L’armonia della materia
La tavola periodica di Mendeleev
• Nel XIX ° sec. erano conosciuti all’incirca una sessantina di
elementi.
• I chimici constatavano che alcuni elementi mostravano
caratteristiche simili.
• Questi elementi sembravano formare delle “famiglie”
relativamente omogenee.
– Es. la famiglia degli Alogeni (Fluoro, Cloro, Bromo e Iodio) o
quella dei metalli alcalini (Litio, Sodio et Potassio).
• I ricercatori dell'epoca sentirono la necessità di ordinare in
qualche modo gli ELEMENTI in maniera da poterne
prevedere le caratteristiche chimico-fisiche.
• Un importante passo avanti in questo senso fu fatto quando
si cominciò a mettere in relazione il peso atomico degli
elementi con le proprietà chimiche e fisiche che essi
manifestavano.
Prof. Paolo Abis
La legge dell’ottava
• Nel 1864 lo scienziato J.A.R. Newlands
notò che disponendo gli elementi in
fila
secondo
il
peso
atomico
crescente, le proprietà chimico-fisiche
tendevano a ripetersi ogni sette
elementi, ovverosia l'ottavo elemento
presentava caratteristiche simili al
primo.
• In conformità a questa periodicità
Newlands formulò una legge detta
dell'ottava. Questa classificazione
tuttavia
presentava
molte
incongruenze e venne messa in
ridicolo dai suoi contemporanei.
Prof. Paolo Abis
La tavola periodica di Mendeleev
• L'intuizione
risolutiva
nella
catalogazione degli elementi venne
da D. Mendeleev e da L. Meyer, che
s'occuparono rispettivamente delle
proprietà chimiche il primo e delle
proprietà fisiche il secondo.
• Entrambi arrivarono quasi
congiuntamente ad elaborare,
intorno al 1870, una legge sul
carattere periodico degli elementi,
che successivamente venne
tabulata nel cosiddetto Sistema
Periodico degli Elementi.
Prof. Paolo Abis
Dmitrij Ivanovich
Mendeleev in un ritratto di
Ilya Repin.
La tavola periodica di Mendeleev
Mendeleev si
rese conto
che, per
rispettare la
legge della
periodicità,
restavano da
scoprire
ancora alcuni
elementi.
Lasciò,pertanto degli spazi vuoti per l’inserimento
degli elementi ancora da scoprire.
Prof. Paolo Abis
La tavola periodica di Mendeleev
• Mendeleev era tanto sicuro della validità della tabella,
che predisse le caratteristiche chimiche e fisiche
degli elementi mancanti.
• Quando questi vennero scoperti le predizioni di
Mendeleev risultarono confermate.
• La tabella di Mendeleev venne chiamata “tavola
periodica” ad indicare la ciclicità delle caratteristiche
degli elementi, cioè il ripetersi delle stesse proprietà
con uno stesso intervallo.
• La tavola di M. era basata sui pesi atomici degli
elementi
Prof. Paolo Abis
Attualmente si utilizza una tavola periodica basata sui numeri
Atomici (Z n. dei protoni) e non sul peso atomico.
Prof. Paolo Abis
Altre configurazioni
periodiche degli elementi
Prof. Paolo Abis
Il riempimento degli orbitali atomici è
alla base della definizione di periodicità
Prof. Paolo Abis
Raggruppando gli orbitali per categoria
ed invertendo l’ordine di riempimento
dei livelli energetici si può ottenere la
successiva tabella
Prof. Paolo Abis
Leggendo gli orbitali riga per riga si
ha l’ordine di riempimento da parte
degli elettroni
Prof. Paolo Abis
Per ogni orbitale
possiamo avere due
elementi chimici, a
seconda che vi siano
inseriti 1 o 2 elettroni
Gli orbitali f sono stati spostati in fondo alla figura.
La loro posizione originaria è indicata dagli asterischi
Prof. Paolo Abis
Blocco s
Blocco p
Blocco d
Blocco f
Correttamente raddoppiamo i quadratini. Se inseriamo
all’interno i numeri degli elementi chimici e i loro simboli
otteniamo la tavola periodica seguente:
Prof. Paolo Abis
La Tavola Periodica
Prof. Paolo Abis
La Tavola Periodica
• Nella tavola periodica moderna, gli elementi
sono ordinati secondo il n. atomico crescente.
• E’ organizzata in conformità alla legge della
periodicità : le proprietà chimiche e fisiche
variano in funzione del numero atomico
secondo intervalli regolari.
Prof. Paolo Abis
Tavola periodica
Le proprietà atomiche degli
elementi dipendono dalla loro
configurazione elettronica.
Prof. Paolo Abis
Lantanidi
Attinidi
Si noti che elementi 113, 115, e 117 non sono conosciuti, ma sono inclusi
nella tabella per mostrare le loro posizioni previste. Ci sono rapporti non
confermati per l'osservazione degli elementi 114 (ununquadium), 116
(ununhexium), e 118 (ununoctium) e così sono stati inclusi anche questi
elementi.
Prof. Paolo Abis
Tavola periodica
Numero atomico --> Z
SONO NOTI 109 ELEMENTI :
• 87 sono metalli
• 26 radioattivi
Nome dell’elemento
Simbolo chimico
• 16 sono artificiali (tutti
radioattivi)
• 2 si trovano allo stato liquido
Massa atomica
Prof. Paolo Abis
Gli elementi sono raggruppati in Gruppi e
Periodi
In corrispondenza dei 7 valori del numero quantico principale,
troviamo 7 righe orizzontali, chiamate periodi
1
periodi
2
3
4
5
Gas Nobili
6
7
Lungo il periodo le proprietà chimiche e
fisiche variano gradualmente. Ciò dipende
dal fatto che la configurazione elettronica si
completa gradualmente fino ad arrivare ai
gas nobili che hanno il guscio esterno
completo.
Prof. Paolo Abis
Un gruppo di elementi è costituito da quelli che compaiono in
una stessa colonna della tavola periodica.
Gruppi
1
2
3
4
5
6 7
Gli elementi di uno
stesso gruppo sono
caratterizzati da una
medesima
configurazione
elettronica esterna.
Questo comporta
notevoli analogie nel
comportamento
chimico.
Prof. Paolo Abis
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I gruppi vengono distinti in due categorie: A e B
Gruppi A
I Gruppi A
comprendono gli
elementi
rappresentativi o tipici
Con
configurazione
I Gruppi
B
comprendono i metalli
sep
di transizione
caratterizzati dal
riempimento degli
orbitali d
IA
II A
III A
IV A V A VI A VII A VIIIA
Gruppi B
p
III B
s
IV B V B VI B VII B
d
Prof. Paolo Abis
VIII B
IB
II B
Il tipo di orbitale più esterno, occupato da uno o più elettroni,
condiziona le proprietà chimiche dell’elemento e la sua
posizione nella tabella
Prof. Paolo Abis
Configurazione elettronica esterna
• Gli elettroni presenti nel guscio più esterno dell’atomo
costituiscono la configurazione elettronica esterna.
VII Gruppo
1s2
2s2
Gli elementi dello stesso
gruppo hanno la stessa
configurazione esterna
2p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 d10 4s2 4p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 d10 4s2 4p6 d10 5s2 5p5
Prof. Paolo Abis
Configurazione elettronica esterna
• Gli elettroni presenti nel guscio più esterno dell’atomo
costituiscono la configurazione elettronica esterna.
VII Gruppo
Gli elementi dello stesso
gruppo hanno proprietà
chimiche e fisiche simili
Le proprietà chimiche non dipendono
dal n. totale di elettroni, ma dalla
configurazione esterna
Prof. Paolo Abis
Configurazione elettronica esterna
• Un caso particolare: i gas nobili
VIII Gruppo
Si trovano allo stato aeriforme
Sono molto stabili
Hanno scarsissima reattività chimica
Si trovano allo stato monoatomico
• I loro atomi sono tanto stabili perché si
trovano nello stato di minima energia
che corrisponde alla configurazione
esterna completa :
Ottetto
S2P6
Prof. Paolo Abis
La regola dell’ottetto
Visto che gli elementi dell’ottavo gruppo hanno una bassa energia grazie alla
presenza dell’ottetto, possiamo prevedere che anche gli altri atomi, per
abbassare la loro energia, tendano ad acquisire la stessa configurazione
elettronica.
Nelle reazioni chimiche
ogni elemento tende a raggiungere
la configurazione elettronica
dell’ottetto
S2P6
Che è una configurazione stabile a
bassa energia.
Prof. Paolo Abis
Le proprietà periodiche
Alcune proprietà degli elementi mostrano variazioni
graduali procedendo attraverso un periodo o un gruppo
Conoscere queste tendenze permette di
comprendere le proprietà chimiche
Le tendenze che prenderemo in considerazione
per gli elementi rappresentativi sono:
dimensioni atomiche
energia di prima ionizzazione
affinità elettronica
raggio ionico
elettronegatività
Prof. Paolo Abis
Le proprietà periodiche
dimensioni atomiche
energia di prima ionizzazione
affinità elettronica
raggio ionico
elettronegatività
Prof. Paolo Abis
Dimensioni atomiche
Il volume atomico di un atomo è una misura dello spazio
occupato dal nucleo e dagli elettroni dell’atomo.
• Ricordando che le dimensioni degli orbitali
aumentano
all’aumentare
del
numero
quantico principale
n
• Possiamo affermare che il volume atomico
aumenta negli elementi dello stesso gruppo
dall’alto verso il basso:
Prof. Paolo Abis
Volume e Raggio atomico
Cosa succede, invece, se ci spostiamo da sinistra verso
destra in un periodo ?
 Aumentando gli elettroni aumenta il volume dell’atomo ?
 Aumenta il numero di protoni che attirano sul nucleo, con la
√
propria carica positiva, gli elettroni che si trovano negli orbitali
esterni, di conseguenza il volume dell’atomo si contrae ?
Il volume atomico
diminuisce perché
aumenta il numero delle
cariche positive e quindi
gli elettroni sono attirati
verso il nucleo con una
forza maggiore
Litio Z=3
Berillio Z=4
Prof. Paolo Abis
Volume e Raggio atomico
Li
Be
+3
1s
2s
+4
1s
aumentando N° elettroni
aumenta numero di protoni sul nucleo
maggiore forza di attrazione su elettroni da parte del nucleo
elettroni si avvicinano al nucleo e orbitali si contraggono
Prof. Paolo Abis
2s
Volume e Raggio atomico
AUMENTA
Volume atomico e raggio atomico aumentano scendendo nel
gruppo e diminuiscono andando verso destra nel periodo
DIMINUISCE
Prof. Paolo Abis
Le proprietà periodiche
dimensioni atomiche
energia di prima ionizzazione
affinità elettronica
raggio ionico
elettronegatività
Prof. Paolo Abis
Ioni : Cationi e Anioni
Tutti gli atomi, per raggiungere la configurazione stabile
dell’ottetto, tendono a perdere o acquistare uno o più elettroni
• Ogni atomo è elettricamente neutro.
• Se un atomo cede o acquista uno o più elettroni la carica
del nucleo non è più neutralizzata.
• L’atomo si è trasformato in un specie chimica diversa,
detta Ione, con una o più cariche elettriche positive o
negative
Cationi 
Anioni

carica positiva  atomi che hanno ceduto uno
o più elettroni
Na
carica negativa  atomi che hanno
acquistato uno o più elettroni
Cl
Prof. Paolo Abis
+
-
Carica ionica
 Si può prevedere la carica degli ioni di un elemento
in base alla sua posizione nella tavola periodica.
Prof. Paolo Abis
Energia di ionizzazione
Energia necessaria a strappare l’elettrone più
debolmente legato all’atomo isolato (allo stato gassoso)
e portarlo a distanza infinita dal nucleo
A + Energia ---------> A+ + ese l’atomo è allo stato neutro
energia di prima ionizzazione I1
energia di ionizzazione è sempre > 0 (l’energia deve essere fornita all’atomo)
energia di seconda ionizzazione I2
se ione con carica +1
IONE+ (g)
IONE2+ (g) + e-
I2
esistono energie di ionizzazione sucessive I3 , I4 ,…., In
I1 < I2 < I3 < I4
En = I1 + I2 + I3 +………+ In
Prof. Paolo Abis
Energia di ionizzazione
Da quale fattore dipende l’energia di ionizzazione di
un elemento ?
diminuisce
diminuisce
La forza di attrazione fra due
cariche elettriche di segno opposto
è:
inversamente propozionale al
quadrato della loro distanza
aumenta
aumenta
Energia di
ionizzazione
Raggio
atomico
Perciò: inversamente proporzionale al raggio atomico
Maggiore raggio atomico  minore energia di ionizzazione
Prof. Paolo Abis
Affinità elettronica
Affinità elettronica
Affinità elettronica = energia messa in gioco quando un atomo in
fase gassosa cattura un elettrone
ATOMO (g )
F(g) +
e-
se A è positiva
e-
se A è negativa
Ne(g) +
(2s2 2p6)
F-(g)
A1
A = 322 kJ/mol
(2s2 2p6)
(2s2 2p5)
Li(g) +
IONE- (g)
e-
+
e-
cessione di energia
Li-(g)
A = 60 kJ/mol
assorbimento di energia
Ne-(g)
(2s2 2p6 3s1)
Prof. Paolo Abis
A = -29 kJ/mol
Affinità elettronica
Varia nel sistema periodico in maniera simile
all’energia di ionizzazione: aumenta nel periodo e
diminuisce nel gruppo
Energia di ionizzazione
Varia di poco
diminuisce
aumenta
Affinità elettronica
Prof. Paolo Abis
aumenta
Elettronegatività
L'elettronegatività è una misura della capacità di un
atomo di attirare verso di se gli elettroni di legame

L'elettronegatività
è
un
concetto molto utile ed importante in
chimica, in quanto consente di fare
diverse considerazioni sulla struttura,
le proprietà e la reattività delle
molecole.

Dalla
differenza
di
elettronegatività
dei
due
atomi
impegnati in un legame è possibile
risalire alla % di carattere ionico del
legame.

a una maggiore differenza di
elettronegativita'
corrisponde
un
maggiore carattere polare del legame.
Prof. Paolo Abis
Omeopolare
Eteropolare
Ionico
Elettronegatività
Differenze di elettronegatività e carattere ionico delle
molecole:
Omeopolare
Eteropolare
-
+
+
Esempio: la molecola dell’acqua
Prof. Paolo Abis
Ionico
Elettronegatività
L'elettronegatività è proporzionale all’ E. I. e varia in
modo analogo nella tavola periodica.
Energia di ionizzazione
Elettronegatività
aumenta
diminuisce
diminuisce
aumenta
NB. Se si esclude il raro fluoro
l’elemento più elettronegativo è
l’ossigeno (molto reattivo).
Prof. Paolo Abis
Raggi atomici e raggi ionici
La conseguenza dell’aumento
dell’attrazione tra il nucleo e gli
elettroni rimanenti è che il
catione ha raggio ionico molto
piu’ piccolo del raggio atomico
Per gli anioni vale il discorso inverso.
Un aumento della nube elettronica
determina la diminuzione della
attrazione tra nucleo ed elettroni.
Quindi l’ anione ha raggio ionico
molto piu’ grande del raggio atomico
Prof. Paolo Abis
Metalli e non metalli
I metalli
• hanno la tendenza a
perdere e-.
•
•
•
•
Sono lucenti,
malleabili,
duttili,
buoni conduttori di corrente e
di calore
• Sono sistemati a sinistra e al
centro della tavola periodica
• Sono tutti solidi eccetto il
mercurio
Prof. Paolo Abis
Metalli e non metalli
I non metalli
• hanno la tendenza a
acquistare e-.
• Non sono lucenti, né
malleabili e non conducono
bene corrente e calore
• Sono sistemati a destra
della tavola periodica
• Sono solidi (es. iodio),
liquidi (es. bromo) e
gassosi (es. cloro)
Prof. Paolo Abis
Metalli e non metalli
I Semi-metalli
• Sono elementi con l’aspetto e alcune
proprietà tipiche dei metalli, ma con
comportamento chimico diverso.
• aspetto brillante o opaco;
• solidi;
• conducono l’elettricità meno
dei metalli e più dei non
metalli;
• sono duttili e malleabili.
Prof. Paolo Abis