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IL SISTEMA PERIODICO LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI par.1 pag.118-119 Elementi noti allepoca dei Romani:9 alla fine del 1700: 22 nel 1830: 55 Il primo.

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1 IL SISTEMA PERIODICO LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI par.1 pag Elementi noti allepoca dei Romani:9 alla fine del 1700: 22 nel 1830: 55 Il primo tentativo di ordinare gli elementi conosciuti si deve a Wolfgang Dobereiner, nella prima metà dellOttocento: egli rilevò che gli elementi, a gruppi di tre (triadi), presentavano notevoli somiglianze e che le loro proprietà variavano con gradualità (es. Cl-Br-I). In particolare, a partire da alcune prove sperimentali, ipotizzò che la massa atomica dellelemento centrale della triade potesse essere la media aritmetica delle masse atomiche degli altri due elementi. La maggior parte degli elementi non rientrava tuttavia in alcun schema di triade e le masse atomiche di molti elementi non erano ancora state determinate in modo certo per poter confermare le sue previsioni.

2 Nel 1860 Cannizzaro risolse il problema delle masse atomiche e, in seguito, John Newlands enunciò la legge delle ottave, secondo la quale, ordinando gli elementi (noti) in base alla massa atomica crescente, dopo una serie di 7 elementi, lottavo presentava proprietà simili al primo elemento della serie precedente. Disponendo gli elementi in colonne verticali di sette unità, gli elementi simili occupavano le stesse righe orizzontali (es. Ca vicino a Mg e K al Na). Anche questo tentativo non ebbe tuttavia successo poiché non tutte le righe contenevano elementi con proprietà simili. Spetta a Lothar Meyer e a Dmitrij Mendeleev il merito di aver individuato il criterio con cui classificare correttamente gli elementi ma fu Mendeleev a intuire che nella costruzione della tavola periodica era necessario prevedere lesistenza di elementi ancora non noti.

3 IL SISTEMA PERIODICO DI MENDELEEV par.2 pag Nel 1869 Dmitrij Mendeleev costruì la prima tavola periodica degli elementi ordinando i 63 elementi noti, in base alla massa atomica crescente, in file orizzontali e lasciando spazi vuoti per rispettare il criterio della periodicità.

4 Nel 1871 pubblicò una versione aggiornata della tavola in cui gli elementi erano ordinati in dodici file orizzontali e otto verticali secondo la massa atomica crescente. Non comparivano i gas nobili ed erano presenti spazi vuoti. La periodicità degli elementi è la ripetizione ad intervalli regolari di alcune proprietà chimiche

5 Dalla disposizione degli elementi ordinati secondo queste modalità si può osservare che: 1)Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi appartenenti a una stessa riga (periodo) variano con gradualità. 2) Gli elementi che hanno proprietà chimiche simili appartengono a una stessa colonna (gruppo). Dalla lettura di questa tavola si evidenzia pertanto la periodicità degli elementi perché al crescere della massa atomica, le loro proprietà si ripetono in modo ciclico. Attraverso la legge della periodicità Mendeleev determinò anche le proprietà di elementi ancora sconosciuti e scoperti anni dopo e per i quali aveva previsto la collocazione nella tavola lasciando degli spazi vuoti.

6 LA MODERNA TAVOLA PERIODICA par.3 pag Gli elementi della moderna tavola periodica sono 118 Oggi si sa che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico pertanto la moderna tavola periodica ordina gli elementi in base al numero atomico crescente Poiché allaumentare di Z aumenta anche la massa, la sequenza degli elementi nei due sistemi periodici differisce in realtà solo per poche coppie di elementi come Ar-K, Co-Ni e Te-I (questultima coppia, in base alle proprietà chimiche, era già stata invertita da Mendeleev) La posizione di ciascun elemento sulla tavola dipende quindi dal suo numero atomico (Z) Gli elementi sono organizzati, come aveva proposto Mendeleev in gruppi e periodi

7 Criterio di costruzione della moderna tavola periodica La tavola periodica è organizzata in blocchi che corrispondono agli orbitali spdf. Essa viene costruita disponendo gli orbitali secondo lordine di riempimento in file orizzontali e, andando a capo, dopo il riempimento di ogni livello energetico. Nei primi periodi sono lasciati spazi vuoti per permettere di inserire nei periodi successivi (secondo lordine di riempimento) il blocco degli orbitali d ed f. Poiché ogni orbitale può contenere due elettroni, ogni orbitale viene raddoppiato in modo da rappresentare due atomi (quello con uno e quello con due elettroni). Il blocco f per non essere troppo ingombrante è spostato sotto gli altri. errato!!! 14 quadratini!!!

8 La moderna tavola periodica

9 PERIODI La successione delle righe del sistema periodico corrisponde alla successione dei livelli energetici dellatomo. Le righe orizzontali formano 7 periodi Il numero di ogni periodo indica il livello energetico in cui si trovano gli elettroni esterni degli elementi appartenenti a quel periodo: coincide infatti con il numero quantico n del loro livello più esterno. Gli elettroni del livello più esterno sono detti elettroni di valenza Gli elementi che appartengono allo stesso periodo presentano gli elettroni di valenza nello stesso livello energetico.

10 I periodi vengono indicati con i numeri arabi I primi tre periodi sono detti brevi periodi: - il primo contiene elementi i cui elettroni appartengono solo al sottolivello s (2 elementi) - il secondo e il terzo contengono elementi i cui elettroni appartengono ai sottolivelli s e p (8 elementi) I periodi dal 4 al 7 sono detti lunghi periodi: - il quarto ed il quinto contengono elementi i cui elettroni appartengono ai sottolivelli s, p e d (18 elementi) - il sesto ed il settimo contengono elementi i cui elettroni appartengono ai sottolivelli s, p, d ed f (32 elementi)

11 GRUPPI Gli elementi presenti nelle colonne formano i gruppi I gruppi sono 18 di cui otto principali o gruppi A (gli elettroni esterni occupano i sottolivelli s e p) Essi vengono comunemente indicati con i numeri romani: il numero del gruppo corrisponde al numero di elettroni esterni Fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli elementi di transizione o gruppi B (gli elettroni esterni occupano i sottolivelli d) Un secondo sistema di numerazione utilizza anche per i gruppi i numeri arabi, in questo sistema vengono numerati tutti: i gruppi degli elementi di transizione hanno numeri compresi tra 3 e 12. In fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi metallici costituenti le serie dei lantanidi e degli attinidi (gli elettroni esterni occupano i sottolivelli f ).

12 Gli elementi dellVIII gruppo sono i gas nobili, così chiamati per la scarsissima reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile: 8 elettroni nel livello esterno (sottolivelli s e p) Gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili perché hanno la stessa configurazione elettronica esterna. Gli elementi del I gruppo sono i metalli alcalini Gli elementi del II gruppo sono i metalli alcalino-terrosi Gli elementi del VII gruppo sono gli alogeni

13 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA Configurazione elettronica esterna = elettroni nellorbitale con n più alto (cioè elettroni di valenza). Il numero di elettroni del livello esterno corrisponde al numero romano del gruppo (I gruppo 1 e -, II gr. 2 e -, ecc) Es. Li, Na e K hanno tutti 1 e - nel livello esterno (config. esterna s 1 ) : appartengono al I gruppo

14 s 1 s 2 s 2 p 1 s 2 p 2 s 2 p 3 s 2 p 4 s 2 p 5 s2p6s2p6

15 I simboli di Lewis La struttura di Lewis permette di rappresentare la struttura elettronica del guscio di valenza degli elementi dei gruppi principali. Il simbolo di Lewis di un elemento si scrive disponendo, attorno al simbolo dellelemento, un punto per ogni elettrone di valenza. Quando un atomo possiede più di quattro elettroni, i punti si dispongono a coppie. pag.125

16 LE PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI Le proprietà di un elemento dipendono dalla configurazione elettronica esterna, pertanto, le proprietà degli elementi variano con regolarità lungo la tavola periodica in base alla variazione periodica della configurazione elettronica esterna. Sono proprietà periodiche: il raggio atomico (proprietà fisica) lenergia di ionizzazione (proprietà chimica) laffinità elettronica (proprietà chimica) lelettronegatività (proprietà chimica) par.4 pag. 126

17 Raggio atomico Il raggio atomico (Å) è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento: - aumenta scendendo lungo un gruppo - diminuisce lungo un periodo da sinistra verso destra pag

18 Fattori che determinano questo andamento: 1)Numero quantico principale n (invariato lungo il periodo, aumenta lungo un gruppo) 2)Effetto schermante la carica positiva del nucleo, da parte degli elettroni presenti nei livelli interni. 3)Aumento del numero atomico e quindi della carica nucleare Scendendo lungo un gruppo: 1) Gli elettroni esterni vanno ad occupare spazi via via più lontani dal nucleo (n aumenta) 2) Gli elettroni esterni risentono sempre meno dellattrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per leffetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo 3) Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta lattrazione che il nucleo esercita sugli elettroni (ogni elettrone risente in modo indipendente dagli altri dellattrazione da parte del nucleo)

19 Lenergia di ionizzazione Lenergia di ionizzazione (kJ/mol) è lenergia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato allo stato gassoso. Lenergia di ionizzazione aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

20 Fattori che determinano questo andamento: Scendendo lungo un gruppo: LEnergia di ionizzazione diminuisce perché gli elettroni sono più lontani dal nucleo => risentono sempre meno dellattrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per leffetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta lattrazione che il nucleo esercita sugli elettroni (ogni elettrone risente in modo indipendente dagli altri dellattrazione da parte del nucleo) LEnergia di ionizzazione è lindice della tendenza di un atomo a formare cationi: tanto più è bassa, tanto più facilmente latomo perde gli elettroni Vedi testo pag : Lenergia di ionizzazione Vedi appunti: Formazione di CATIONI

21 Laffinità elettronica Laffinità elettronica è lenergia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone. Laffinità elettronica, come lenergia di prima ionizzazione, aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

22 Fattori che determinano questo andamento: Scendendo lungo un gruppo: LAffinità elettronica diminuisce perché aumentando il volume atomico, gli elettroni da attrarre sono più lontani dal nucleo => risentono sempre meno dellattrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per leffetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta lattrazione che il nucleo esercita sugli elettroni da attrarre LAffinità elettronica è lindice della tendenza di un atomo a formare anioni: tanto maggiore è lenergia liberata, tanto più facilmente latomo acquista elettroni Vedi appunti: Formazione di ANIONI

23 Lelettronegatività Lelettronegatività di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame quando interagisce con un altro elemento. Gli elettroni di legame sono gli elettroni coinvolti nellinterazione tra due atomi. Lelettronegatività aumenta lungo un periodo, e diminuisce lungo un gruppo.

24 Fattori che determinano questo andamento: Scendendo lungo un gruppo: LElettronegatività diminuisce perché aumentando il volume atomico, gli elettroni di legame sono più lontani dal nucleo => risentono sempre meno dellattrazione da parte del nucleo sia per la distanza che per leffetto schermante degli elettroni interni Procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo Aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare => aumenta lattrazione che il nucleo esercita sugli elettroni di legame

25 I valori dellEnergia di ionizzazione e dellAffinità elettronica sono stati determinati sperimentalmente. Sono utilizzati per individuare la tendenza di un atomo isolato a formare ioni positivi o negativi. I valori dellElettronegatività sono stati determinati secondo calcoli teorici basati sui valori delle due precedenti proprietà: esistono diverse scale, quella maggiormente utilizzata è quella di Linus Pauling. Sono utilizzati per prevedere il comportamento di un atomo quando interagisce con un altro ovvero il tipo di legame chimico che si instaura tra gli atomi: i loro elettroni di valenza sono infatti soggetti allattrazione di entrambi i nuclei. A differenza delle altre due proprietà, lElettronegatività non è una proprietà intrinseca dellelemento ma ha significato soltanto quando esso si combina con un altro: gli elettroni di legame risultano spostati verso latomo più elettronegativo.

26 METALLI, NON METALLI E SEMIMETALLI A seconda delle loro proprietà fisiche e chimiche gli elementi si possono suddividere in metalli, non metalli e semimetalli. Ogni categoria occupa zone distinte del sistema periodico.

27 Le proprietà metalliche crescono da destra verso sinistra e dallalto verso il basso della tavola

28 Il confine tra metalli e non metalli corrisponde circa alla linea a gradini che dal boro arriva allastato: gli elementi di confine sono semimetalli

29 I metalli sono più di 80 e occupano la parte sinistra della tavola periodica. Gli elementi metallici sono: solidi duri (esistono eccezioni es. mercurio (liquido), antimonio, bismuto e manganese (duri ma friabili) lucenti (lucentezza metallica) malleabili (si possono ridurre in lamine sottili) duttili (si possono stirare in fili sottili) conducono calore ed elettricità

30 Le proprietà fisiche dei metalli (duttilità, malleabilità, conducibilità elettrica e di calore) dipendono dal particolare legame che unisce i loro atomi (legame metallico): gli elettroni più esterni infatti, muovendosi liberamente da un atomo allaltro del reticolo cristallino, costituiscono una nuvola elettronica che tiene uniti saldamente gli atomi ma, contemporaneamente, conduce lelettricità e il calore. Molte proprietà chimiche dei metalli dipendono dalla loro bassa E di ionizzazione e quindi dalla loro tendenza a perdere elettroni diventando ioni positivi: la loro reattività è tanto più elevata quanto più lE di ionizzazione è bassa => diminuisce lungo il periodo e aumenta scendendo lungo il gruppo.

31 I metalli di transizione e i lantanidi hanno caratteristiche metalliche. Gli elementi di ciascun blocco si diversificano luno dallaltro per il diverso numero di elettroni contenuti, rispettivamente, nei sottolivelli d e f ma, le loro proprietà sono molto simili e, di tipo metallico, in quanto determinate, essenzialmente, dagli elettroni presenti nel sottolivello s (che ha numero quantico principale superiore rispetto a quello degli orbitali d e f) Gli attinidi sono quasi tutti elementi artificiali, instabili e radioattivi.

32 I non metalli occupano la parte destra in alto della tavola periodica. Sono: variamente colorati gassosi, ma anche liquidi e solidi cattivi conduttori di calore cattivi conduttori di elettricità né duttili, né malleabili Le proprietà chimiche dei non metalli dipendono dalla loro elevata affinità elettronica e quindi dalla capacità di accettare elettroni diventando ioni negativi.

33 I semimetalli si trovano lungo il confine che separa i metalli dai non metalli. Non esiste accordo unanime circa la loro classificazione Presentano comportamento metallico o non metallico secondo lambiente di reazione. a temperatura ambiente sono solidi; sono semiconduttori (né conduttori né isolanti). I semiconduttori più noti sono il germanio e il silicio che, opportunamente drogati (con B e As), vengono impiegati come componenti elettronici di transistor e circuiti integrati. I lettori di CD sono basati su laser a semiconduttore, principalmente allarseniuro di gallio.


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