Tabella Periodica configurazioni elettroniche (Aufbau) La tabella periodica I gruppi e periodi Periodicità chimiche e fisiche Volumi atomi e ioni, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività

La tabella

Energie atomiche dei sottolivelli Nell’idrogeno c’è un singolo elettrone, la energia che può acquistare se eccitato dipende solo dal numero quantico principale n dell’orbitale che occupa. Animazione

Atomi multi-elettronici Il nucleo possiede una carica elevata e gli elettroni si repellono Carica nucleare effettiva (Z*) tiene conto della schermatura da parte degli elettroni e della repulsione tra gli elettroni. Gli orbitali s penetrano più vicino al nucleo e schermano di più (meno energia), quelli p penetrano meno e sono più lontani (energia maggiore), Quelli d ancor di meno.

Configurazioni elettroniche degli atomi Elenco degli orbitali occupati in un atomo nel suo stato fondamentale (ground state) di minor energia. L’ordine dei livelli energetici degli orbitali 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d (per Z<21) 1s<2s<2p<3s<3p <3d <4s<4p<5s<4d (per Z>21, quando i 3d cominciano ad essere occupati)

Il principio di esclusione di Pauli Un orbitale può contenere un massimo di due elettroni. Ed essi devono avere spin opposto. Elettroni appaiati con spin opposto creano campi magnetici nulli – ed atomi con elettroni spaiati creano campi magnetici Le sostanze diamagnetiche non risentono di campi magnetici -- Quelle paramagnetiche sono attratte dai magneti

AUFBAU: (costruzione) Regole: 1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile 2. Principio di Pauli: un orbitale può essere vuoto oppure occupato da un massimo di due elettroni. Due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin antiparallelo. 3. Principio di Hund: il riempimento di un orbitale degenere si ha soltanto se gli altri orbitali degeneri sono già occupati da un elettrone.

1s 2s 2p Azoto (N) Neon (Ne) Elio (He) Berillio (Be) Carbonio (C) Fluoro (F) Idrogeno (H) Litio (Li) Ossigeno (O) Boro (B) 1s 2s 2p Nella costruzione ideale degli atomi (AUFBAU), ogni elettrone - va ad occupare l’orbitale a più bassa energia, fra quelli disponibili (un orbitale può contenere un numero massimo di due elettroni, Principio di Pauli) - quando più orbitali hanno uguale energia (gli orbitali 2p in questo esempio), vengono prima semi-riempiti tutti gli orbitali 2p (Principio di Hund) energia 2s 2px 2py 2pz 1s

Modi di rappresentazione delle configurazioni elettroniche Esempio del Calcio (Ca, Z=20) Spettroscopico 1s2, 2s2p6,3s2p6,4s2 Gas nobili [Ar]4s2

Configurazioni elettroniche degli ioni I cationi (ioni con carica +) si formano togliendo elettroni dagli orbitali a maggior energia (esterni) Gli anioni (-) aggiungendo elettroni agli orbitali disponibili a minore energia

Tabella periodica Lo schema della tavola periodica fu scoperto dal russo Mendeleev nel 1869 che dispose gli elementi ordine di peso atomico.  è divisa in blocchi, dall'ultimo sottolivello occupato in base al principio di Aufbau. Gli elementi dei blocchi s e p sono detti elementi dei gruppi principali.  Il numero del periodo corrisponde al numero quantico principale del guscio di valenza dei suoi elettroni.  il numero del gruppo corrisponde alla somma degli elettroni s e p presenti nel guscio di valenza. Tutti i membri dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione di valenza (con valori differenti di n).

Tabella periodica: i blocchi Ultimo sottolivello occupato in base al principio di Aufbau: blocco s, blocco d, blocco p

Tabella Periodica: i gruppi e i periodi

Periodicità delle proprietà Le proprietà degli elementi mostrano una sorprendente periodicità. Dimensioni degli atomi energia di ionizzazione affinità elettronica elettronegatività. 

Dimensioni degli atomi come definire il raggio di un atomo?.  Il raggio atomico di un elemento metallico: metà della distanza che separa i centri di atomi adiacenti in un campione solido  Raggi covalenti in solidi covalenti.  La diminuzione nell'ambito di un periodo, (es. Li  Ne):dell'aumento delle attrazioni del nucleo  L'aumento all'interno di un gruppo ( es. Li  Cs): gli elettroni più esterni occupano livelli che sempre più lontani dal nucleo. raggi atomici

Raggio ionico i cationi sono più piccoli degli atomi neutri da cui derivano: gli elettroni del “core” sono legati molto saldamente al nucleo.  il raggio cationico diminuisce lungo un periodo ed aumenta scendendo lungo un gruppo.  gli anioni sono più grandi degli atomi neutri da cui derivano: hanno . un maggior numero di elettroni che si repellono

Energia di ionizzazione è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dallo stato fondamentale di un atomo gassoso (formazione di un catione).  l'energia di prima ionizzazione è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro E:  E(g)E+(g)+e-(g) energia necessaria = I,  L'energia di seconda ionizzazíone è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dal catione con carica elettrica unitaria:  E+(g)E2+(g) + e-(g) energia necessaria = I

L’energia di ionizzazione aumenta spostandosi verso destra e verso l’alto nella tavola periodica degli elementi. aumento nel un periodo: atomi più piccoli ed gli elettroni più vicini ad un nucleo più carico   Diminuisce nel gruppo: l'elettrone più esterno e’ più distante dal nucleo  Le basse energie di ionizzazione: carattere metallico.

Affinità elettronica. l’energia liberata quando un atomo neutro viene addizionato di un elettrone (formazione di anione):  E(g) + e- E-(g)  Si dice che un elemento ha una elevata affinità elettronica forma un anione in modo esortermico, entalpia negativa, i valori più alti si riscontrano in prossimità del fluoro.

energia di ionizzazione+affinità elettronica Elettronegatività Energia di ionizzazione Affinità elettronica Comportamento bassa cationi alta anioni elettronegatività  (la lettera greca chi), definita come  energia di ionizzazione+affinità elettronica 2 Elettronegatività Comportamento bassa cationi alta anioni

proprietà chimiche Sono chiamati metallici gli elementi con bassa affinità per l’elettrone e basso valore della energia di ionizzazione (formano catoni) Sono elementi metallici quelli del primo e del secondo gruppo della tavola periodica. Gli elementi di transizione hanno carattere metallico. Si definiscono non metallici gli elementi del V-VII gruppo. Gli elementi del III gruppo hanno caratteristiche intermedie e vengono definiti elementi anfoteri.

Metalli e non-metalli

Metalli – non metalli

Gli elementi del blocco s. Gli elettroni esterni sono persi facilmente M+ (Gruppo 1); M++ (Gruppo II).   Gruppo 1 riducono l'acqua a idrogeno: La vivacità aumenta scendendo lungo il gruppo. Il litio reagisce blandamente, il sodio vivace e il cesio esplosivo 2K(s) +2H2O(1)2KOH(aq) +2H2(g) gli elementi del Gruppo II, con esclusione del berillio, riducono l'acqua a idrogeno: la reazione è meno violenta e il magnesio reagisce solo con acqua calda  Ca(s) + 2H2O(1)  Ca(OH)2(aq) + H2(g) Tutti gli elementi del blocco s formano ossidi basici che reagiscono con l'acqua per formare idrossidi: CaO(s) + H2O(1)  Ca(OH)2(aq)

Gli elementi del blocco p. le energie di ionizzazione sono piuttosto elevate ed essi sono meno reattivi dei metalli del blocco s. Nel Gruppo IV, il piombo e lo stagno sono metalli e presentano anche carattere non metallico, e formano ossidi anfoteri:  Gli elementi della parte destra nel blocco p acquistano elettroni. Gli elementi situati in alto a destra come l'ossigeno, lo zolfo e gli alogeni, sono perciò tipici non-metalli e si trovano nei composti ionici sotto forma di anioni.

Gli elementi del blocco d sono metalli di transizione. Quelli a destra, rame e l'oro, sono meno reattivi. Le proprietà sono intermedie, o di transizione, tra quelle degli elementi del blocco s e quelle degli elementi del blocco p; da qui l'origine del loro nome comune, «metalli di transizione». molti di essi possono formare più cationi di carica differente. Il ferro, forma ioni ferro(II) e ferro (III), rame forma ioni rame(I) e rame(II),

Relazioni diagonali. vi è similitudine tra elementi in diagonale nella tavola periodica, soprattutto nella parte sinistra della tavola.  Una linea diagonale divide i metalli dai non-metalli Nel blocco s, Li e Mg presentano molte proprietà simili.  il berillio e l'alluminio, sono anfoteri e reagiscono con gli acidi:  Be(s)+2H+(aq)-Be2+ (aq) + H2(g) 2Al(s) + 6H+ (aq) - 2Al3+ (aq) + 3H2(g)  Il berillio e l'alluminio, inoltre, reagiscono con gli alcali:  Be(s) + 2OH- (aq) + H2O(1) - [Be(OH)4]2 - (aq) + H2(g) 2Al(s) + 2OH- (aq) + 6H2O(1) - 2[AI(OH)]4- (aq) + 3H2(g)

La tabella Clicca sulla tabella Andamenti periodici Legame chimico

Raggio atomico Il raggio metallico decresce da sinistra verso destra lungo un periodo e decresce dal basso verso l’alto.  La diminuzione che si osserva nell'ambito di un periodo, per esempio dal Li al Ne, è il risultato dell'aumento delle attrazioni del nucleo  L'aumento all'interno di un gruppo, per esempio dal Li al Cs, è dovuto al fatto che gli elettroni più esterni occupano livelli che sempre più lontani dal nucleo.

Andamento energie di ionizzazione  l'energia di ionizzazione aumenta da sinistra a destra lungo un periodo. E’ in relazione al raggio atomico. gli atomi diventano più piccoli, gli elettroni sono più vicini ad un nucleo più fortemente carico e più difficili da rimuovere.  Diminuisce scendendo all'interno di un gruppo: che l'elettrone più esterno e’ sempre più distante dal nucleo ed è legato meno saldamente.  Le basse energie di ionizzazione giustificano il carattere metallico, Un metallo è costituito da un insieme di cationi circondati da un mare di elettroni che gli atomi hanno perso.

Doppietti inerti Per gli elementi del blocco p, occorre tenere conto che nel guscio di valenza gli elettroni s presentano una energia di ionizzazione sensibilmente maggiore e gli elettroni p vengono persi per primi. La differenza aumenta dall'alto verso il basso i due elettroni s di un metallo pesante si comportano come un «doppietto inerte»: una coppia di elettroni s di un guscio di valenza che sono saldamente legati all'atomo.