Lo strumento principe della chimica

Presentazione sul tema: "Lo strumento principe della chimica"— Transcript della presentazione:

1 Lo strumento principe della chimica
TAVOLA PERIODICA Lo strumento principe della chimica

2 Storia del sistema periodico
Nel 1869 Dmitrij Mendeleev ordinò i 63 elementi noti in base alla massa atomica crescente, e costruì la prima tavola periodica degli elementi. Il calcolo delle masse atomiche si effettuava per pesata: Dmitrij Mendeleev ( ) scopre che: Le caratteristiche chimico e fisiche degli elementi variano in maniera periodica Si ripresentano simili ogni otto elementi posti in successione secondo il peso atomico crescente periodi orizzontali lungo i quali le caratteristiche si modificano gradualmente 8 gruppi verticali nei quali si trovano elementi con caratteristiche molto simili inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, tra cui alcuni nella seconda metà del 1900.

3 Classificazione degli elementi
Problema: ordinare gli elementi secondo un criterio logico e memorizzabile metalli non-metalli calore elettricità solidi (escluso mercurio) lucenti (fotoelettricità) duttili (fili) malleabili (lamine) buoni conduttori gassosi, liquidi, solidi non lucenti non duttili non malleabili cattivi conduttori fisico ioni + con ossigeno danno ossidi solidi polverosi idrossidi (pH basico) ioni - con ossigeno danno ossidi gassosi (anidridi) acidi (pH acido) in acqua chimico

4 Metalli e non metalli

5 TAVOLA PERIODICA MODERNA
1913: Henry Moseley propone come criterio di classificazione il numero atomico degli elementi vengo via via scoperti i gas nobili o inerti, con molecola monoatomica il centinaio di elementi oggi noti sono divisi in: 8 gruppi principali (A) e 10 gruppi degli elementi di transizione (B) i periodi sono 7, distinti in brevi e lunghi, a seconda del numero di elementi che comprendono ogni casella viene indicata con un numero intero progressivo da sinistra a destra (numero atomico) riporta il simbolo dell’ elemento , il peso atomico relativo, e vari parametri chimico-fisici periodici periodi gruppi

6 massa atomica relativa
Esempio dei dati dell’elemento 6 12,011 C 2,5 carbonio 1s2,2s2p2 gruppo IV periodo 2 numero atomico massa atomica relativa* elettronegatività * distribuzione elettronica dalla posizione della casella : numero d’ordine = numero atomico (Z) -numero protoni ed elettroni- gruppo = numero elettroni di ultimo livello periodo = ultimo livello massa atomica relativa media pesata degli isotopi dell’elemento unità di misura: u.m.a. (1/12 isotopo 12C)

7 Configurazione elettronica e tavola Periodica

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9 Gruppi di elementi Gli elementi si possono suddividere in:
METALLI ALCALINI (IAGruppo): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Tutti solidi a parte Cs e Fr. METALLI ALCALINO-TERROSI (IIA Gruppo): Ca, Sr, Ba, Ra. Tutti solidi. GAS NOBILI (VIIIA Gruppo): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. ALOGENI (VIIA Gruppo): F, Cl, Br, I, At. Metalli di transizione(I-VII B); da Sc a Ac Metalli di transizione interna: Da Ce a Lr

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11 Proprietà periodiche proprietà periodiche regole
Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Le proprietà atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprietà periodiche degli elementi. proprietà periodiche regole carattere metallico energia di ionizzazione affinità elettronica elettronegatività raggio atomico e raggio ionico le proprietà periodiche variano con continuità da sinistra a destra e dall’alto al basso si ripetono simili ogni 8 elementi in successione di numero atomico crescente in ogni periodo, ciascun elemento mostra valori intermedi tra quello che lo precede e quello che lo segue si ripetono con valori simili all’interno dei gruppi

12 numero di elettroni esterni
carattere metallico Il carattere metallico aumenta: da destra a sinistra lungo un periodo dall’alto al basso lungo un gruppo I metalli sono caratterizzati da basse energie di ionizzazione; affinità elettroniche piccole o positive; bassa elettronegatività. Come risultato tendono a perdere gli elettroni di valenza formando cationi Na+ Ca Al3+ I non-metalli sono caratterizzati da elevate energie di ionizzazione; affinità elettroniche negative e grandi; elevata elettronegatività. Come risultato tendono ad acquistare elettroni formando anioni monoatomici ed ossanioni: Cl- Br- S NO3- SO ClO4- numero di elettroni esterni Gli atomi hanno al massimo 8 elettroni nel livello più esterno, elettroni di valenza; si definisce stato di ossidazione il numero di elettroni ceduti (+) o acquistati (-) nei legami.

13 energia di ionizzazione (pag. 153)
Energia di Ionizzazione (Ei) – l’energia richiesta per rimuovere una mole di elettroni da una mole di atomi neutri in fase gassosa. Atomo (g) → Ione+ (g) + e- ΔE = Ei > 0 Questo è un processo endotermico, che richiede che venga eseguito lavoro sul sistema. Atomi con un basso Ei perdono facilmente un elettrone. Atomi con un basso Ei tendono perciò a formare cationi. Atomi con un alta energia di ionizzazione tendono invece a formare anioni. E’ molto più difficile rimuovere un elettrone se Ei è alto. L’energia di 2a ionizzazione, Ei 2 corrisponde al processo: Ione+ (g) → Ione2+ (g) + 2 e- ΔE = Ei 2 > 0 (sempre > Ei 1)

14 Affinità Elettronica (pag. 154)
ΔE = EA1 è normalmente negativa, cioè si tratta di un processo esotermico. • L’acquisizione di elettroni può essere sia endotermica (- EA) che esotermica (+EA). Atomo (g) + e - → Ione - (g) ΔE = EA1 Affinità Elettronica dei Primi 34 Elementi: Gli elementi nei Gruppi 6A e 7A (alogeni) presentano alte Ei 1 ed alte EA1 negative (esotermici). Questi elementi perdono elettroni con difficoltà, ma li attraggono fortemente. Formano con facilità ioni negativi. Gli elementi nei Gruppi 1A e 2A hanno Ei 1 basse ed EA1 o lievemente negative o positive (endotermici). Formano pertanto ioni positivi. I gas nobili hanno energie di ionizzazione molto alte ed affinitàelettroniche alte e positive. Questi elementi non tendono ad acquistare ne a perdere elettroni.

15 Elettronegatività (pag.170)
UNA MISURA DELLA TENDENZA DI UN ATOMO AD ATTRARRE A SE’ ELETTRONI IN UN COMPOSTO (N.B. QUANDO LEGATO CHIMICAMENTE) La scala di Pauling fu la prima scala di elettronegatività ed è quella ancora oggi maggiormente utilizzata; Pauling ha definito una scala arbitraria assegnando il valore minimo (0,7) al francio e massimo (4) al fluoro, per l’ossigeno (3,5); Per Pauling non è calcolabile l'elettronegatività dei gas nobili per i quali si assume il valore 0; l'elettronegatività aumenta dal basso verso l'alto nei gruppi e da sinistra a destra in un periodo.

16 raggio atomico e raggio ionico (pag. 154)
Misura del raggio Ionico Misura del raggio atomico

17 Mappa Concettuale