sono collocati nella parte destra della tavola
periodica e in essi si stanno riempendo gli orbitali di
tipo p.
In tale blocco, così come avviene per gli elementi
del blocco s, il numero del gruppo indica il
numero di elettroni di valenza degli elementi
appartenenti al gruppo stesso.
Così, ad esempio, gli elementi del gruppo IIIA
hanno configurazione elettronica esterna s2p1 e
quindi hanno 3 elettroni di valenza.
Gli elementi del gruppo VIIIA hanno
configurazione elettronica esterna s2p6 e
quindi hanno 8 elettroni di valenza.
Gli elementi del blocco p sono chiamati anche metalli di posttransizione, gli elementi del blocco p possono avere caratteristiche
metalliche, anfotere o non metalliche.
Man mano che ci si sposta verso destra lungo ciascun periodo, e
quindi man mano che si completa il riempimento degli orbitali p, essi
inizialmente hanno proprietà metalliche per poi assumere proprietà
anfotere, ed infine proprietà non metalliche.
Ciascun periodo del blocco p si conclude sempre con un gas nobile.
Ovviamente anche il carattere da riducente passa a ossidante
In base al carattere, con l’idrogeno formano idruri metallici, idruri
covalenti e idracidi.
Con l’ossigeno, sempre in base al loro carattere, formano ossidi basici,
ossidi neutri oppure anidridi (ossidi acidi).
Quelli del VII gruppo (F, Cl, I, Br) e lo zolfo (S) del VI gruppo con i
metalli formano i Sali binari
Blocco d
Gli elementi del blocco d, chiamati anche elementi di transizione, occupano
la zona centrale della tavola periodica e in essi è previsto il riempimento degli
orbitali di tipo d.
Essi presentano tutti caratteristiche metalliche: sono duri, buoni conduttori di
elettricità e di calore, hanno elevati punti di fusione e di ebollizione.
Formano facilmente composti di coordinazione a causa della presenza di
orbitali di tipo d parzialmente riempiti. Alcuni di essi
vengono impiegati come catalizzatori.
Blocco f
Nella zona in basso della tavola periodica sono presenti gli elementi
del blocco f:
si tratta di 28 elementi nei quali si stanno collocando 14 elettroni nei
7 orbitali di tipo f.
Gli elementi del blocco f sono costituiti in particolare dai lantanidi, nei
quali si stanno riempendo gli orbitali di tipo 4f e gli attinidi nei quali si
stanno riempendogli orbitali di tipo 5f.
Essi sono chiamati anche elementi di transizione interna.
Presentano proprietà chimiche tanto simili tra loro che è assai
difficoltoso separarli tramite metodi chimici.