SISTEMA PERIODICO
Ciascun elemento è caratterizzato dal n° atomico Z, che esprime
il n° di cariche positive (protoni), presenti nel nucleo dell'atomo.
La tabella periodica si
articola in gruppi e periodi
Gruppo
costituito da elementi con
uguale configurazione
elettronica esterna.
Periodo
inizia con 1 elettrone nel livello s
e termina con un atomo a
struttura elettronica esterna
completa s2 p6 (eccetto il I 1s2),
aumentando 1 elettrone ad ogni
passaggio.
Il numero del periodo indica il livello esterno n.
Il sistema periodico viene quindi strutturato in tre blocchi:
blocco s, blocco p e blocco d (atomi che corrispondo al
riempimento degli orbitali d)
Elementi di transizione
1^ serie di transizione
2^ serie di transizione
3^ serie di transizione
Sc
Y
La
Zn
Cd
Hg
3d
4d
5d
4° periodo
5° periodo
6° periodo
Il sistema periodico ci fornisce quindi le coordinate dei vari
elementi.
Gruppi
(colonne)
Periodi
(righe orizzontali)
I primi due gruppi  i metalli alcalini ed alcalino-terrosi.
Il settimo

gli alogeni
L’ottavo gruppo (o gruppo zero)  i gas nobili
Nel I e II gruppo si riempiono gli orbitali s
Dal IIIA al VIIIA si riempiono gli orbitali p
Dal IIIB al VIIIB e dal IB al IIB (elementi di transizione) si
riempiono gli orbitali d ed f
Gli elementi vengono rappresentati con il loro guscio elettronico
esterno che caratterizza le proprietà della singola
specie.
Le proprietà degli elementi sono di tipo
Fisico:
raggi atomici;
energia di ionizzazione;
affinità elettronica.
Chimico:
elettronegatività;
numeri di ossidazione;
carattere metallico.
Le proprietà degli atomi dipendono:
Dal numero atomico
Dalla disposizione degli elettroni intorno al nucleo, cioè dalla
struttura elettronica.
Gli elettroni sono particelle di carica elettrica negativa e
pertanto attratti dal nucleo che porta sempre una carica
positiva. Per sapere come si dispongono gli elettroni è utile
riferirsi alla forza con cui essi vengono trattenuti in
prossimità del nucleo.
La forza di attrazione ELETTRONE – NUCLEO dipende:
• Dalla carica del nucleo, cioè dal numero di protoni: aumentando il
numero atomico (Z) aumenta la forza di attrazione tra il nucleo e
ciascun elettrone
Z
forza di attrazione
• Dalla distanza tra il nucleo e ciascun elettrone: se questa
distanza aumenta, la forza di attrazione del nucleo sull’elettrone
diminuisce
Distanza
forza di attrazione
Al fine di comprendere i vari comportamenti è importante considerare la
carica effettiva Zeff , carica che si eserciterebbe su un elettrone del
guscio in assenza degli elettroni schermanti.
Ad ogni elettrone vengono attribuiti coefficienti diversi:
- 0,35 per elettroni dello stesso guscio non completo
- 0,85
‘’
‘’
completo (gas nobili)
- 0,85 per il guscio immediatamente sottostante
- 1
per i gusci interni
Es.: Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Z=17
Zeff = 17-(7•0,35+8•0,85+2•1)=5,75
Raggio atomico
Considerando la posizione degli elementi nella tavola periodica, la
grandezza degli atomi varia in modo abbastanza regolare:
Gli elementi dello stesso gruppo sono più grandi man mano che si
scende; quindi il raggio atomico aumenta scendendo lungo un
gruppo.
Per gli elementi di uno stesso periodo le dimensioni degli atomi
diminuiscono da sinistra verso destra, quindi il raggio atomico
diminuisce da IA a VIIA.
Per gli elementi di transizione si ha una piccola variazione non
ordinata.
Tolto uno o più elettroni l’atomo perde la sua neutralità e diventa
uno ione positivo, l’energia necessaria per questo processo prende
il nome di energia di ionizzazione.
Viene chiamata energia di prima ionizzazione (Ei) la quantità di
energia che occorre spendere per togliere da un atomo gassoso
un elettrone, quello legato più debolmente.
X(g)
X(g)+ + e
Lungo un periodo aumenta da I a VIII; lungo il gruppo
diminuisce, questo è determinato dal valore del raggio in quanto
E Zeff/r
La tendenza di un atomo ad acquistare un elettrone è espressa da
una proprietà chiamata affinità elettronica.
È chiamata affinità elettronica (Ae) la quantità di energia che
viene scambiata quando si aggiunge un elettrone ad un atomo.
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Le proprietà chimiche riguardano il comportamento degli elementi
nei composti:
Elettronegatività
Grandezza che misura la tendenza dell'elettrone ad attirare a se
gli elettroni con cui si lega ad altri atomi in un composto.
Aumenta lungo un periodo e diminuisce scendendo in un gruppo.
Numero di ossidazione
Carica formale che l'atomo assumerebbe se gli elettroni in un
composto fossero tutti spostati verso gli atomi più elettronegativi.
 n.o.= 0
per composti neutri
 n.o.= carica
se il composto è ionico
Regole generali per l'attribuzione del n.o.
1) Nelle molecole OMO e MONO atomiche n.o. = 0
2) In uno IONE monoatomico il n.o. = carica
3) L'H ha n.o.= +1 eccetto che negli idruri (n.o.= - 1)
4) L'O ha n.o.= - 2 eccetto nei perossidi (OO)(n.o.= - 1)
5) I gruppo n.o. = 1, II gruppo n.o. = 2, III gruppo n.o. = 3.
6) Dal IV al VII gruppo n.o.MAX= +n. gruppo n.o.MIN= -(8-n. gruppo)
Carattere metallico
Gli elementi possono essere considerati metalli non metalli e anfoteri. A
sinistra , I e II gruppo, sono metalli; lungo la diagonale che va dal B a At sono
anfoteri a sinistra di questa linea metalli e a destra non metalli.
Gli elementi chimici possono essere classificati in:
metalli, che vengono largamente utilizzati, e che ci sono
particolarmente familiari
non metalli, che hanno notevoli applicazioni in molti settori che
interessano la nostra vita quotidiana
semimetalli (anfoteri), che sono adatti ad applicazioni nel campo
della microelettronica.
presentano proprietà intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei
non metalli.
tra essi: il boro, il silicio, l’arsenico, il germanio, il tellurio
sono tutti solidi presentano caratteristiche da semiconduttori
PROPRIETA’ FISICHE
METALLI (rame, ferro, oro)
stato fisico a temperatura solitamente solidi (tranne il
ambiente
mercurio che è liquido)
NON METALLI (azoto, cloro)
solidi (carbonio, fosforo, zolfo,
selenio, iodio), liquidi (bromo), gassosi
(tutti gli altri)
punto di fusione e di
ebollizione
solitamente alto
relativamente basso
densità
solitamente alta
relativamente bassa
aspetto
lucidi e splendenti
opachi
malleabilità
conducibilità termica ed
elettrica
PROPRIETÀ
CHIMICHE
solitamente possono essere tirati in sono molto fragili (non malleabili)
fili (sono duttili) e malleabili
elevata
1.
2.
3.
4.
bassa (tranne il carbonio sotto forma
di grafite)
scarsa tendenza a combinarsi 1.
l’uno con l’altro
forte tendenza a combinarsi 2.
con i non metalli
in natura si trovano combinati
con altri elementi sotto forma
di minerali
soltanto oro, rame e argento si
possono trovare in natura allo
stato libero o nativo
si possono combinare l’uno con
l’altro per formare composti
quelli che si trovano liberi in
natura sono carbonio, azoto,
ossigeno, zolfo e i gas nobili
(elio, neon, argon, kripton, xeno
e radon)
Gli elementi dello stesso gruppo hanno tutti uguale
configurazione esterna e presentano quindi analogie nella
reattività e nel comportamento chimico fisico. Scendendo lungo
il gruppo aumenta il raggio atomico, diminuisce elettronegatività
ed energia di ionizzazione ed aumenta il carattere metallico. Le
Gli elementi di uno stesso periodo hanno una regolare variazione
di proprietà, poco evidenti nelle serie di transizione,
procedendo lungo un periodo: aumenta l'elettronegatività e
l'energia di ionizzazione, diminuisce il raggio atomico ed il
carattere metallico (Al, Ge, Sb, Po sono anfoteri).