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Larmonia della materia. Prof. Paolo Abis La tavola periodica di Mendeleev Nel XIX ° sec. erano conosciuti allincirca una sessantina di elementi. I chimici.

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1 Larmonia della materia

2 Prof. Paolo Abis La tavola periodica di Mendeleev Nel XIX ° sec. erano conosciuti allincirca 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.

3 Prof. Paolo Abis La legge dellottava 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.

4 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. Dmitrij Ivanovich Mendeleev in un ritratto di Ilya Repin. Ilya Repin

5 Prof. Paolo Abis La tavola periodica di Mendeleev Lasciò,pertanto degli spazi vuoti per linserimento degli elementi ancora da scoprire. Mendeleev si rese conto che, per rispettare la legge della periodicità, restavano da scoprire ancora alcuni elementi.

6 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

7 Prof. Paolo Abis Attualmente si utilizza una tavola periodica basata sui numeri Atomici (Z n. dei protoni) e non sul peso atomico. Attualmente si utilizza una tavola periodica basata sui numeri Atomici (Z n. dei protoni) e non sul peso atomico.

8 Prof. Paolo Abis Altre configurazioni periodiche degli elementi

9 Prof. Paolo Abis Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità

10 Prof. Paolo Abis Raggruppando gli orbitali per categoria ed invertendo lordine di riempimento dei livelli energetici si può ottenere la successiva tabella

11 Prof. Paolo Abis Leggendo gli orbitali riga per riga si ha lordine di riempimento da parte degli elettroni

12 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

13 Prof. Paolo Abis Correttamente raddoppiamo i quadratini. Se inseriamo allinterno i numeri degli elementi chimici e i loro simboli otteniamo la tavola periodica seguente: Blocco s Blocco d Blocco p Blocco f

14 Prof. Paolo Abis La Tavola Periodica

15 Prof. Paolo Abis 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. La Tavola Periodica

16 Prof. Paolo Abis Tavola periodica Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica.

17 Prof. Paolo Abis 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. Lantanidi Attinidi

18 Prof. Paolo Abis Numero atomico --> Z Nome dellelemento Simbolo chimico Massa atomica SONO NOTI 109 ELEMENTI : 87 sono metalli 26 radioattivi 16 sono artificiali (tutti radioattivi) 2 si trovano allo stato liquido Tavola periodica

19 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 periodi 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. Gas Nobili

20 Prof. Paolo Abis Un gruppo di elementi è costituito da quelli che compaiono in una stessa colonna della tavola periodica. Gli elementi di uno stesso gruppo sono caratterizzati da una medesima configurazione elettronica esterna. Questo comporta notevoli analogie nel comportamento chimico Gruppi

21 Prof. Paolo Abis I gruppi vengono distinti in due categorie: A e B I Gruppi A comprendono gli elementi rappresentativi o tipici Con configurazione s e p Gruppi A I AII A III AIV AV AVI AVII A VIIIA VI B Gruppi B I BII BIII BIV BV BVII BVIII B s p I Gruppi B comprendono i metalli di transizione caratterizzati dal riempimento degli orbitali d d

22 Prof. Paolo Abis Il tipo di orbitale più esterno, occupato da uno o più elettroni, condiziona le proprietà chimiche dellelemento e la sua posizione nella tabella

23 Prof. Paolo Abis Gli elettroni presenti nel guscio più esterno dellatomo costituiscono la configurazione elettronica esterna. Configurazione elettronica esterna VII Gruppo 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 d 10 4s 2 4p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 d 10 4s 2 4p 6 d 10 5s 2 5p 5 Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione esterna

24 Prof. Paolo Abis Gli elettroni presenti nel guscio più esterno dellatomo costituiscono la configurazione elettronica esterna. 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

25 Prof. Paolo Abis Un caso particolare: i gas nobili Configurazione elettronica esterna VIII Gruppo Si trovano allo stato aeriforme Sono molto stabili Si trovano allo stato monoatomico Hanno scarsissima reattività chimica I loro atomi sono tanto stabili perché si trovano nello stato di minima energia che corrisponde alla configurazione esterna completa : Ottetto S2P6S2P6 S2P6S2P6

26 Prof. Paolo Abis Visto che gli elementi dellottavo gruppo hanno una bassa energia grazie alla presenza dellottetto, possiamo prevedere che anche gli altri atomi, per abbassare la loro energia, tendano ad acquisire la stessa configurazione elettronica. La regola dellottetto Nelle reazioni chimiche ogni elemento tende a raggiungere la configurazione elettronica dellottetto Che è una configurazione stabile a bassa energia. S2P6S2P6 S2P6S2P6

27 Prof. Paolo Abis 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 Le proprietà periodiche

28 Prof. Paolo Abis dimensioni atomiche energia di prima ionizzazione affinità elettronica raggio ionico elettronegatività Le proprietà periodiche

29 Prof. Paolo Abis Il volume atomico di un atomo è una misura dello spazio occupato dal nucleo e dagli elettroni dellatomo. Ricordando che le dimensioni degli orbitali aumentano allaumentare del numero quantico principale n Possiamo affermare che il volume atomico aumenta negli elementi dello stesso gruppo dallalto verso il basso: Dimensioni atomiche

30 Prof. Paolo Abis Litio Z=3Berillio Z=4 Cosa succede, invece, se ci spostiamo da sinistra verso destra in un periodo ? Aumentando gli elettroni aumenta il volume dellatomo ? 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 dellatomo si contrae ? Volume e Raggio atomico Il volume atomico diminuisce perché aumenta il numero delle cariche positive e quindi gli elettroni sono attirati verso il nucleo con una forza maggiore

31 Prof. Paolo Abis LiBe 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 1s 2s 1s 2s Volume e Raggio atomico

32 Prof. Paolo Abis Volume atomico e raggio atomico aumentano scendendo nel gruppo e diminuiscono andando verso destra nel periodo AUMENTA DIMINUISCE Volume e Raggio atomico

33 Prof. Paolo Abis dimensioni atomiche energia di prima ionizzazione affinità elettronica raggio ionico elettronegatività Le proprietà periodiche

34 Prof. Paolo Abis Tutti gli atomi, per raggiungere la configurazione stabile dellottetto, 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. Latomo si è trasformato in un specie chimica diversa, detta Ione, con una o più cariche elettriche positive o negative Ioni : Cationi e Anioni Cationi carica positiva atomi che hanno ceduto uno o più elettroni Anioni carica negativa atomi che hanno acquistato uno o più elettroni Na + Cl -

35 Prof. Paolo Abis Si può prevedere la carica degli ioni di un elemento in base alla sua posizione nella tavola periodica. Carica ionica

36 Prof. Paolo Abis Energia necessaria a strappare lelettrone più debolmente legato allatomo isolato (allo stato gassoso) e portarlo a distanza infinita dal nucleo A + Energia > A + + e - Energia necessaria a strappare lelettrone più debolmente legato allatomo isolato (allo stato gassoso) e portarlo a distanza infinita dal nucleo A + Energia > A + + e - Energia di ionizzazione I 1 se latomo è allo stato neutro energia di prima ionizzazione I 1 energia di ionizzazione è sempre > 0 ( lenergia deve essere fornita allatomo ) I 2 se ione con carica +1 energia di seconda ionizzazione I 2 IONE + IONE 2+ e - I 2 IONE + (g) IONE 2+ (g) + e - I 2 I 3, I 4,…., I n esistono energie di ionizzazione sucessive I 3, I 4,…., I n I 1 < I 2 < I 3 < I 4 I 1 < I 2 < I 3 < I 4 E n = I 1 + I 2 + I 3 +………+ I n E n = I 1 + I 2 + I 3 +………+ I n

37 Prof. Paolo Abis Energia di ionizzazione aumenta diminuisce Da quale fattore dipende lenergia di ionizzazione di un elemento ? Energia di ionizzazione La forza di attrazione fra due cariche elettriche di segno opposto è: inversamente propozionale al quadrato della loro distanza La forza di attrazione fra due cariche elettriche di segno opposto è: inversamente propozionale al quadrato della loro distanza Maggiore raggio atomico minore energia di ionizzazione Perciò: inversamente proporzionale al raggio atomico diminuisce aumenta Raggio atomico

38 Prof. Paolo Abis Affinità elettronica Affinità elettronica = energia messa in gioco quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone A se A è positiva cessione di energia ATOMOe IONE A 1 ATOMO (g ) + e IONE (g) A 1 A se A è negativa assorbimento di energia F (g) + e F (g) A = 322 kJ/mol (2s 2 2p 5 ) (2s 2 2p 6 ) Li (g) + e Li (g) A = 60 kJ/mol Ne (g) + e Ne (g) A = 29 kJ/mol (2s 2 2p 6 ) (2s 2 2p 6 3s 1 ) Affinità elettronica

39 Prof. Paolo Abis Affinità elettronica Energia di ionizzazione aumenta diminuisce Varia di poco aumenta Affinità elettronica Varia nel sistema periodico in maniera simile allenergia di ionizzazione: aumenta nel periodo e diminuisce nel gruppo

40 Prof. Paolo Abis 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. Omeopolare Eteropolare Ionico

41 Prof. Paolo Abis Elettronegatività Differenze di elettronegatività e carattere ionico delle molecole: OmeopolareEteropolareIonico Esempio: la molecola dellacqua - + +

42 Prof. Paolo Abis Elettronegatività Energia di ionizzazione aumenta diminuisce aumenta Elettronegatività L'elettronegatività è proporzionale all E. I. e varia in modo analogo nella tavola periodica. diminuisce NB. Se si esclude il raro fluoro lelemento più elettronegativo è lossigeno (molto reattivo).

43 Prof. Paolo Abis La conseguenza dellaumento dellattrazione 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 Raggi atomici e raggi ionici

44 Prof. Paolo Abis Metalli e non metalli 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 I metalli hanno la tendenza a perdere e-.

45 Prof. Paolo Abis Metalli e non metalli I non metalli 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) hanno la tendenza a acquistare e-.

46 Prof. Paolo Abis aspetto brillante o opaco; solidi; conducono lelettricità meno dei metalli e più dei non metalli; sono duttili e malleabili. Sono elementi con laspetto e alcune proprietà tipiche dei metalli, ma con comportamento chimico diverso. Metalli e non metalli I Semi-metalli


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