L’armonia della materia

Presentazione sul tema: "L’armonia della materia"— Transcript della presentazione:

1 L’armonia della materia
Periodicità delle proprietà chimiche L’armonia della materia

2 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

3 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

4 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. Prof. Paolo Abis

5 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

6 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

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

8 periodiche degli elementi
Altre configurazioni periodiche degli elementi Prof. Paolo Abis

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

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

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

12 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

13 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

14 La Tavola Periodica Prof. Paolo Abis

15 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

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

17 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

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

19 Gli elementi sono raggruppati in Gruppi e Periodi
In corrispondenza dei 7 valori del numero quantico principale, troviamo 7 righe orizzontali, chiamate periodi Gas Nobili periodi 1 2 3 4 5 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

20 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 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Gli elementi di uno stesso gruppo sono caratterizzati da una medesima configurazione elettronica esterna. Questo comporta notevoli analogie nel comportamento chimico. Prof. Paolo Abis

21 s e p I gruppi vengono distinti in due categorie: A e B Gruppi A
II A III A IV A V A VI A VII A I Gruppi A comprendono gli elementi rappresentativi o tipici Con configurazione s e p VIIIA VI B Gruppi B I B II B III B IV B V B VII B VIII B p I Gruppi B comprendono i metalli di transizione caratterizzati dal riempimento degli orbitali d d s Prof. Paolo Abis

22 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

23 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 la stessa configurazione esterna 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p s2 3p5 1s2 2s2 2p s2 3p6 d10 4s2 4p5 1s2 2s2 2p s2 3p6 d10 4s2 4p6 d s2 5p5 Prof. Paolo Abis

24 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

25 Un caso particolare: i gas nobili
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

26 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

27 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

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

29 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

30 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 ? √ Litio Z=3 Berillio Z=4 Il volume atomico diminuisce perché aumenta il numero delle cariche positive e quindi gli elettroni sono attirati verso il nucleo con una forza maggiore Prof. Paolo Abis

31 Volume e Raggio atomico
Li +3 Be +4 1s 2s 1s 2s 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

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

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

34 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  carica positiva  atomi che hanno ceduto uno o più elettroni Na + Anioni  carica negativa  atomi che hanno acquistato uno o più elettroni Cl - Prof. Paolo Abis

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

36 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+ + e- se l’atomo è allo stato neutro energia di prima ionizzazione I1 energia di ionizzazione è sempre > 0 (l’energia deve essere fornita all’atomo) se ione con carica energia di seconda ionizzazione I2 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

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

38 Affinità elettronica Affinità elettronica
Affinità elettronica = energia messa in gioco quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone ATOMO (g ) e IONE- (g) A1 F(g) e F-(g) A = 322 kJ/mol (2s2 2p5) (2s2 2p6) se A è positiva cessione di energia Li(g) e Li-(g) A = 60 kJ/mol se A è negativa assorbimento di energia Ne(g) e Ne-(g) A = -29 kJ/mol (2s2 2p6) (2s2 2p6 3s1) Prof. Paolo Abis

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

40 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 Prof. Paolo Abis

41 Differenze di elettronegatività e carattere ionico delle molecole:
Esempio: la molecola dell’acqua Omeopolare Eteropolare Ionico - + Prof. Paolo Abis

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

43 Raggi atomici e raggi ionici
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 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 Prof. Paolo Abis

44 hanno la tendenza a perdere e-.
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

45 hanno la tendenza a acquistare e-.
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-. Prof. Paolo Abis

46 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