Legge periodica di Dmitri Mendeleev (1869): le proprietà degli elementi chimici variano con il peso atomico in modo sistematico per es. fu lasciato uno spazio vuoto per il germanio in base ad essa Mendeleev previde esistenza e proprietà di elementi non ancora noti dopo la scoperta della maggior parte degli elementi e laccurata determinazione del loro peso atomico persistevano alcune incongruenze: per es. A è maggiore per Te che per I ed è per Ar che per K Moseley (1913): le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica di Z e non di A Moseley dedusse questa osservazione dai soli spettri X

principio di esclusione Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroni nello stesso stato (con gli stessi valori dei quattro numeri quantici) gli orbitali vengono riempiti in ordine di energia crescente in orbitali isoenergetci gli elettroni rimangono, se possibile, spaiati (regola di Hund) processo di costruzione delle strutture elettroniche si seguire lordinamento n+l, e, per n+l fissato, vengono prima i valori maggiori di l in assenza di campi elettrici e magnetici lenergia dipende dai numeri quantici n e l ELETTRONI DI VALENZA: elettroni negli orbitali s e p oltre le configurazioni dei livelli completi elementi dello stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili perché hanno lo stesso numero di elettroni di valenza si indica con nl a la configurazione con a elettroni nel sottolivello nl K L M N O P Q SERIE DI TRANSIZIONE di tipo d SERIE DI TRANSIZIONE di tipo f

Gli atomi formano legami chimici acquistando, cedendo o condividendo un numero sufficiente di elettroni in modo da completare la propria configurazione elettronica periferica in quella dellottetto s 2 p 6 (massima stabilità): il tipo di legame dipende dalle loro energia di ionizzazione ed affinità elettronica. aumenta Affinità elettronica: energia liberata da una mole di atomi nellacquisto di una mole di elettroni la variazione nella tavola periodica è determinata dalla configurazione elettronica periferica diminuisce (orbitale ad energia più alta) bassa energia di ionizzazione e affinità elettronica quasi nulla carattere metallico energia di ionizzazione ed affinità elettronica elevate carattere non metallico Energia di prima ionizzazione: energia richiesta per sottrarre allatomo isolato lelettrone meno legato (in eV per mole) diminuisce (orbitale ad energia più alta) aumenta il carattere metallico aumenta (maggiore carica nucleare) diminuisce (repulsione elettrone-elettrone) aumenta (parziale stabilità) diminuisce (orbitale ad energia più alta)

Legame covalente puro (omeopolare): Esempi: Legame ionico (eteropolare): Na + Cl - K + F - Ca +2 O -2 Esempi: condivisione di coppie di elettroni nello stesso orbitale di legame (si forma tra atomi uguali) si forma tra atomi aventi energia di ionizzazione ed affinità elettronica molto diverse (tipicamente tra un atomo con spiccate caratteristiche Metalliche ed uno con spiccate caratteristiche non metalliche) La maggior parte dei legami chimici tra atomi è rappresentata da casi intermedi tra i legami ionico e covalente puro, cioè da Legami covalenti polari: addensamento di carica elettrica negativa su uno dei due atomi il parziale carattere ionico del legame tra due atomi A e B è descritto dalla differenza delle loro elettronegatività A e B : Lelettronegatività di un atomo indica quindi la tendenza (correlata alla media tra energia di ionizzazione ed affinità elettronica) ad addensare su di sé la carica elettrica degli orbitali di legame relativamente ad un atomo di riferimento. Elettronegatività NaCl KF CaO SO HCl

METALLI NON METALLI + O 2 OSSIDI ANIDRIDI triossido di zolfo o anidride solforica biossido di zolfo o anidride solforosa acido carbonico acido solforoso acido solforico biossido di carbonio o anidride carbonica (C ibridizzato sp) = IDROSSIDI OSSIACIDI + H 2 O + O 2 + H 2 O ossido di potassio idrossido di potassio ossido di calcio idrossido di calcio legame prevalentemente ionico, stato solido legame generalmente covalente, stato gassoso OSS: non sempre la formula degli ossidi (per es. dellSO 2 ) può essere prevista dal gruppo di appartenenza dellelemento

Numero di ossidazione: numero di elettroni che si devono aggiungere (se > 0) o rimuovere (se < 0) da un atomo in una molecola o in uno ione per trasformarlo nella specie elettricamente neutra. Molecole e ioni covalenti vengono considerati come se fossero ionici, cioè si considerano i trasferimenti di frazioni della carica elettronica come se fossero trasferimenti di elettroni. Soltanto in alcuni casi il n.o.può essere facilmente collegato al gruppo di appartenenza ng dellelemento - per gli elementi rappresentativi non metalli il n.o. massimo = ng ed il n.o. minimo = -(8-ng) DEF: se, in una reazione chimica, un atomo aumenta il suo numero di ossidazione (perde e), latomo è ossidato, se lo riduce (acquista e) latomo è ridotto. - per i metalli dei gruppi da I a III il n.o. = ng -il n.o. dellH è +1, eccetto che negli idruri ionici dei metalli; - il n.o. dellO generalmente è –2; - entrambi gli elettroni di un legame covalente vengono assegnati allelemento più elettronegativo; - la somma dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero in una molecola e in uno ione poliatomico deve essere uguale alla carica dello ione.

n numero quantico principale l numero quantico angolare ml,j proiezione del momento angolare Ms,mj proiezione di spin shell sottolilvelli

stesse proprietà del gruppo 3b SEMIMETALLI o METALLOIDI ELEMENTI RAPPRESENTATIVI METALLI INTERNI DI TRANSIZIONE (TERRE RARE) comportamento praticamente identico LANTANIDI ATTINIDI esibiscono vari stati ionici, più comuni +2 e +3 ELEMENTI (METALLI) DI TRANSIZIONE comportamento metallico crescente verso il basso capacità di combinazione 4 METALLI ALCALINI: metalli duttili, estremamente reattivi, interagiscono violentemente con lacqua per formare idrogeno gassoso, ALOGENI: fortemente reattivi, elevata affinità elettronica GAS NOBILI: monoatomici, scarsamente reattivi preparati artificialmente Allinterno di uno stesso gruppo con laumentare di A aumentano Le proprietà metalliche