La tavola periodica degli elementi Si ottiene ordinando gli elementi in ordine di numero atomico crescente. Periodicamente, cioè ad intervalli regolari, si incontrano elementi con la stessa configurazione nel livello più esterno e, quindi, con proprietà chimiche simili I A II III B IV V VI VII VIII AI LATI DELLA“SCALA”: SEMIMETALLI A DESTRA DELLA “SCALA”:NON METALLI GRUPPI 1 2 3 4 5 6 7 1 2 H He 3 4 A SINISTRA DELLA “SCALA”: METALLI 5 6 7 8 9 10 Li Be PERIODI B C N O F Ne 11 12 13 14 15 16 17 18 Na Mg Al Si P S Cl Ar 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 55 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 87 88 89 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw

Il sistema periodico o tavola periodica si ottiene disponendo in ordine i diversi elementi in base al loro numero atomico, cioè al numero di protoni presenti nel nucleo. Il sistema periodico può essere letto sia in senso orizzontale che in senso verticale. Le linee orizzontali sono i periodi, le linee verticali sono i gruppi. Si possono individuare tre regioni principali: i primi due gruppi a sinistra, la fascia centrale dei cosiddetti metalli di transizione, gli ultimi sei gruppi a destra. Due sezioni particolari del sistema periodico, quella dei lantanidi, o terre rare, e quella degli attinidi, o elementi transuranici, sono disposte a parte, per una questione di spazio. I Lantanidi hanno lo stesso numero di elettroni del Lantanio nel guscio più esterno. Molti degli Attinidi sono artificiali. IIA GRUPPI IA PERIODI 1 2 3 4 5 6 H Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Fr Ra VIIIA IIIA IVA VA VIA VIIA He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn Metalli di transizione Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd La Hf Ta W Re Os Ir P Au Hg Ac Lantanidi Attinidi Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Per capire la struttura del sistema periodico si può prendere come riferimento il progressivo riempimento dei livelli energetici attorno al nucleo. I periodi sono indicati con dei numeri interi: 1,2,3 … Ogni periodo inizia e finisce con il riempimento di un livello elettronico: il numero del periodo coincide con il numero del livello progressivamente riempito. Gli elementi che hanno lo stesso numero di elettroni nello strato più esterno fanno parte della stessa famiglia, cioè vengono a trovarsi nella stessa colonna verticale detta “gruppo”. Il numero e la disposizione degli elettroni sul livello più esterno detto “strato di valenza”, determinano il comportamento chimico degli elementi. I gruppi vengono indicati con i numeri romani. Per gli elementi che appartengono agli otto gruppi laterali, il numero del gruppo coincide con il numero degli elettroni di valenza. Gli elementi del I gruppo hanno un elettrone sul livello più esterno, quelli del II gruppo due, e così via. Gli elementi del l’VIII gruppo, detti gas nobili, hanno il guscio esterno completo. La caratteristica degli elementi di transizione è di completare prima il livello esterno rispetto a quelli più interni.

Tavola periodica e modello a strati H Li Be Na Mg He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar I gruppo A VIII gruppo H 1 Li 3 Na 11 He Periodo 1 1°strato Periodo 2 2° strato Periodo 3 3° strato 2 II gruppo A III gruppo A IV gruppo A V gruppo A VI gruppo A VII gruppo A Be 4 Mg 12 B C N O F Ne 5 6 7 8 9 10 Al Si P S Cl Ar 13 14 15 16 17 18 1 elettrone 2 elettroni 3 elettroni 4 elettroni 5 elettroni 6 elettroni 7 elettroni 8 elettroni esterni esterni esterni esterni esterni esterni esterni esterni Elettroni di valenza

Le proprietà periodiche Alcune proprietà dell’atomo variano periodicamente nell’ambito della tavola periodica e confermano la natura della legge periodica, cioè provano che il criterio di classificazione degli elementi adottato è valido. Le proprietà che variano periodicamente sono: il raggio, il volume atomico, l’energia di ionizzazione, l’affinità elettronica e l’elettronegatività. Se si parla di molecole biatomiche, il raggio atomico viene definito come la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi di uno stesso elemento. 2r

Conoscendo il raggio atomico è possibile risalire al volume atomico Conoscendo il raggio atomico è possibile risalire al volume atomico. Il raggio e il volume atomico sono proprietà periodiche e decrescono da sinistra a destra, lungo i periodi perché, passando da un elemento all’altro, aumenta la carica complessiva del nucleo (il numero di protoni) e quindi la forza di attrazione sugli elettroni esterni che così si avvicinano, diminuendo sia raggio che volume. All’interno di ogni periodo l’elemento del I gruppo è quello di maggiori dimensioni e il gas nobile è quello di minori dimensioni. Nell’ambito del gruppo, invece, il raggio atomico aumenta man mano che si scende verso il basso. Infatti, passando da un elemento ad un altro, gli elettroni più esterni si dispongono in un livello sempre più distante dal nucleo, per cui risentono sempre meno della sua forza di attrazione.

Il raggio atomico diminuisce Il raggio atomico aumenta I II III IV V VI VII VIII H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn

Variazione dell’elettronegatività cresce diminuisce H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac L’elettronegatività misura la tendenza di un atomo ad attirare elettroni: essa cresce lungo i periodi e diminuisce scendendo nei gruppi.

Se cresce il numero dei protoni e rimane costante l’azione di neutralizzazione della carica esercitata dagli elettroni dei livelli interni, l’atomo avrà una maggiore forza di attrazione sugli elettroni e quindi la sua elettronegatività aumenterà lungo un periodo. Scendendo nel gruppo, cresce il numero dei livelli elettronici e l’atomo diventa sempre più grande: quindi il nucleo esercita una forza di attrazione minore sugli elettroni esterni e ciò si traduce in una diminuzione dell’elettronegatività. K Na Li

Variazione dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica crescente crescente H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac

Metalli, non metalli e semimetalli Proprietà metalliche crescente Metalli, non metalli e semimetalli Proprietà non metalliche crescente H He Proprietà metalliche crescente Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Proprietà non metalliche crescente

I dati delle energie di prima ionizzazione relativi a tutti gli atomi suggeriscono che in ogni gruppo l’energia di ionizzazione tende a diminuire procedendo dall’alto verso il basso. In ogni periodo l’energia di ionizzazione tendenzialmente aumenta procedendo da sinistra verso destra. La spiegazione è simile a quella che rende ragione della variazione dell’elettronegatività. E’ chiamata affinità elettronica la quantità di energia che viene scambiata quando si aggiunge un elettrone ad un atomo. I valori di affinità elettronica tendono ad aumentare andando verso gli elementi in alto a destra, con l’esclusione dei gas nobili. Quindi aumenta in modo analogo la tendenza degli elementi ad acquistare un elettrone. Ogni periodo inizia con un metallo e termina con un non-metallo. I metalli presentano bassi valori di energia di ionizzazione e di affinità elettronica e questo significa che negli atomi di questi elementi le forze di attrazione tra elettroni esterni e nucleo sono deboli. Gli elementi più metallici si trovano in basso e a sinistra della tavola periodica.

Gruppo IA: i metalli alcalini La configurazione elettronica dell’ultimo livello, la configurazione elettronica esterna, determina le proprietà chimiche degli elementi, ad esempio la loro reattività. Gli elementi con Z=3, 11, 19, 37, 55, 87 sono tutti caratterizzati da una configurazione elettronica esterna con un elettrone nell’ultimo livello, del tipo ns1 e sono tutti molto reattivi. Questi elementi si chiamano metalli alcalini e si trovano su una stessa colonna detta gruppo: Litio (Li), Sodio (Na), Potassio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr) Le configurazioni elettroniche per Li, Na, K sono le seguenti: 3Li= 1s22s1 11Na= 1s22s22p63s1 19K= 1s22s22p63s23p64s1 1 Gruppo IA H 3 Li L’elettrone esterno, che è legato al nucleo da bassa energia, può essere facilmente allontanato dall’atomo, che si trasforma in uno ione con una carica positiva, assumendo la configurazione elettronica stabile denominata “otteto”. 11 Na 19 K 37 Rb + ENERGIA + e- 55 Cs 87 Na + energia Na+ + e- Fr

Gruppo IIA: i metalli alcalino-terrosi Sono il berillio (Be), il magnesio (Mg), il calcio (Ca), il bario (Ba), il radio (Ra): hanno proprietà metalliche, anche se meno accentuate di quelle dei metalli alcalini. Possiedono due elettroni nel livello energetico più esterno, e quindi configurazione elettronica del tipo: ns2. Questi due elettroni, debolmente legati al nucleo, come suggeriscono i valori della prima e della seconda energia di ionizzazione, determinano le proprietà degli elementi: quando vengono allontanati, gli atomi si trasformano in ioni con due cariche positive, 1 H Gruppo IIA 4 Li Be 11 12 Na Mg 19 20 K Ca 37 38 Rb Sr 55 56 + ENERGIA + 2e- Mg + energia Mg2+ + 2e- Cs Ba 87 88 Fr Ra Nel gruppo IIA gli elementi posseggono un comportamento simile a quello degli elementi del gruppo IA, cioè la reattività aumenta scendendo lungo il gruppo: Ca è più reattivo di Mg e questo è più reattivo di Be. Il Be ha un’elevata energia di ionizzazione: 889 KJ/mol, e non forma ioni Be2+. Presenta un comportamento diverso rispetto agli altri componenti del gruppo

Gruppo VIIA: gli alogeni Gli alogeni fluoro, cloro, bromo, iodio e astato hanno sette elettroni nel livello energetico più esterno, cioè una configurazione elettronica esterna del tipo ns2np5. Questi elementi presentano un elevato valore dell’energia di ionizzazione. Per questo motivo, per raggiungere la configurazione dell’ ”otteto”, invece di perdere sette elettroni, ne acquistano uno. L’atomo diventa negativo ed assume la configurazione stabile di un gas nobile. 1 He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At + ENERGIA + 2e- Cl + e- Cl- + energia Gruppo VII A

Gruppo VIIIA: i gas nobili Questi elementi sono scarsamente reattivi, caratteristica che giustifica il loro nome di gas nobili. Sono Elio (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Cripto (Kr), Xeno (Xe), e Radon (Rn). Tranne l’elio, tutti hanno una configurazione con otto elettroni nel livello di energia più esterno (configurazione elettronica esterna) del tipo ns2np6 2 La loro notevole inerzia chimica si può spiegare con la presenza di otto elettroni nel livello energetico esterno (otteto), che conferisce a questi elementi una particolare stabilità He 10 Ne 18 Ar 2He 1s2 10Ne 1s2 2s2p6 18Ar 1s2 2s22p6 3s23p6 36Kr 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 36 Kr 54 Xe 86 Gruppo VIII A Rn

La tavola periodica e il riempimento dei sottolivelli elettronici blocco s VIIIA 18 blocco p IA IIA 1 2 IIIA IVA VA VIA VIIA 13 14 15 16 17 1s 1s blocco d 2p 3p 4p 5p 6p 7p 2s IIIA IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3s 4s 5s 6s 7s 3d 4d 5d 6d blocco f 4f 5f Serie dei lantanidi Serie degli attinidi 4f 5f

Come scrivere le configurazioni elettroniche Con l’aiuto della tavola periodica si possono scrivere le configurazioni elettroniche degli elementi dei gruppi A (ad esempio del cloro, Z= 17) Gruppo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA (1) (2) (13) (14) (15) (16) (17) (18) Elettroni s: 1 2 Elettroni p 1 2 3 4 5 6 Configurazione elettronica ns1 ns2 np1 np2 np3 np4 np5 np6 Passaggio 1: trovare l’elemento nella tavola periodica, dalla sua posizione individuare e scrivere la configurazione del sottolivello con il più alto numero quantico principale lasciando lo spazio per scrivere la prima parte della configurazione. (l’elemento si trova nel gruppo VII A e nel terzo periodo, perciò la configurazione del sottolivello ad energia maggiore è: 3p5.

Passaggio 2: Alla sinistra del sottolivello più alto indicare i sottolivelli che lo precedono, in ordina di energia crescente. (I sottolivelli che hanno energie più basse di 3p si possono leggere nella tavola periodica partendo da sinistra e si ottiene: 1s 2s 3p 3s 3p5). Passaggio 3: per ognuno dei sottolivelli individuati nel passaggio precedente, scrivere, in alto, il numero massimo di elettroni che può contenere. Ci sono al massimo due elettroni s, ns2, sei elettroni p, np6, dieci elettroni d, nd10, 14 elettroni f, nf14. (Un sottolivello s contiene due elettroni e un sottolivello p ne contiene sei. Si ottiene 1s22s22p63s23p5, oppure [Ne]3s23p5). Passaggio 4: controllare che il numero totale di elettroni presenti nella configurazione sia uguale al numero atomico (2+2+6+5=17)

Gli elettroni di valenza Sono elettroni presenti,nel livello occupato a più alta energia che l’atomo possiede e e possono essere rappresentati mediante i”simboli di Lewis”, che si ottengono disponendo attorno al simbolo dell’elemento un numero di puntini pari al numero di questi elettroni. gruppo IA (1) IIA (2) IIIA(13) IVA(14) VA(15) VIA(16) VIIA(17) VIIIA(18) Configurazione elettronica del livello più alto occupato ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Numero di elettroni di valenza 1 2 3 4 5 6 7 8 Simbolo di Lewis degli elementi del terzo periodo Na Mg Al Si P S Cl Ar