STRUTTURA DELL'ATOMO

Modello planetario di Rutherford

-protoni e neutroni costituiscono il nucleo in cui è concentrata tutta la massa

- gli elettroni ruotano attorno al nucleo

IDROGENO ELIO H1

1He

4

2

Modello planetario di Rutherford

+-

Il modello a planetario si basa sull’equilibrio tra la forza di attrazione gravitazionale e la

forza centrifuga.

Nel caso di particelle cariche bisogna considerare

che una carica elettrica che subisce una

accelerazione perde energia.

Quindi l’elettrone muovendosi nell’orbita

perderebbe energia cinetica andando a collassare

nel nucleo seguendo un percorso a spirale.

ATOMO INSTABILE!

Teoria atomica di BOHR

fgrav fcentr

Radiazioni elettromagnetiche

La maggior parte delle nostre conoscenze sulla struttura

dell'atomo è dovuto a esperimenti di interazione tra luce e

materia.

Natura ondulatoria della luce

Una radiazione elettromagnetica, di cui la luce è un caso

particolare, può essere considerata (Maxwell 1865) come un

campo elettromagnetico oscillante che si propaga nello spazio

Onde elettromagneticheUn’onda è caratterizzata dalla lunghezza d’onda () e dalla frequenza ()

- la distanza tra due massimi o due minimi successivi

- è il numero di lunghezze d’onda che passano per un punto fisso in un

secondo.

Hzsm

sm

ondadlunghezza

1/

)'(

ne)propagazio di (velocità v

Nel vuoto la radiazione elettromagnetica si propaga con la velocità della

luce c (3,00x108 m/s) e vale la relazione:

c=

ONDE: la frequenza è inversamente proporzionale alla

lunghezza d’onda

Spettro delle radiazioni elettromagnetiche

Luce bianca

Mediante un prisma un fascio di luce solare

viene scomposta nei colori del visibile

ROSSO

VIOLA

ROSSO

Effetto fotoelettrico

Quando la superficie di un metallo è esposta ad una radiazione

elettromagnetica si ha espulsione di un elettrone. Gli elettroni sono

espulsi solo se la luce ha una frequenza maggiore di un certo valore

di soglia (v0) caratteristico del particolare metallo.

E= h(-0)

Einstein introdusse il concetto di fotone

La luce è composta da particelle

(FOTONI) ognuno dei quali con una

propria energia (QUANTO DI ENERGIA)

h

E = h . = h . c/

Energia necessaria

per rimuovere un e-

dal metallo

Energia cinetica

dell’ e- emesso

En

ergia

forn

ita

da

l fo

ton

e

Energia del fotone

insufficiente

Energia del fotone sufficiente

Eccesso di energia = E cinetica

del fotoelettrone

Dualismo onda-particella della

luce

Fotoni

La fisica classica tratta particelle ed onde come entità distinte

Per rendere conto del DUALISMO onda – particella occorre

una nuova descrizione

Linee spettrali atomiche

Alla fine dell’800 si era osservato che la luce emessa da gas riscaldati ad

alta temperatura o attraverso i quali era fatta passare una scarica

elettrica dà origine ad uno spettro a righe in cui sono presenti solo certe

specifiche lunghezze d’onda

Linee spettrali atomiche

Esperimenti fatti analizzando un fascio di luce bianca dopo

l’attraversamento di un campione mostravano che solo alcune specifiche

lunghezze d’onda erano assorbite dal campione.

Modello atomico di Bohr:

QUANTIZZAZIONE

STATI STAZIONARI

Nell’atomo esistono solo alcuni stati possibili per i quali gli elettroni

non perdono energia.

Il raggio delle orbite degli elettroni attorno al nucleo è quantizzato

r = n h/(2pmv)

n = NUMERO QUANTICO PRINCIPALE

PUO’ ASSUMENRE VALORI INTERI DA 1 A INFINTO

+-

Modello atomico di Bohr

Gli elementi eccitati emettono pacchetti specifici di energia (luce)

quindi gli elettroni possono occupare solo orbite specifiche intorno

al nucleo, ed ogni orbita ha energia e raggio quantizzati.

. . . . . . . . . 3 , 2 , 1 ,n n

RE

2

H -=

in cui RH= 2,18 x 10-18 J è la costante di Rydberg e n è il numero

quantico principale

Spettro di emissioneSpettro di emissione

E = E = hhcc//

n = 5n = 5 = 3= 3 = 2= 2 = 1= 1= 4= 4

Questa transizioneQuesta transizione

non non èè possibilepossibileQuesta transizioneQuesta transizione

non non èè possibilepossibile

Secondo il modello proposto da Bohr l’emissione di specifiche lunghezze d’onda

può essere spiegato considerando che un elettrone in un atomo può cambiare

energia solo saltando da un livello energetico ad un altro.

Quando esso passa da un livello di energia dell'atomo più alto (Ei iniziale) ad

uno più basso (Ef finale) si ha emissione di luce con una frequenza tale che il

fotone emesso ha energia pari alla differenza fra i due livelli energetici.

Ei

Ef

hPer la conservazione dell'energia si ha:

h =Ei - Ef

Con la teoria di Bohr è possibile definire anche l'assorbimento di luce.

Questo fenomeno consiste nell'assorbimento di un fotone da parte di un

elettrone in un livello energetico più basso e ne provoca la transizione ad un

livello energetico più alto.

h =Ef – Ei

Normalmente l'elettrone di un atomo di idrogeno esiste nel livello più basso

n=1 detto anche livello o stato fondamentale. I livelli di energia superiore sono

detti livelli eccitati.

Ei

Ef

h

Modello atomico di Bohr-Sommerfeld

1) Massa dell’atomo concentrata nel nucleo (protoni e neutroni) 2) Elettroni che ruotano attorno al nucleo con orbite di energia e dimensione quantizzata 3) NUMERI QUANTICIprincipale n (1, 2, 3……)angolare l (0, 1, n-1)magnetico m (-l < m < +l)

magnetico di spin ms (+1/2, -1/2)

Ogni set di numeri quantici n, l, m, ms definisce un’orbita

per l’elettrone.Nello stato non eccitato (fondamentale) l’elettrone percorre l’orbita a minore energia, la più vicina al nucleo.

Limitazioni al modello di Bohr:

• non è “ortodosso”; si parte dalla meccanica tradizionale

(Newtoniana) e si arriva ad un modello fisico discontinuo

introducendo assunzioni non dimostrate.

• il modello fornisce una spiegazione delle proprietà

spettroscopiche dell’atomo di idrogeno ma non è

sufficientemente “robusto” per interpretare gli spettri

energetici degli altri elementi polielettronici.

MECCANICA ONDULATORIA

Ipotesi della dualità onda-corpuscolo di

de Broglie (1924)

La luce ha un duplice comportamento

Onda elettromagnetica

Fascio di particelle (fotoni)

Relazione di Planck E= h

Relazione di Einstein E= mc2

Per un fotone

c

hhmc 2

mc

h

Per una particella di massa m e velocità v mv

h

Ipotesi della dualità onda-corpuscolo di

de Broglie (1924)

• a tutti gli oggetti in movimento è possibile associare una lunghezza d’onda

• quanto più piccolo è l’oggetto tanto maggiore è la lunghezza d’onda associata

(e quindi il suo comportamento ondulatorio sarà più evidente)

•per una particella macroscopica la lunghezza d'onda associata ha un valore così

piccolo da non permettere di osservare alcuna proprietà ondulatoria

mv

h

Per esempio una palla da tennis che ha massa pari a 0.145 Kg che si muove

alla velocità di 30 m/s ha una lunghezza d'onda:

msmkg

Js

mv

h 3434

105.1/30145.0

106.6 --

Un elettrone che ha una massa di 9.11 10-31 Kg che si muove alla velocità di

106 m/s ha una lunghezza d'onda:

msmkg

Js

mv

h 10

631

34

103.7/101011.9

106.6 -

-

-

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Non è possibile descrivere il comportamento dell’elettrone attorno al nucleo

secondo un modello classico perché il prodotto dell'incertezza sulla

posizione e di quella sulla quantità di moto (massa x velocità) di una

particella è maggiore o uguale alla costante di Planck divisa per 4p.

Per si intende la

variazione di errore nella

determinazione

mv è la quantità di moto

Come conseguenza della natura ondulatoria delle particelle microscopiche

esiste una limitazione sulla determinazione simultanea della posizione e della

velocità di tali particelle.

Non è quindi possibile conoscere con esattezza la traiettoria della particella.

p4)(

hmvx

p4)(

hmvx

Per un elettrone nell’atomo di idrogeno:

Massa elettrone m=9.11 10-31 kg

Velocità di un elettrone in un atomo di idrogeno v=5 106 m/s

Incertezza sulla velocità 1%

mxxkgx

Jsx

mv

hx

9

631

34

10)10501.0)(1011.9(4

10626.6

)(4

-

-

-

pp

Il diametro di un atomo di

idrogeno è 10-10 m.

L’errore sulla posizione è

10 volte più grande!

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Fenomeni macroscopici:

Per una particella macroscopica (m grande)

le incertezze sono trascurabili.

Nessuna conseguenza pratica

Dimensioni atomiche:

Per una particella microscopica (m piccola) le

incertezze diventano significative.

L'incertezza sulla posizione dell'elettrone è

confrontabile con le dimensioni dell'atomo.

Non e’ possibile definire la traiettoria di un

elettrone intorno al nucleo.

Si puo’ parlare della posizione dell’elettrone solo in

termini probabilistici: si trovera’ in una regione

dello spazio con una certa probabilita’.

Equazione di Schrödinger

Meccanica quantistica o meccanica ondulatoria: permette di descrivere

matematicamente le proprietà ondulatorie delle particelle microscopiche

(elettrone).

Invece di una traiettoria, Schrödinger associò all'elettrone un’onda stazionaria

detta funzione d'onda (x,y,z) tale che il suo quadrato |(x,y,z)|2 dà la

probabilità di trovare la particella nel punto dello spazio di coordinate (x,y,z).

onda stazionaria onda non stazionaria

Orbitali atomici e numeri quantici

In accordo con la meccanica quantistica ogni elettrone in un

atomo è descritto da una funzione d'onda (x,y,z) che dà la

probabilità di trovare l'elettrone nei vari punti nello spazio.

Orbitali atomici e numeri quantici

Tra le infinite funzioni d’onda che sono soluzioni

dell’equazione di Schrödinger solo alcune hanno significato

fisico.

Le soluzioni accettabili derivano dalla combinazione di tre

costanti dette NUMERI QUANTICI.

Queste funzioni d'onda di un elettrone sono chiamate

ORBITALI ATOMICI.

L’orbitale atomico può essere descritto qualitativamente come

la regione dello spazio attorno al nucleo dove è maggiore la

probabilità di trovare l'elettrone.

Numeri quantici

Numero quantico principale n:

determina l'energia dell'elettrone e può assumere qualsiasi valore intero

positivo.

n= 1, 2, 3, ….

Numero quantico del momento angolare :

Determina la forma di orbitali con lo stesso n.

Per ogni dato n, può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e n-1

= 0, 1, 2, …, n-1

Numero quantico magnetico m

Determina l'orientamento spaziale di orbitali con n e definiti.

Per ogni dato m può assumere tutti i valori interi compresi tra - e +, cioè

m= -, …, -2, -1, 0, 1, 2, ….., +

L'elettrone è poi caratterizzato da un quarto numero quantico ms legato al

moto di spin dell'elettrone (rotazione attorno all'asse) e può assumere i valori

ms=+1/2 e ms=-1/2

Orbitali

Gli orbitali vengono indicati scrivendo prima il numero principale n (1,2,3,....)

Ai diversi valori di si associa per convenzione una lettera (s, p, d, f, ....).

Per esempio:

Per n=1 si può avere =0 cioè l'orbitale 1s

Per n=2 si può avere =0 cioè l'orbitale 2s

=1 cioè l'orbitale 2p

Per n=3 si può avere =0 cioè l'orbitale 3s

=1 cioè l'orbitale 3p

=2 cioè l'orbitale 3d

Per n=4 si può avere =0 cioè l'orbitale 4s

=1 cioè l'orbitale 4p

=2 cioè l'orbitale 4d

=3 cioè l'orbitale 4f

Orbitali

Per ogni valore di , il numero quantico m può assumere tutti i valori interi

compresi tra - e +. Quindi:

=0 s m=0 1 orbitale s

=1 p m=-1,0,+1 3 orbitali p

=2 d m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali d

=3 f m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 orbitali f

Orbitale atomico

Descrive l’onda stazionaria corrspondente all’elettrone.

2 E’ correlabile alla probabilita’ di trovare l’elettrone in qualche punto dello

spazio = PROBABILITA’ PUNTUALE

Orbitale atomico

La probabilità di trovare un elettrone entro una certa area, dV, è data dal

valore di 2 dV.

Al crescere della distanza dal nuleo, cresce dV ma diminuisce 2.

Avrò quindi un massimo del prodotto 2 dV.

Forme degli orbitali

n = 1 l = 0, m= 0 1s Orbitale sferico

l = 0 m= 0 2s

n = 2

m=1 2px

l = 1 m=0 2py

m=-1 2pz

Forme degli orbitali

n = 3 l = 2 m= +2, +1, 0, -1, -2

Orbitali nei primi tre livelli

Per l'atomo di idrogeno l'energia degli orbitali dipende solo da n

1s

2s

3s

4s

2p

3p

4p

3d

4d 4f

L’unico elettrone si trova nell’orbitale 1s nello stato fondamentale e in un orbitale superiore negli stati eccitati

Atomi polielettronici

Per gli elementi con più di un elettrone l’energia degli orbitali dipende anche

dal numero quantico , ma non da m.

Bisogna infatti considerara che esistono anche le interazioni repulsive tra gli

elettroni, oltre alle forze di attazione nucleo-elettrone.

Al crescere di n la dipendenza dell'energia da può essere così forte che

orbitali di uno strato superiore possono essere più bassi di quelli dello strato

inferiore con elevato:

Ordine di riempimento per un atomo polielettronico

1s

2s

3s

4s

2p

3p

4p 3d

4d

5s

5p

Configurazioni elettroniche di atomi polielettronici

Si può immaginare di costruire la struttura elettronica di un atomo

collocando tutti gli elettroni uno dopo l’altro partendo dall’orbitale libero

con l’energia più bassa: AUFBAU

1) PAULI: due elettroni di un dato atomo non possono avere tutti e quattro i

numeri quantici uguali.

Quindi un orbitale definito da una terna n, l ed m può ospitare solo su

elettroni che differiscono per il numero ms -1/2 e-1/2.

n=1 l=0 m=0 orbitale 1s può contenere solo 2 elettroni

ms=+1/2 e ms= -1/2

2) HUND: gli orbitali con un dato valore di l devono essere occupati ciascuno

con un elettrone con spin +1/2 e successivamente completati con il

secondo elettrone di spin opposto.

Configurazione elettronica

1s2

Strato (indicato dal numero quantico n)

orbitale

numero di elettroni nell’orbitale

L'ordine delle energie dei sottostrati è dunque:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p

In realtà questo è un particolare ordine di riempimento e

quando due sottostrati sono vicini l'ordine delle loro energie può

essere invertito.

H Z=1 1s1

He Z=2 1s2

Li Z=3 1s2 2s1

1s

1s

1s 2s 2p

C Z=6 1s2 2s2 2p2

1s 2s 2p

Per il carbonio e gli atomi successivi del secondo periodo si ha

quindi:

N Z=7 1s2 2s2 2p3

1s 2s 2p

O Z=8 1s2 2s2 2p4

1s 2s 2p

F Z=9 1s2 2s2 2p5

1s 2s 2p

Ne Z=10 1s2 2s2 2p6

1s 2s 2p

ESEMPI:

1) Scrivere la configurazione elettronica dei seguenti elementi:

2) Magnesio Mg (Z=12)

3) Calcio Ca (Z=20)

4) Titanio Ti (Z=22)

5)

Configurazioni elettroniche e tavola periodica

L'elio He ed il neon Ne hanno gli strati n=1 e n=2 completi cosa

che conferisce a queste configurazioni una particolare stabilità

e rende gli elementi non reattivi

He Z=2 1s2

Ne Z=10 1s2 2s2 2p6

Per semplicità nella configurazione di un atomo si scrive [He]

per indicare lo strato n=1 mentre si sta riempiendo lo strato

n=2 o [Ne] per indicare gli strati n=1 e n=2 mentre si sta

riempiendo lo strato n=3. Ad esempio:

O 1s2 2s2 2p4 oppure [He] 2s2 2p4

Configurazione elettronica esterna

Gli elettroni che occupano il livello

energetico, o strato, piu’ esterno

definiscono la configurazione

elettronica esterna di ciascun

elemento

Es. Li [He] 2s1

n=3

Na Z=11 [Ne] 3s1 oppure 1s2 2s2 2p6 3s1

Mg Z=12 [Ne] 3s2

Al Z=13 [Ne] 3s23p1

Ar Z=18 [Ne] 3s23p6

Anche se non si è completato lo strato n=3 il sottostrato

rimanente, il 3d, è molto più in alto in energia del 3p, persino

più del 4s. Pertanto la configurazione con il sottostrato 3p

riempito è particolarmente stabile e l'argo è un elemento non

reattivo.

Successivamente inizia il riempimento dell'orbitale 4s con

K Z=19 [Ar] 4s1 ovvero 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Ca Z=20 [Ar]4s2

A questo punto inizia a riempirsi il sottostrato 3d con i metalli di transizione, 10 elementi perchè sono gli elettroni che possono occupare i cinque orbitali del sottostrato 3d.

1s

2s

3s

4s

2p

3p

4p 3d

4d

5s

5p

Gli elettroni appartenenti ai gusci più interni (elettroni di core). Si trovano nei gusci più interni e sono in media più vicini al nucleo: hanno energie più basse

Gli elettroni di valenza sono quelli che occupano lo strato più esterno, quello che viene dopo la configurazione del gas nobile che lo precede.

Quindi elementi successivi ai gas nobili in un gruppo qualsiasi della tavola periodica sono costituiti da un core o nocciolo a gas nobile più una configurazione analoga per i restanti elettroni di valenza.

Cl Z=17 [Ne] 3s23p5

Core Valenza

Le proprietà e il comportamento chimico di un atomo dipendono proprio

dalla configurazione elettronica di valenza.

Tavola periodica

Periodo = riga: contiene gli elementi con numero atomico

(e quindi numero di elettroni crescente) da sinistra verso

destra, fino a riempimento di uno strato caratterizzato

da un certo numero quantico principale n

Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo

stesso gruppo hanno la stessa configurazione

elettronica esterna, ma n crescente dall’alto verso

il basso

Gli elementi del gruppo più a destra corrispondono al

riempimento completo di un sottostrato p (eccetto l’He), che è

molto più basso in energia del sottostrato successivo, e quindi

ad una configurazione molto stabile.

Tali elementi

He elio 1s2

Ne neon 1s2 2s2 2p6

Ar argon 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Kr kripton 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

sono quindi non reattivi e noti come gas nobili e costituiscono

il gruppo VIII A della tavola periodica

Elementi dello stesso gruppo (colonna) della tavola periodica

hanno configurazioni elettroniche di valenza analoghe. Ad

esempio gli elementi del gruppo IA hanno configurazioni:

H idrogeno 1s1 (eccezione)

Li litio [He] 2s1

Na sodio [Ne] 3s1

K potassio [Ar] 4s1

hanno tutti un solo elettrone di valenza ed una configurazione ns1

Gli elementi del primo gruppo sono noti come METALLI

ALCALINI (eccetto H) ed hanno proprietà chimiche molto simili;

ad esempio formano facilmente ioni Li+, Na+, K+

Consideriamo gli elementi del gruppo IIA:

Be berillio [He] 2s2

Mg magnesio [Ne] 3s2

Ca calcio [Ar] 4s2

Sr stronzio [Kr] 5s2

Essi sono noti come METALLI ALCALINO-TERROSI.

Hanno tutti una configurazione degli elettroni di valenza ns2 e

proprietà chimiche simili.

La somiglianza tra le configurazioni degli elettroni di valenza

spiegano la somiglianza tra le proprietà chimiche all'interno dei

gruppi. In molti casi è sufficiente solo conoscere la

configurazione di valenza che si può ricavare dal numero del

gruppo.

Anomalie nella configurazione elettronica

degli elementi di transizione

Sc [Ar]3d14s2 Fe [Ar]3d64s2

Ti [Ar]3d24s2 Co [Ar]3d74s2

V [Ar]3d34s2 Ni [Ar]3d84s2

Cr [Ar]3d54s1 Cu [Ar]3d104s1

Mn [Ar]3d54s2 Zn [Ar]3d104s2

quando è possibile una configurazione con il riempimento a metà o totale degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

O[He] 2s2 2p4

8 15,9994

3,5

-2

Numero atomicoMassa atomica

Elettronegatività

Numeri di

ossidazione

Ossigeno

13,61

0,66

Prima

ionizzazione

(eV)

Raggio atomico (Å)

Proprietà fisiche e chimiche

Raggio atomico

Energia di ionizzazione

Affinità elettronica

Numeri di ossidazione

Struttura cristallina

Raggio atomico

I raggi atomici seguono il

seguente andamento:

- diminuiscono da sinistra a

destra lungo un periodo

- aumentano scendendo lungo

il gruppo

Lungo il gruppo n cresce e maggiore è il numero quantico n più

grande è l'orbitale

Lungo il periodo (a parità di n) cresce Z e quindi la carica del

nucleo. Il maggior numero di protoni nel nucleo esercita sugli

elettroni esterni una maggiore attrazione e quindi il raggio

decresce.

Energia di ionizzazione

L'energia (o potenziale) di prima ionizzazione è l'energia minima

necessaria per rimuovere l'elettrone più esterno di un atomo

neutro allo stato gassoso.

Ad esempio per l'atomo di litio:

Li (1s2 2s1) Li+ (1s2) + e- E.I.= 519 kJ/mol

Le energie di ionizzazione sono in genere riferite ad una mole di

atomi e riportate in kJ/mol.

A(g) A+(g) + e-(g) E.I.

Lungo il periodo cresce Z e quindi la carica nucleare, il raggio atomico decresce

e quindi è richiesta più energia per allontanare un elettrone più attratto dal

nucleo.

Lungo il gruppo principale (I-VIIIA) le energie di ionizzazione diminuiscono

andando verso il basso: ciò perchè scendendo lungo il gruppo le dimensioni

atomiche aumentano e l’elettrone più esterno è più facile da rimuovere.

Periodicità dell’energia di ionizzazione

Aumenta lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo.

E’ possibile rimuovere da un atomo più di un elettrone.

Le energie richieste sono note come energie di prima ionizzazione, seconda

ionizzazione, terza ionizzazione, ecc..

M M+ + e- prima ionizzazione

M+M2+ + e- seconda ionizzazione

M2+M3+ + e- terza ionizzazione

Le energie di ionizzazione aumentano progressivamente.

Si ha inoltre un brusco aumento in corrispondenza della rimozione del primo

elettrone di core

Affinità elettronica

L‘affinità elettronica è la variazione di energia per il processo di

addizione di un elettrone ad un atomo neutro allo stato gassoso

per dare uno ione negativo.

A(g) + e- A-(g) A.E. (kJ/mol)

Se lo ione negativo è stabile la variazione di energia ha un valore

negativo, mentre valori positivi indicano uno ione instabile

La variazione periodica dell’affinità elettronica è meno regolare

rispetto a quella dell’energia di ionizzazione

Valori grandi negativi sono osservati per gli elementi del gruppo

VIIA ai quali manca un solo elettrone per raggiungere una

configurazione stabile di gas nobile:

F (1s22s22p5) + e- F- (1s22s22p6) A.E.=-328 kJ/mol

In generale, con varie eccezioni, per EI ed AE si ha:

Non metalli

Semimetalli

Lr

Lu

UuuUunMtHsBhSgDbRfRaFr

RnAtPoBiPbTlHgAuPtIrOsReWTaHfBaCs

XeITeS

bSnInCdAgPdRhRuTc

M

oNbZrYSrRb

KrBrSeA

sGeGaZnCuNiCoFe

M

nCrVTiScCaK

ArClSPSiAlM

gNa

NeFONCBBeLi

HeH

YbT

mErHoDyTbGdEuSm

P

mNdPrCeLa

NoM

d

F

mEsCfBk

C

m

A

mPuNpUPaThAc

Metalli

Non metalli

Semimetalli

Lr

Lu

UuuUunMtHsBhSgDbRfRaFr

RnAtPoBiPbTlHgAuPtIrOsReWTaHfBaCs

XeITeS

bSnInCdAgPdRhRuTc

M

oNbZrYSrRb

KrBrSeA

sGeGaZnCuNiCoFe

M

nCrVTiScCaK

ArClSPSiAlM

gNa

NeFONCBBeLi

HeH

YbT

mErHoDyTbGdEuSm

P

mNdPrCeLa Yb

T

mErHoDyTbGdEuSm

P

mNdPrCeLa

NoM

d

F

mEsCfBk

C

m

A

mPuNpUPaThAc No

M

d

F

mEsCfBk

C

m

A

mPuNpUPaThAc

Metalli

La maggior parte degli elementi è costituita da metalli:

Sostanze solide con buone conducibilità termica ed elettrica, malleabilità e

duttilità

Element structures

I metalli formano cationi, per quelli non di transizione

la carica del catione è uguale al numero del gruppo.

Na([Ne]3s1) Na+([Ne])

Mg([Ne]3s2) Mg2+([Ne])

Gli elementi più pesanti dei gruppi IIIA-VA tendono a conservare gli elettroni

ns2

Sn ([Kr]4d105s25p2) Sn2+ ([Kr]4d105s2)

I non metalli formano anioni con carica pari al numero del

gruppo meno 8

Raggi ionici

Un catione è più piccolo del corrispettivo atomo neutro perchè ha perso gli

elettroni di valenza o parte di essi. Rcatione < Ratomo

Al contrario un anione è più grande del corrispettivo atomo neutro perchè

ha acquistato degli elettroni. Ranione > Ratomo

Variazioni delle proprietà periodiche e del carattere metallico nella tavola

periodica.