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OBIETT IV I

3C A P I T O L O

• EsaminareleintuizionichepermiseroaMendeleevdicostruirelaTavolaPeriodica

• Descrivereleproprietàperiodichegiustificandolalorovariazionelungounperiodooungruppo

• PrecisarelarelazionecheesistetralaposizionediunelementonelSistemaPeriodicoelasuaconfigurazioneelettronicaesterna

• PrevedereleproprietàperiodichediunelementoinbaseallasuaposizionenelSistemaPeriodico

• Precisareladistinzionedeglielementiinmetallienonmetalliinrelazionealleloroproprietàchimiche

Tavolaperiodica degli elementi

TAVOLA

PERIODICA

DEGLI ELEMENTI

TAVOLA PERIODICA

DI MENDELEEV

SISTEMA PERIODICO

ELEMENTI

CHIMICI

Proprietàperiodiche

Numeroatomico

Massa

atomica

Struttura

(periodi e gruppi)

Configurazioneelettronica esterna

Densità (d)Raggio atomico (r)

FisicheEnergia di ionizzazione (I)

Affinità elettronica (F)Elettronegatività (En )

Chimiche

Metalli

Non metalli

Semimetalli

IN QUESTO CAPITOLO

1 TAVOLAPERIODICADIMENDELEEV 68

2 SISTEMA PERIODICO 69

3 ELEMENTICHIMICI:NOMI,SIMBOLI,

STATOFISICO 72

4 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA NELLOSTATO FONDAMENTALE 73

5 PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLIELEMENTI 74

6 METALLI, NONMETALLI ESEMIMETALLI 82

Proprietàchimichedeimetallialcaliniealcalino-terrosi 85

Proprietàfisichedeimetalliedeinonmetalli 86

Esercizi 89

Èlaclassificazionesistematicadeglielementibasatasullaripetizionericorrente(periodicità)delleproprietàchimiche.

68 CAPITOLO 3 Tavola periodica degli elementi

1 TavolaperiodicadiMendeleev

Nel 1830, lo studio sistematico del comportamento chimico dei diversi elementi chimici noti (55) permise di mettere in evidenza che tra alcuni di essi esistevano delle analogie. Si rilevò infatti che gli elementi litio, sodio e potassio, reagendo con l’acqua, formavano composti simili con proprietà basiche e che fluoro, cloro, bromo e iodio, reagendo con l’idrogeno, formavano composti simili con proprietà acide. Divenne pertanto sempre piú sentita l’esigenza di pervenire ad una classifi-cazione sistematica degli elementi chimici per ordinare questi ultimi in gruppi con proprietà simili.Nel 1869 il chimico russo Dmitrij Mendeleev, in seguito alla determinazione dei valori delle masse atomiche relative definite mediante il metodo precisato dal chimico italiano Cannizzaro, dispose gli elementi chimici conosciuti (63) in righe orizzontali secondo la loro massa atomica crescente. Poté cosí constatare che nel passare da un elemento a quello successivo di una stessa riga le proprietà cambiavano in modo continuo, e che giunto in corrispondenza di un determinato elemento le proprietà ritornavano simili a quelli già ordinati nella riga precedente e quindi li posizionò in una riga sottostante. In altri termini la lunghezza di una riga era in relazione alla periodica variazione delle proprietà fisiche e chimiche; da qui la formulazione della legge periodica degli elementi:

✔ Ie proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano in modo periodico con la loro massa atomica.

Nella Tavola Periodica (Mendeleev pubblicò l’ultima versione nel 1871) le righe orizzontali (12) vengono chiamate periodi, mentre le colonne verticali (8), che contengono elementi con proprietà chimiche simili, gruppi. Gli elementi chimici di uno stesso gruppo costituiscono una famiglia chimica. Per sistemare alcuni elementi con proprietà fisiche e chimiche simili Mendeleev fu costretto a lasciare alcuni posti vuoti, poiché nessun elemento allora noto aveva le proprietà richieste per occupare quelle posizioni che avrebbero dovuto essere occupate da elementi chimici non ancora conosciuti (Tab. 3.1).

Dmitrij Mendeleev

Tab. 3.1 Tavola Periodica di Mendeleev pubblicata nel 1871.

PeriodiGruppo

IGruppo

IIGruppo

IIIGruppo

VIGruppo

VGruppo

VIGruppo

VIIGruppo

VIII

1 H = 1

2 Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19

3 Na = 23 Mg = 24 Al = 27,3 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35,5

4 K = 39 Ca = 40 - = 44 Ti = 48 V = 51 Cr = 52 Mn = 55Fe = 56, Co = 59, Ni = 59, Cu = 63

5 (Cu = 63) Zn = 65 - = 68 -= 72 As = 75 Se = 78 Br = 80Ru = 104, Rh = 104, Pd = 105, Ag=108

6 Rb = 85 Sr = 87 Yt = 88 Zr = 90 Nb = 90 Mo = 94 -= 100

7 (Ag = 108) Cd = 112 In = 113 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128 I = 127

8 Cs = 133 Ba = 137 -= 138 Ce = 140 — — —

9 — — — — — — —

10 — — -= 178 La = 180 Ta = 182 W = 184 —Os = 195, Ir = 197, Pt = 198, Au = 199

11 (Au = 199) Hg = 200 TI = 204 Pb = 207 Bi = 208 — —

12 — — — Th = 231 — U = 240 —

692 Sistema Periodico

A tal proposito sistemò il titanio, che per massa atomica segue il calcio, sotto il silicio, perché le proprietà del titanio e del silicio sono simili e lasciò un posto vuoto tra il calcio e il titanio, prevedendo l’esistenza di un elemento sconosciu-to a cui diede il nome di eka-boro con massa atomica uguale a 44. Per lo stesso motivo collocò l’arsenico sotto il fosforo lasciando vuoti due posti che sarebbero dovuti essere occupati da due elementi non ancora noti, a cui diede i nomi di eka-alluminio (68) e eka-silicio (72). Mendeleev sistemò questi elementi un posto sotto elementi già noti (il termine eka in sanscrito significa uno).Mendeleev arrivò anche a prevedere le proprietà di questi elementi non noti che, quando furono scoperti, presero il nome di scandio, gallio e germanio e le loro proprietà corrispondevano esattamente a quelle previste (Tab. 3.2).Inoltre per rispettare la periodicità delle proprietà fisiche e chimiche, Mendeleev dovette interrompere la regolare disposizione secondo la massa atomica crescente per la coppia tellurio-iodio: infatti il tellurio, con massa atomica maggiore dello iodio, lo doveva precedere perché presentava proprietà analoghe a quelle dello zolfo, mentre lo iodio aveva proprietà simili a quelle del cloro e del bromo.Mendeleev in tal caso non tenne conto della sua legge periodica, pensando ad un errore nelle determinazione della massa atomica del tellurio. In effetti il valore della massa atomica del tellurio era esatto, ma a Mendeleev va riconosciuto il merito di aver dato maggior importanza alle proprietà degli elementi che alla disposizione della massa atomica crescente.

Fisich

e

Proprietà Eka-silicio Germanio

Aspetto Grigio Grigio

Massa atomica 72 72,6

Punto di fusione (cC) Alto 937

Densità (g/cm3) 5,5 5,38

Chim

iche

Formula dell’ossido EO2 GeO2

Aspetto dell’ossido Solido bianco Solido bianco

Densità dell’ossido (g/cm3) 4,7 4,23

Formula del cloruro ECl4 GeCl4

Punto di ebollizione del cloruro (cC) Minore di 100 84

Densità del cloruro (g/cm3) 1,9 1,84

2 SistemaPeriodico

L’inversione di posizione, nella Tavola Periodica di Mendeleev, della coppia tellu-rio-iodio e la successiva scoperta dell’argon, che rese inevitabile l’inversione con il potassio per rispettare la periodicità delle proprietà chimiche, indusse i chimici ad ipotizzare che non doveva essere la massa atomica crescente la grandezza delle proprietà periodiche. La scoperta del nucleo (Rutherford, 1911), del protone e la determinazione sperimentale del numero atomico (Moseley, 1914) portò a stabilire che la grandezza che contraddistingue chimicamente un atomo non è la massa, bensí il numero atomico. Gli elementi chimici furono perciò disposti secondo il numero atomico crescente e la legge periodica venne modificata come di seguito:

✔ le proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano in modo periodico con il numero atomico.

Tab. 3.2 Previsioni di Mendeleev per le proprietà dell’eka-silicio confrontate con quelle del germanio.


Disponendo quindi gli elementi secondo l’ordine crescente del numero atomico non sono necessarie le inversioni tra le coppie di elementi tellurio-iodio, argon-potassio e anche cobalto-nichel. Dovendo utilizzare il numero atomico come criterio per ordinare gli elementi, furono proposte nuove tavole e oggi quella uni-versalmente adottata è la tavola periodica nota con il nome di Sistema Periodico degli elementi. Il termine periodico mette in evidenza il fatto che ad intervalli regolari si ritrovano elementi con comportamento chimico simile.

2.1 Struttura:blocchi,periodiegruppi

Il Sistema Periodico risulta diviso in quattro grandi blocchi: a sinistra il blocco s, a destra il blocco p, al centro il blocco d e in basso il blocco f . In questi si trovano i simboli degli elementi che hanno il loro ultimo elettrone rispettivamente nell’or-bitale s, nell’orbitale p, nell’orbitale d e nell’orbitale f (Fig. 3.1).

1

3

11

19

37

55

87

4

12

20

38

56

88

21

39

5771

89103

22

40

72

104

23

41

73

105

24

42

74

106

25

43

75

107

26

44

76

108

27

45

77

109 110 111 112

28

46

78

29

47

79

30

48

80

5

13

31

49

81

6

14

32

50

82

7

15

33

51

83

8

16

34

52

84

9

17

35

53

85

2

10

18

36

54

86

58

90

57

103

59

91

60

92

61

93

62

94

63

95

64

96

65

97

66

98

67

99

68

100

69

101

70

102

71

103

blocco s blocco p

blocco d blocco f1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d

4f

5f

6d

Ogni elemento chimico viene inserito in una casella in cui vengono riportati il nome, il simbolo chimico e alcuni dati significativi per la sua identificazione (numero atomico, massa atomica relativa, densità) e per prevedere il suo com-portamento chimico (configurazione elettronica, stati di ossidazione, energia di prima ionizzazione, elettronegatività) (Fig. 3.2). Nel Sistema Periodico si distinguono periodi e gruppi.

✔ I periodi sono le righe orizzontali, lungo le quali le proprietà fisiche e chimiche variano in modo continuo all’aumentare del numero atomico.

I periodi sono sette e sono indicati con un numero arabo, cor-rispondente a quello del livello energetico (n) esterno occupato dagli elettroni degli atomi presenti nel periodo.I primi tre periodi, detti anche periodi brevi, contengono solo elettroni in orbitali di tipo s e p.

• Il primo periodo (n = 1) comprende solo due elementi (idrogeno ed elio), in quanto il livello energetico corri-spondente (1s ) è occupato solo da due elettroni.

• Il secondo periodo (n = 2) comprende otto elementi, in quanto il livello corri-spondente (2s e 2p ) è occupato da otto elettroni.

• Il terzo periodo (n = 3), corrispondente al livello energetico 3s e 3p, comprende sempre otto elementi, in quanto l’ordine d’energia crescente degli orbitali impo-ne che, dopo l’orbitale 3p, venga occupato l’orbitale 4s e non l’orbitale 3d.

Fig. 3.1 Struttura a blocchi del Sistema

Periodico, con indicazione del numero atomico degli elementi

e degli orbitali s, p, d ed f che vengono

riempiti.

7

14,0071,17

3,0414,54

–3,1,2,3,4,5

AZOTON

1s22s22p3

numeroatomico

simbolonome

elettronegatività

energia di ionizzazione

stati di ossidazione

configurazioneelettronica

massaatomicarelativa

densità

Fig. 3.2 Informazioni che possono essere

riportate in una casella del Sistema Periodico.

712 Sistema Periodico

I periodi dal quarto al settimo, detti anche periodi lunghi, contengono elettroni in orbitali di tipo s, p, d e f.

• Il quarto periodo (n = 4) costituisce il primo grande periodo e comprende diciotto elementi, in quanto si ha il riempimento degli orbitali 4s, 3d e 4p.

• Il quinto periodo (n = 5) costituisce il secondo grande periodo, comprende sempre diciotto elementi e si ha il riempimento degli orbitali 5s, 4d e 5p.

• Il sesto periodo (n = 6), o terzo grande periodo, comprende trentadue elementi, in quanto si ha il riempimento degli orbitali 6s, 4 f , 5d e 6p.

• Il settimo periodo (n = 7), o quarto grande periodo, è incompleto, compren-de ventisei elementi e con esso si ha il riempimento completo degli orbita-li 7s, 5 f e 6d.

In realtà il sesto e il settimo periodo includono anche gli elementi di transizio-ne interna, distinti in due serie di quindici elementi detti rispettivamente dei Lantanidi e degli Attinidi. Le due serie occupano gli orbitali 4 f e 5 f e prendono il nome dal primo elemento con cui iniziano (lantanio Z = 57 e attinio Z = 89). Da tener presente inoltre che il lutezio (Z = 71) e il laurenzio (Z = 103), che nel Sistema Periodico vengono abitualmente posti come ultimi elementi nella serie dei lantanidi e degli attinidi, sono in effetti elementi di transizione perché con essi inizia rispettivamente il riempimento degli orbitali 5d e 6d dopo che è stato com-pletato il riempimento degli orbitali 4f e 5f . Lo scandio, l’ittrio e i lantanidi sono denominati elementi delle Terre rare. Gli elementi che seguono l’uranio (elementi transuranici ) non esistono in natura e sono stati ottenuti in laboratorio attraverso reazioni nucleari.

✔ I gruppi sono le colonne verticali in cui si trovano elementi che hanno proprietà chimiche simili.

I gruppi nella numerazione CAS (Chemical Abstract Service) sono sedici, distinti in otto gruppi A e otto gruppi B, indicati con numeri romani corrispondenti al numero massimo di elettroni, presenti nel livello energetico esterno, che ogni ele-mento può impegnare nei legami chimici; nella numerazione IUPAC i gruppi sono diciotto ed indicati con i numeri arabi.I gruppi A appartengono ai blocchi s e p e comprendono gli elementi principali o rappresentativi.

• Ai gruppi I e II (blocco s) appartengono rispettivamente gli elementi alcalini (dal litio al francio) e alcalino-terrosi (dal berillio al radio).

• Il gruppo VI (blocco p) comprende gli elementi calcogeni (dall’ossigeno al polonio).

• Il gruppo VII (blocco p) comprende gli elementi alogeni (dal fluoro all’astato). Il nome alogeni (dal greco: generatori di sali) si giustifica in quanto molti dei loro composti sono dei sali.

• Il gruppo VIII (blocco p) è indicato con il nome di gas nobili o gas inerti (dall’elio al radon).

I gruppi B appartengono al blocco d e comprendono gli elementi di transizione, che s’inseriscono tra gli elementi a maggior carattere metallico (I A e II A) e quelli con minor carattere metallico (elementi di post-transizione). Il numero d’ordine dei gruppi B è anomalo: s’inizia con III B e si aumenta fino al VII B (a quest’aumen-to regolare del numero d’ordine corrisponde un aumento del numero d’elettroni nel livello energetico esterno). I nove elementi successivi presentano un compor-tamento chimico molto particolare, per cui sono stati inseriti in un unico gruppo


(VIII B). Gli ultimi due gruppi comprendono elementi che presentano delle ana-logie con gli elementi dei gruppi I A e II A, per cui vengono contrassegnati con la notazione I B e II B (Fig. 3.3).

3 Elementichimici:nomi,simboli,statofisico

Atomi con diverso numero atomico hanno un diverso numero di protoni e perciò hanno proprietà fisiche e chimiche diverse. Atomi con lo stesso numero atomico sono uguali ed hanno uguali proprietà fisico-chimiche:

✔ un elemento chimico è una sostanza costituita da atomi con lo stesso numero atomico.

Fino ad oggi sono noti 112 elementi chimici. Di questi 90 sono presenti in natura (elementi naturali), gli altri sono stati ottenuti in laboratorio (elementi artificiali) mediante reazioni di trasmutazione nucleare che permettono di trasformare un elemento chimico in un elemento diverso.I nomi degli elementi chimici in alcuni casi derivano da termini greci (cloro da chloros = verde; bario da barys = pesante) o latini (oro da aurum = giallo; fluo-ro da fluere = scorrere), in altri casi da luoghi geografici (americio da America; californio da California) o ancora dal nome di fisici (fermio da Fermi) o chimici (mendeleievo da Mendeleev).I simboli degli elementi chimici, proposti nel 1814 dal chimico svedese Jöns Ber-zelius, sono costituiti generalmente dalla lettera iniziale maiuscola del nome dell’elemento (Tab. 3.3):

S = zolfo (dal latino sulphur)P = fosforo (dal greco phosforos = portatore di luce)

Se due elementi presentano la stessa lettera iniziale si utilizza anche la seconda lettera: C = carbonio Ca = calcio

o una lettera diversa dalla seconda:Ar = argon Ag = argento

1n

2

3

4

5

6

7

PER

IOD

I

1s

2s2p

3s3p

4s (3d )4p

5s (4d )5p

6s (4f ) (5d )6p

7s (5f ) (6d )

GRUPPI B

Elementi di transizione, orbitali (n -1)d

Elementi di transizione interna, orbitali (n -2) f

Lantanidi (Terre rare)

Attinidi

III IV V VI VII VIII I II

orbitali ns orbitali npElementi principali

I II VII VIIIV VIIIIGRUPPI A IVA

lcal

ini

Alc

alin

o-te

rros

i

Terr

e ra

re

Cal

coge

ni

Alo

geni

Gas

nob

ili

*

**

*

**

Orb

itali

che

si r

iem

pion

o ne

l per

iodo

Fig. 3.3 I gruppi del Sistema Periodico con indicazione degli orbitali che si riempiono nei periodi.

Elemento Simbolo

Alluminio Al

Azoto N

Bario Ba

Boro B

Bromo Br

Cloro Cl

Ferro Fe

Fluoro F

Fosforo P

Idrogeno H

Iodio I

Litio Li

Ossigeno O

Rame Cu

Sodio Na

Stagno Sn

Zinco Zn

Tab. 3.3 Nome e simbolo degli elementi chimici piú noti.

73

Molti elementi a temperatura ambiente (25 cC) sono solidi con punti di fusione che variano dai 29 cC del cesio ai 3550 cC del carbonio (nella forma di diamante). Due sono gli elementi (bromo, mercurio) allo stato liquido ed undici gli elementi sotto forma di gas (idrogeno, azoto, ossigeno, fluoro, cloro e gli elementi del gruppo VIII A).

4 Configurazioneelettronicaesterna nellostatofondamentale

Prendiamo in esame le configurazioni elettroniche, nello stato fondamentale, degli elementi del gruppo I A e del gruppo VII A del Sistema Periodico evidenziandone il livello energetico esterno, ovvero quello costituito dagli orbitali con il piú alto valore di n (Tab. 3.4).

Si può osservare che sia gli elementi del gruppo I che quelli del gruppo VII, pur aven-do un diverso numero totale di elettroni, hanno, nel livello energetico esterno, lo stes-so numero di elettroni, corrispondente rispettivamente alla formula ns1 e ns 2 np5.Analogamente, gli elementi del gruppo II hanno un numero di elettroni, nel livello energetico esterno, corrispondente alla formula ns 2; quelli del gruppo III ns 2 np 1 e cosí di seguito (Fig. 3.4). Risulta, quindi, che gli elementi di un stesso gruppo del blocco s o p hanno lo stesso numero di elettroni nel livello energetico esterno e questo numero coincide col numero del gruppo:

✔ la formula che indica quanti elettroni vi sono negli orbitali s e p col piú alto valore di n si chiama configurazione elettronica esterna.

57

89

La

Ac

1

3

11

19

37

55

87

4

12

20

38

56

88

21

39

57

71

89

103

22

40

72

104

23

41

73

105

24

42

74

106

25

43

75

107

26

44

76

108

27

45

77

109 110 111 112

28

46

78

29

47

79

30

48

80

5

13

31

49

81

6

14

32

50

82

7

15

33

51

83

8

16

34

52

84

9

17

35

53

85

2

10

18

36

54

86

58

90

59

91

60

92

61

93

62

94

63

95

64

96

65

97

66

98

67

99

68

100

69

101

70

102

71

103

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Sc

Y

Ti

Zr

Hf

Rf

V

Nb

Ta

Ha

Cr

Mo

W

Mn

Tc

Re

Fe

Ru

Os

Co

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn

Cd

Hg

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Ce

Th

Pr

Pa

Nd

U

Pm

Np

Sm

Pu

Eu

Am

Gd

Cm

Tb

Bk

Dy

Cf

Ho

Es

Er

Fm

Tm

Md

Yb

No

Lu

Lr

s1 s2 s2p5 s2p6s2p3 s2p4s2p1CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA

ELEMENTI DI TRANSIZIONE

s2p2

ns npORBITALI (n -1)d

I II VII VIIIV VIIIIGRUPPO IV

Solidi

Liquidi

Aeriformi

Elementi artificiali

Tab. 3.4 Configurazione elettronica degli elementi dei gruppi I A e VII A.

ElementigruppoIA

ConfigurazioneelettronicaElementi

gruppoVIIAConfigurazioneelettronica

1H 1s 1 9F 1s 2 2s 2 2p 5

3Li 1s 2 2s 1 17Cl 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p 5

11Na 1s 2 2s 2 2p6 3s 1 35Br 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 3d 10 4s 2 4p 5

19K 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 4s 1 53I 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 3d 10 4s 2 4p6 4d 10 5s 2 5p 5

Fig. 3.4 Configurazione elettronica esterna degli elementi dei gruppi principali e indicazione dello stato fisico di tutti gli elementi.

4 Configurazione elettronica esterna nello stato fondamentale


Dato che le reazioni tra atomi coinvolgono solo gli elettroni che si trovano negli orbitali piú esterni, è evidente che le proprietà chimiche degli elementi non dipen-dono dal numero totale di elettroni, ma dalla configurazione elettronica esterna. Risulta quindi che:

✔ gli elementi di uno stesso gruppo, aventi la stessa configurazione elettronica esterna, hanno proprietà chimiche simili.

Da tener presente che l’elio, pur avendo configurazione elettronica esterna ns 2, non appartiene al gruppo II del sistema periodico, ma al gruppo VIII, i cui elemen-ti hanno configurazione elettronica esterna ns 2 np6. Quest’apparente contraddi-zione si giustifica in quanto l’elio è un gas monoatomico e con proprietà chimiche simili a quelle dei gas nobili.La configurazione elettronica esterna permette di rappresentare la configurazio-ne elettronica di atomi con Z 2 10 in una forma piú breve, indicando dentro una parentesi quadra il simbolo del gas nobile che precede l’atomo e facendo seguire la configurazione elettronica degli orbitali s, p, d, f con il piú alto valore di n:

11Na = [Ne] 3s 1 30Zn = [Ar] 4s 2 3d 10 49In = [Kr] 5s 2 4d 10 5p1

5 Proprietàperiodichedeglielementi

Le proprietà degli elementi chimici variano in modo abbastanza regolare da sini-stra a destra lungo un periodo e dall’alto e in basso lungo un gruppo del Sistema Periodico. Si distinguono proprietà fisiche (densità, raggio atomico) e proprietà chimiche (energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività).

5.1 Densità

✔ La densità di un elemento è il rapporto tra la sua massa e il suo volume.

La densità, per gli elementi solidi e liquidi, si esprime in g/cm3 alla temperatura di 20 cC; per gli elementi gassosi in g/L alla temperatura di 0 cC e alla pressione di 1 atm.Osservando i valori della densità nel Sistema Periodico si può constatare:

• lungo un periodo prima aumentano (nei gruppi A fino al III e nei gruppi B fino all’VIII) e poi diminuiscono;

• lungo un gruppo aumentano con l’aumentare del numero atomico.

Gli elementi a piú alta densità risultano quelli centrali del VI periodo (osmio, iri-dio, platino) in quanto hanno un alto valore della massa atomica e un basso valore del volume atomico (Fig. 3.5).

esercizio guidato

Rappresentare la configurazione elettronica del cadmio (Cd) in forma breve con la notazione s p d f.

R I S O L U Z I O N EIl cadmio ha numero atomico 48. Tenendo presente che il gas nobile che lo precede nel Sistema Perio-dico è il kripton Kr (Z = 36) e che il cadmio appartiene al quinto periodo in cui si ha il riempimento degli orbitali 5s e 4d, si ha che la sua configurazione elettronica è la seguente:

48Cd = [Kr] 5s 2 4d 10

755 Proprietà periodiche degli elementi

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Sc

Y

La

Ti

Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn

Tc

Re

Fe

Ru

Os

Co

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn

Cd

Hg

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

0,09

0,53

0,97

0,86

1,53

1,90

1,85

1,74

1,54

2,6

3,6

2,99

4,47

6,18

4,5

6,5

13,3

6,7

6,9

16,7

7,14

10,2

19,3

7,47

11,5

21,02

7,87

12,45

22,61

7,8

12,41

22,65

8,91

12,2

21,45

8,9

10,5

19,3

7,14

8,64

13,5

2,46

2,71

5,9

7,3

11,85

2,23

2,33

5,32

7,29

11,35

1,25

1,84

5,72

6,68

9,8

1,43

2,06

4,81

6,64

9,0

1,74

3,17

3,12

4,98

–

0,178

0,89

1,78

3,75

5,89

9,72

1

2

3

4

5

6

Be1,85

densità in g/cm3

(t = 20cC)

IA

IIA

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIBVIIIB VIIIB IB IIB

IIIA IVA VA VIA VIIA

VIIIAN

1,25densità in g/L(t = 0cC; P = 1 atm)

5.2 RaggioatomicoDato che non è possibile determinare i raggi degli atomi isolati, i valori, espressi in picometri (simbolo pm; 1 pm = 10-12 m), sono stati ricavati in base alla distanza che separa i nuclei di due atomi uguali e vicini. Se l’elemento è:a. un metallo (rame), il raggio r è la metà della distanza tra i centri di due atomi

adiacenti (Fig. 3.6);b. un non-metallo (cloro), il raggio è la metà della distanza tra i centri di due atomi

uniti da un legame chimico (Fig. 3.7).

2 r = 270 pm

r = 135 pm

2 r

Fig. 3.6 Raggio atomico di un metallo (rame).

2 r = 198 pm

r = 99 pm

2 r

Fig. 3.7 Raggio atomico di un non-metallo (cloro).

I valori dei raggi atomici evidenziano un comportamento periodico. In particolare:

✔ il raggio atomico diminuisce lungo un periodo da sinistra a destra ed aumenta scendendo lungo un gruppo.

• Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo in quanto gli elettroni che via via si aggiungono (passando da un elemento all’altro) vanno ad occupare orbitali dello stesso livello energetico esterno (n), contemporaneamente però aumenta Z, ovvero la carica nucleare, che comporta una maggiore forza di attrazione elettrostatica sugli elettroni degli orbitali esterni, con diminuzione del raggio (Fig. 3.8).

3Li1s

2s

–elettrone

4Be1s

2s

–

–

• Il raggio atomico aumenta scendendo lungo un gruppo perché, passando da un periodo a quello successivo, gli elettroni vanno ad occupare orbitali con livelli energetici piú alti e quindi a maggiore distanza dal nucleo con dimi-nuzione della forza attrattiva nucleo-elettroni. Inoltre si deve tener presen-te che gli elettroni interni esercitano sul nucleo un effetto schermo, che fa

Fig. 3.5 Valori della densità degli elementi chimici (i gas sono indicati in rosso).

Fig. 3.8 Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo, poiché aumentando la carica nucleare aumenta la forza di attrazione elettrostatica che il nucleo esercita sugli elettroni esterni.


diminuire l’attrazione tra il nucleo e gli elettroni esterni (Fig. 3.9). La minore forza di attrazione nucleo-elettroni fa ovviamente aumentare il raggio ato-mico (Fig. 3.10).

5.3 Energiadiionizzazione

In un atomo neutro le cariche positive dei protoni sono, come è noto, bilanciate dalle cariche negative degli elettroni e tra le due cariche opposte si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica. Volendo pertanto allontanare un elettrone da un atomo neutro bisogna vincere questa forza di attrazione, fornendo una determi-nata quantità di energia:

✔ si definisce energia di prima ionizzazione (simbolo I1) la minima energia che si deve fornire ad un atomo neutro allo stato gassoso per allontanare da esso l’elettrone del livello energetico piú esterno.

L’energia di ionizzazione può essere fornita sotto forma di energia elettrica, ter-mica o luminosa. Allontanando un elettrone da un atomo neutro, la carica nucleare aumenta di una unità e l’atomo si trasforma in uno ione positivo o catione:

✔ uno ione positivo o catione è una specie chimica con un numero di protoni maggiore del numero di elettroni.

L’equazione generica che descrive l’allontana-mento di un elettrone da un generico atomo X si può cosí rappresentare:

IX X e1(g) (g)$+ ++ -

Fornendo energia di ionizzazione all’atomo di litio (Z = 3; configurazione elettronica = 1s 2 2s1) si ha l’allontanamento dell’elettrone dell’orbitale 2s e la formazione di uno ione positivo (simbo-lo Li+) costituito da tre protoni e due elettroni (Fig. 3.11):

ILi Li e1 (g)(g) $+ ++ -

IA

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

VIIIA37

152

186

231

244

244

111

160

197

215

217

88

143

122

162

171

77

117

122

140

175

60

110

121

141

146

66

104

117

137

140

64

99

114

133

140

50

70

94

109

130

140

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Fig. 3.9 Valori dei raggi atomici (in pm) degli elementi principali (gruppi A).

Rag

gio

ato

mic

o (i

n pm

)

Numero atomico0 10

50

100

150

200

250

300

20 30 40 50 56

Li

Ne

ArKr

Xe

CsRbK

Na Ba

Fig. 3.10 Variazione periodica dei valori dei raggi atomici (gruppi A) in funzione del numero atomico.

–

–

++ +

–

++ +

–

–+

–

elettrone (e–)

3 cariche positive2 cariche negative

Li+(g)ione positivo

Li(g)atomo neutro


energia di prima ionizzazione

Fig. 3.11 Un atomo di litio allo stato di gas, assorbendouna determinata quantità di energia, perde un elettrone e si trasforma in uno ione positivo.


Il raggio ionico del catione è minore del corrispondente atomo neutro perché aumenta la forza attrattiva che il nucleo esercita sull’elettrone del livello energetico piú esterno. Il raggio ionico di un catione misura molto meno del raggio del corri-spondente atomo neutro: lo ione litio ha un raggio ionico uguale a 65 pm, mentre l’atomo di litio ha un raggio atomico uguale a 145 pm (Fig. 3.12). Poiché l’energia di ionizzazione è misurata in riferimento ad una mole (simbolo mol) di atomi di un elemento, ovvero ad una quantità in grammi corrispondente al valore della massa atomica relativa (la massa atomica relativa del litio è 6,941, una mole di litio è 6,941 g), si esprime in kJ/mol.

Li

Li+

Esaminando i valori dell’energia di prima ionizzazione, si osserva che questa aumenta lungo un periodo da sinistra a destra e diminuisce scendendo lungo un gruppo (Fig. 3.13). È evidente quindi che il valore dell’energia di ionizzazio-ne dipende dal raggio atomico, ovvero dalla forza di attrazione elettrostatica nucleo-elettrone.

Fig. 3.13 a) Valori dell’energia di prima ionizzazione (in kJ/mol) per gli elementi principali (gruppi A). b) Variazione dei valori dell’energia di prima ionizzazione in funzione del numero atomico.

1312

520

496

419

403

376

900

738

590

550

503

799

578

576

558

589

1090

786

762

709

716

1400

1012

944

832

703

1310

1000

941

869

812

1680

1251

1140

1009

–

2372

2080

1520

1351

1170

1037

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

IA


VIIIA

a)

Ener

gia

di p

rim

a io

niz

zazi

on

e (k

J/m

ol)

Numero atomico0 10

500

1000

1500

2500

2000

20 30 40 50 60

Li

NeHe

ArKr

Xe

CsRbKNa

b)

• L’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo per-ché, al diminuire del raggio, aumenta la forza attrattiva che il nucleo esercita sull’elettrone piú esterno; si deve tener presente che gli elementi del gruppo II e del grup-po V presentano valori piú alti dei gruppi III e VI perché la presenza di orbitali ns completi e di orbitali np semi-completi conferisce agli atomi una maggiore stabilità.

• L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo perché si deve considerare che aumenta la distan-za nucleo-elettrone esterno e che gli elettroni interni esercitano un effetto schermo sul nucleo (Fig. 3.14).

Fig. 3.12 Dimensioni relative dell’atomo di litio e dello ione litio.

–

–

+

+

Fig. 3.14 Tra il nucleo e l’elettrone esiste una forza di attrazione elettrostatica. L’energia, che si deve fornire per vincere questa forza di attrazione e allontanare l’elettrone piú esterno, è tanto minore quanto maggiore è la distanza.


Risulta quindi che gli elementi con la minore energia di ionizzazione si trovano in basso a sinistra nel Sistema Periodico (metalli alcalini) e gli elementi con la mag-giore energia di ionizzazione si trovano in alto a destra (gas nobili) (Fig. 3.15).

I

II III IV V VI VII

VIII

1

2

3

4

5

6

7

Volendo allontanare un secondo elettrone da uno ione positivo X+ si deve fornire una quantità di energia, energia di seconda ionizzazione (simbolo I 2), maggiore rispetto a quella utilizzata per allontanare il primo elettrone. Il processo si rappresenta con la seguente equazione:

IX X e22

(g) (g)$+ ++ + -

L’energia di seconda ionizzazione è piú alta di quella di prima ionizzazione in quanto l’allontanamento del primo elettrone comporta un aumento della carica nucleare ed una diminuzione del raggio ionico, con conseguente aumento della forza attrattiva nucleo-elettrone esterno. Ovviamente l’allontanamento di un terzo elettrone richiede una quantità di energia, energia di terza ionizzazione (simbo-lo I3), ancora piú alta di quella di seconda. Risulta quindi che l’ordine crescente dei valori dell’energia di ionizzazione è il seguente:

I1 1 I2 1 I3

Dall’analisi dei valori dell’energia di prima, seconda, terza ionizzazione e successive si può osservare come tali valori siano raggruppati in fasce, evidenziando cosí che gli elettroni sono disposti intorno al nucleo in livelli energetici situati a varia distanza da esso. In ogni livello si trovano elettroni con valori di energia di ionizzazione vicini, mentre tra elettroni di un livello ed elettroni di quello successivo, i valori dell’energia di ionizzazione presentano variazioni notevoli (Tab. 3.5). 2°periodo Li Be B C N O F Ne

I1 520 900 799 1090 1400 1310 1680 2080

I2 7300 1760 2420 2350 2860 3390 3370 3950

I3 11800 14800 3660 4620 6280

I valori delle energie di ionizzazione degli elementi forniscono pertanto informa-zioni sul numero dei livelli energetici di un atomo, sul numero di elettroni presenti in ogni livello e sul gruppo a cui appartiene l’atomo.

Fig. 3.15 L’energia di ionizzazione aumenta nel periodo da sinistra a destra e diminuisce

scendendo lungo un gruppo.

Tab. 3.5 Valori (in kJ/mol) dell’energia

di prima, seconda e terza ionizzazione degli

elementi del secondo periodo.

esercizio guidato

Stabilire a quale gruppo appartiene un elemento che esprime nell’ordine indicato le seguenti ener-gie (in kJ/mol) di prima, seconda e terza ionizzazione (900, 1756, 14 841).

R I S O L U Z I O N EDall’analisi dei valori di prima, seconda e terza ionizzazione, si evidenzia che i primi due valori (900 e 1756) sono poco diversi tra loro, ma nettamente minori dal terzo (14 841).Si deve pertanto ipotizzare che essi sono i valori dell’energia di prima e seconda ionizzazione di un atomo che ha solo due elettroni nel livello energetico esterno (gruppo II A del Sistema Periodico) e che il terzo valore, decisamente piú alto, è l’energia di ionizzazione di un elettrone del livello energetico piú interno, e, quindi, completo.


5.4 Affinitàelettronica

✔ L’affinità elettronica (simbolo F ) è l’energia, sotto forma di calore, che si libera o che deve essere assorbita quando ad un atomo neutro allo stato gassoso si associa un elettrone.

Il valore dell’affinità elettronica assume segno negativo per indicare una diminu-zione di energia del sistema (processo esotermico) e segno positivo per indicare un aumento di energia del sistema (processo endotermico). Addizionando ad un atomo X un elettrone, il numero degli elettroni aumenta di un’unità e l’atomo si trasforma in uno ione negativo o anione:

✔ uno ione negativo o anione è una specie chimica che ha un numero di protoni minore del numero di elettroni.

La formazione di un anione è favorevole quando il processo è esotermico e quindi l’affinità elettronica di un atomo è tanto piú elevata quanto piú piccolo è il suo valore numerico. Le equazioni generiche, che descrivono rispettivamente il processo esotermico ed endotermico, si possono cosí rappresentare:

( ) ( )F FX e X X e X(g) (g) (g) (g)$ $+ - + +- - - -

L’atomo di cloro (Z = 17; configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p5), acqui-stando un elettrone, si trasforma in uno ione negativo (simbolo Cl-) costi-tuito da 17 protoni e 18 elettroni e liberando energia di affinità elettronica (Fig. 3.16):

( )FCl e Cl(g) (g)$+ -- -

17+

– –

– –

–

–

–

–

–

–

– –

–

––

– – 17+

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–– – ––+

–

elettrone (e–)+

energiadi affinitàelettronica

Cl(g)atomo neutro


Cl–(g)ione negativo


Il raggio ionico dell’anione è maggiore di quello del corrispondente atomo neutro perché la carica nucleare è minore del numero di elettroni e la forza di attrazione elettrostatica esercitata sull’elettrone del livello energetico esterno è minore. Il raggio ionico di un anione misura quasi il doppio del raggio del corrispondente atomo neutro: lo ione cloruro Cl- ha un raggio ionico uguale a 189 pm, mentre l’atomo di cloro Cl ha un raggio atomico uguale a 99 pm (Fig. 3.17).I valori di affinità elettronica sono misurati in riferimento ad una mole di atomi di un elemento, per cui si esprimono in kJ/mol. Sperimentalmente non è semplice misurare il valore dell’affinità elettronica e per questo si hanno valori attendibili

Fig. 3.16 Un atomo di cloro allo stato di gas acquistando un elettrone si trasforma in uno ione negativo liberando energia di affinità elettronica.

Cl

Cl–

Fig. 3.17 Dimensioni relative dell’atomo di cloro e dello ione cloruro.


solo per gli elementi principali (blocco s e p). Dai dati disponibili emergono alcune considerazioni:

• gli alogeni, e a seguire gli elementi del gruppo VI, hanno i valori piú alti (valori nega-tivi) di affinità elettronica, in quanto il piccolo raggio atomico e l’elevata carica nucle-are aumentano la forza attrattiva del nucleo verso l’elettrone che l’atomo associa;

• gli elementi del gruppo V hanno bassi valori di affinità elettronica (l’azoto ha addirittura un valore positivo) per la presenza di orbitali np piú esterni semi-completi che manifestano particolare stabilità;

• gli elementi del gruppo VIII e, in misura maggiore, quelli del gruppo II hanno valori di affinità elettronica molto bassi (valori positivi) che si giustificano, nei primi, con la presenza di orbitali ns e np completi, che determinano ovviamente alta stabilità, e nei secondi con la presenza di un orbitale ns piú esterno com-pleto, per cui un nuovo elettrone dovrebbe occupare l’orbitale np di un livello energetico piú alto e schermato (Fig. 3.18).

Risulta, quindi, che gli elementi con minore affinità elettronica si trovano nei gruppi II, VIII, e V del Sistema Periodico, mentre quelli con maggiore affinità elettronica si trovano a destra del Sistema Periodico (gruppi VI e VII A).È possibile anche l’associazione di un secondo elettrone, secondo un processo che si rappresenta con la seguente equazione:

( )FX e X22(g) (g)$+ +- - -

Si forma uno ione con due cariche negative, ma, dovendo vincere la forza di repul-sione dovuta alla carica negativa già presente, si deve fornire energia ( processo endotermico). Gli elementi che possono addizionare due elettroni sono quelli del gruppo VI A, che hanno configurazione elettronica esterna ns 2 np4.

5.5 Elettronegatività

Quando due atomi diversi si legano tra loro, si ha il trasferimento parziale o totale di uno o piú elettroni, elettroni di legame, verso l’atomo la cui carica nucleare presenta la maggiore forza di attrazione elettrostatica:

✔ si definisce elettronegatività (simbolo En) la tendenza che ha un atomo ad attirare verso di sé gli elettroni di legame.

–72,8

–59,6

–52,9

–48,4

–46,9

–45,5

+241

+230

+156

+167

+52

–26,7

–42,5

–28,9

–28,9

–19,3

–122

–134

–119

–107

–35,1

7

–72

–78,2

–103

–91,3

–141

–200

–195

–190

–183

–328

–349

–325

–295

–270

+21

+29

+34

+39

+40

+41

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

IA


VIIIA

a)A

ffin

ità

elet

tro

nic

a (k

J/m

ol)

Numero atomico0 5

–400

–100

+100

+400

+300

–200

–300

0

+200

10 15 20

Li

Be

B

C

F

N

O

NeHe

H

Ar

NaSi

KP

Mg

Al

S

Cl

Ca

b)

Fig. 3.18 a) Valori (in kJ/mol) dell’affinità elettronica degli elementi principali(gruppi A). b) Variazione dei valori dell’affinità elettronica in funzione del numero atomico per gli elementi dei primi tre periodi.


I valori dell’elettronegatività degli elementi sono stati determinati dal chimico statunitense Pauling e dall’esame di tali valori si osserva che l’elettronegatività aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo (Fig. 3.19).

• L’aumento lungo un periodo si giustifica con la diminuzione del raggio ato-mico e l’aumento della carica nucleare che hanno come conseguenza una maggiore forza di attrazione elettrostatica tra il nucleo e gli elettroni di lega-me (Fig. 3.20).

• La diminuzione lungo un gruppo si giustifica con l’aumento del raggio atomico e con l’effetto schermo, esercitato dagli elettroni interni, che comportano una diminuzione della forza di attrazione elettrostatica tra il nucleo e gli elettroni di legame.

Risulta quindi che gli elementi con minore elettronegatività si trovano in basso a sinistra nel Sistema Periodico (elementi alcalini e alcalino-terrosi) e gli elementi piú elettronegativi si trovano in alto a destra nel Sistema Periodico (calcogeni e alogeni) (Fig. 3.21). L’elemento piú elettronegativo è il fluoro con un valore uguale a 4, seguono l’ossigeno con 3,5, il cloro e l’azoto con 3,1, il carbonio con 2,5 e lo zolfo con 2,4. L’idrogeno appartiene al gruppo I A, ma, essendo un non metallo, ha un valore medio di elettronegatività (2,2) molto vicino a quello del carbonio.

I

II III IV V VI VII1

2

3

4

5

6

7

Fig. 3.21 L’elettronegatività aumenta nel periodo da sinistra a destra, e diminuisce scendendo lungo un gruppo.

–

–

+ +

Fig. 3.20 Gli elettroni di legame, condivisi tra due atomi dal diverso raggio atomico, sono attratti piú fortemente dal nucleo dell’atomo piú piccolo.

a)

2,2

1

0,9

0,8

0,8

0,7

1,5

1,2

1

1

0,8

2,0

1,5

1,6

1,7

1,8

2,5

1,8

1,8

1,8

1,8

3,0

2,1

2,0

1,9

1,9

3,5

2,4

2,4

2,1

2

4

3

2,8

2,5

2,2

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

B

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Ge

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

IA


VIIIA

Elet

tro

neg

ativ

ità

Numero atomico91

1,5

2,5

4,0

3,5

1,0

0,5

0

2,0

3,0

17 35 53

Li

Br

I

Rb

F

He Ne Ar Kr Xe

H

Na K

Cl

b)

Fig. 3.19 a) Valori dell’elettronegatività secondo la scala di Pauling per gli elementi principali (gruppi A). b) Variazione dei valori dell’elettronegatività in funzione del numero atomico.


6 Metalli,nonmetalliesemimetalli

La linea spezzata nera, che nel Sistema Periodico parte dal boro e termina con l’astato, divide gli elementi chimici in due grandi gruppi, a sinistra i metalli e a destra i non metalli; gli elementi a contatto con questa linea (tranne l’alluminio e il polonio) sono i semimetalli (Fig. 3.22).

✔ I metalli sono elementi che tendono a perdere elettroni.

Sono metalli gli elementi del blocco s (tranne l’idrogeno), del blocco d (elemen-ti di transizione), del blocco f (elementi di transizione interna) e gli elementi in basso a sinistra del blocco p (elementi di post-transizione). A temperatura ambiente (25 cC) i metalli sono tutti solidi tranne il mercurio che è liquido (Fig. 3.23). I metalli, avendo bassa energia di ionizzazione, tendono a perdere facilmente elettroni e perciò, nei composti, si trovano sotto forma di ioni posi-tivi o cationi monoatomici. Il numero degli elettroni che gli elementi metallici dei gruppi principali tendono a perdere è in genere uguale al numero di elettroni presenti negli orbitali del livello energetico esterno. Piú precisamente, i metalli dei gruppi I A, II A, III A tendono a perdere rispettivamente 1, 2, 3 elettroni, trasformandosi in cationi monoatomici con 1, 2, 3 cariche positive, diventando in tal modo ioni isoelettronici (specie chimiche che hanno la stessa configura-zione elettronica esterna) con il gas nobile che li precede, conseguendo elevata stabilità, bassa energia e bassa reattività.I cationi monoatomici, che perdono sempre lo stesso numero di elettroni, sono denominati con il nome dell’elemento preceduto dal termine ione (Tab. 3.6):

Simbolo Nome

Li+ ione litio

Mg2+ ione magnesio

Ga3+ ione gallio

Gli ioni litio, magnesio e gallio sono isoelettronici rispettivamente con gli atomi di elio, neon e argon.Alcuni metalli del blocco p e d (elementi di post-transizione e transizione) possono cedere un diverso numero di elettroni formando due ioni: l’atomo di ferro può perdere due o tre elettroni trasformandosi cosí nello ione Fe2+ e nello ione Fe3+. Per designare i due cationi, la nomenclatura tradizionale fa seguire alla radice del nome dell’elemento le desinenze -oso o -ico, rispettivamente per lo ione con cari-

Fig. 3.22 Nel Sistema Periodico i metalli si

trovano a sinistra della linea spezzata nera, i

non metalli a destra; i semimetalli si trovano a contatto con questa

linea.1

2

3

4

5

6

7

non-metalli

metalli

semimetalli

IA

IIA

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIBVIIIB VIIIB IB IIB


VIIIA

Zinco

Rame

Mercurio

Fig. 3.23 Campioni di metalli.

Tab. 3.6 Simboli e nomi

di alcuni cationi monoatomici.

836 Metalli, non metalli e semimetalli

ca positiva minore o maggiore, la notazione Stock fa seguire al nome dell’elemento un numero romano corrispondente alla carica dello ione.

Fe2+ = ione ferroso o ione ferro (II) Fe3+ = ione ferrico o ione ferro (III)Per rappresentare la configurazione elettronica di un catione si deve determinare la configurazione dell’atomo neutro e quindi allontanare un numero di elettroni corrispondente al numero di cariche positive prima dagli orbitali np e a seguire dagli orbitali ns e dagli orbitali (n - 1) d. Tenendo presente che la configurazione elettronica del ferro è:

Fe = [Ar] 4s 2 3d 6

si ha che le configurazioni dello ione Fe2+ e dello ione Fe3+ sono:Fe2+ = [Ar]3d 6 Fe3+ = [Ar]3d 5

✔ I non metalli sono elementi che tendono ad acquistare parzialmente o totalmente elettroni.

Sono non metalli l’idrogeno e gli elementi del blocco p che si trovano in alto a destra del Sistema Periodico. I non metalli a temperatura ambiente possono essere gassosi (idro-geno, azoto, ossigeno, fluoro, cloro e i gas nobili), liquidi (bromo) e solidi (Fig. 3.24).Il numero di elettroni che i non metalli acquistano dipende dal numero di elet-troni presenti nel loro livello energetico esterno: in tal modo essi raggiungono la configurazione elettronica esterna del gas nobile che li segue, conseguendo cosí bassa energia, bassa reattività ed alta stabilità. I non metalli dei gruppi IV A e V A tendono in genere ad acquistare parzialmente 4 e 3 elettroni. I non metalli dei gruppi VI A e VII A, avendo alti valori di affinità elettronica, tendono in genere ad acquistare totalmente elettroni e a diventare, in tal modo, anioni monoatomici e quindi ioni isoelettronici con il gas nobile che li segue:

✔ si definisce ione isoelettronico un catione (o un anione) monoatomico con la stessa configurazione elettronica esterna del gas nobile che lo precede (o lo segue).

Gli anioni monoatomici sono designati con il termine ione seguito dal nome dell’elemento con la desinenza -uro (Tab. 3.7):

Simbolo Nome

N3- ione nitruro

S2- ione solfuro

Br- ione bromuro

Gli ioni nitruro, solfuro e bromuro sono isoelettronici rispettivamente con gli atomi di neon, argon e kripton. Da tener presente che lo ione O2- è designato con il nome di ione ossido.Per rappresentare la configurazione elettronica di un anione si deve addizionare alla configurazione di un atomo neutro un numero di elettroni sufficiente a rag-giungere la configurazione elettronica del gas nobile successivo. Tenendo presente che la configurazione elettronica del fosforo è:

P = [Ne]3s 2 3p3

si ha che la configurazione dello ione fosfuro P3- è:P3- = [Ne]3s 2 3p6

✔ I semimetalli sono elementi con alcune proprietà fisiche dei metalli (conducibilità elettrica e termica) e alcune proprietà chimiche dei non metalli (formazione di composti dal carattere acido).

Iodio

Zolfo

Fig. 3.24 Campioni di non metalli.

Tab. 3.7 Simboli e nomi di alcuni anioni monoatomici.


Questi elementi chimici nel Sistema Periodico si trovano a contatto della linea di sepa-razione fra metalli e non metalli. I semimetalli sono il boro (B), il silicio (Si), il germa-nio (Ge), l’arsenico (As), l’antimonio (Sb), il tellurio (Te) e l’astato (At).

6.1 CaratteremetallicoenonmetallicodeglielementiIl carattere metallico e non metallico degli elementi si manifesta attraverso pro-prietà fisiche e chimiche.

• I metalli sono caratterizzati da una particolare lucentezza, sono duttili e malleabili, e presentano un’elevata conducibilità termica ed elettrica. Avendo i metalli un ele-vato raggio atomico, è evidente che il loro nucleo esercita, sugli elettroni del livello energetico esterno, una bassa forza di attrazione e di conseguenza essi hanno valori bassi di energia di ionizzazione, di affinità elettronica e di elettronegatività. Risulta, quindi, che il carattere metallico degli elementi diminuisce procedendo da sini-stra verso destra lungo un periodo e aumenta scendendo lungo un gruppo. Gli ele-menti a maggior carattere metallico sono quindi gli alcalini e gli alcalino-terrosi.

• I non metalli sono opachi, non sono duttili e malleabili e non sono conduttori di energia elettrica e termica (tranne il carbonio sotto forma di grafite). Avendo i non metalli un piccolo raggio atomico, il loro nucleo esercita un’elevata forza di attrazione sugli elettroni del livello energetico esterno e di conseguenza essi presentano valori elevati di energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. Risulta quindi che il carattere non metallico degli elementi aumenta da sinistra verso destra lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo. Gli elementi a maggior carattere non metallico sono quindi i calcogeni e gli alogeni (Fig. 3.25).

IA

IIA

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB


VIIIA

il carattere metallico aumenta

il ca

ratt

ere

met

allic

o au

men

ta

il carattere non metallico aumenta

il ca

ratt

ere

non

met

allic

o au

men

ta

esercizio guidato

Stabilire quali sono gli ioni dei gruppi I A, II A, VI A e VII A isoelettronici con l’argon.

R I S O L U Z I O N EL’argon (Z = 18) appartiene al gruppo VII A ed ha la seguente configurazione elettronica:

18Ar = 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 2p6

Il potassio (Z = 19) e il calcio (Z = 20) che nel Sistema Periodico seguono l’argon e che appartengono ai gruppi I A e II A, perdendo rispettivamente 1 e 2 elettroni del livello energetico esterno si trasformano nello ione potassio (K+) e nello ione calcio (Ca2+) con la stessa configurazione dell’argon.Lo zolfo (Z = 16) e il cloro (Z = 17), che nel Sistema Periodico precedono l’argon e che appartengono ai gruppi VI A e VII A, acquistando rispettivamente 2 e 1 elettroni si trasformano nello ione solfuro (S2-) e nello ione cloruro (Cl-) con la stessa configurazione dell’argon.

Fig. 3.25 Variazione del carattere metallico

e non metallico nel Sistema Periodico.


LABORATORIO

Proprietàchimichedeimetallialcaliniealcalino-terrosiIl nucleo degli atomi dei metalli alcalini e alcalino-terrosi esercita sugli elettroni di legame una piccola forza di attrazione elettrostatica per cui questi metalli tendono a cedere facilmente elettroni come indicano i bassi valori di energia di ionizzazione, di affinità elettronica e di elettronegatività. Le proprietà di questi metalli, che definiscono il carattere metallico, sono quindi determinate dalla loro elevata tendenza a cedere elettroni che, essendo inversamente proporzionale al raggio atomico, aumenta scendendo lungo un gruppo.

Individuare le analogie esistenti tra le proprietà chimiche dei metalli alcalini e alcalino-terrosi attraverso la diversa reattività.

Tre becher da 200 mL, vetrini da orologio, pinza metallica, contagocce, fenolftaleina (incolore con pH 1 9; rosso ciclamino con pH 2 9), Bunsen; acqua distillata, litio (Fig. 1), sodio (Fig. 2), potassio, calcio in granuli, magnesio in polvere.

Fig. 3Fig. 1 Fig. 2

Versate nel becher 150 mL di acqua, prendete con la pinza un pezzettino di litio (non toccate mai i metalli alcalini con le mani), immergetelo nell’acqua e coprite imme-diatamente col vetrino da orologio. Osservate attentamente la reazione (Fig. 3) e prendete nota del tempo impiegato, dell’eventuale fusione del metallo e dell’energia liberata dalla reazione.

1. A reazione avvenuta, versate nel becher alcune gocce di fenolftaleina. Osservate.2. Ripetete le operazioni del punto 1 e 2 con il sodio e il potassio.

Versate nel becher 150 mL di acqua, prendete con la pinza alcuni granelli di calcio (non toccate mai i metalli alcalino-terrosi con le mani), immergeteli nell’acqua e coprite immediatamente con un vetrino da orologio. Osservate la reazione.

1. A reazione avvenuta versare nella soluzione due gocce di fenolftaleina. Osservate.2. Ripetete le operazioni del punto 1 e 2 con il magnesio prima a freddo, e suc-

cessivamente a caldo mediante riscaldamento con il Bunsen (portate l’acqua ad ebollizione).

Giustificare: l’effervescenza, la maggiore reattività del potassio, il colore rosso ciclami-no delle soluzioni e la formazione della fiammella.

Giustificare: l’effervescenza, il colore opaco della soluzione con il calcio e la minore reattività del magnesio.

PREMESSA

OBIETTIVI DIDATTICI

MATERIALE OCCORRENTE

PROCEDIMENTOPRIMA PARTE

SECONDA PARTE

CONCLUSIONIPRIMA PARTE

SECONDA PARTE


LABORATORIO

ProprietàfisichedeimetalliedeinonmetalliLa distinzione degli elementi chimici in metalli e non metalli è evidenziata da alcune proprietà fisiche (lucentezza, conducibilità elettrica e termica, sfaldabilità) che carat-terizzano i metalli e sono assenti nei non metalli.

Evidenziare alcuni caratteri fisici di una serie di elementi al fine di operare una distin-zione in metalli e non metalli.

Bunsen, alimentatore a corrente continua, lampadina e porta lampade con cavetti di collegamento, vetrino da orologio, becher da 100 mL. Campioni di: zinco, piombo, rame (Fig. 1), sodio, alluminio (Fig. 2), mercurio, carbonio (nella forma di grafite, Fig. 3), iodio, zolfo.

Fig. 1 Fig. 2 Fig. 3

Gli elementi disponibili (i campioni dovranno essere ben puliti al fine di rimuovere ogni patina superficiale) dovranno essere sottoposti ai seguenti esami:

1. aspetto: osservate i campioni nel loro aspetto precisandone il colore e la presenza o assenza di lucentezza metallica o l’opacità;

2. conducibilità elettrica: predisponete un circuito elettrico con l’alimentatore a cor-rente continua ed una lampadina; interponete al circuito, interrompendo uno dei fili, il campione in osservazione, annotando se esso conduce o no la corrente, in base all’accensione o meno, della lampadina;

3. conducibilità termica: riscaldate brevemente i campioni alla fiamma del Bunsen, rilevando con la mano l’eventuale conducibilità termica (da questo esame sono da escludersi i campioni di sodio, mercurio, iodio, zolfo);

4. sfaldabilità: disponendo di fili o lamine di alcuni elementi osservate la duttilità e la malleabilità.

In seguito alle prove effettuate completate la seguente tabella:

Precisare le proprietà fisiche dei diversi elementi giustificando la distinzione tra metalli e non metalli.

PREMESSA

OBIETTIVI DIDATTICI

MATERIALE OCCORRENTE

PROCEDIMENTO

Elemento Colore Lucentezzaoopacità

Conducibilitàelettrica

Conducibilitàtermica

Sfaldabilità(duttilitàe/omalleabilità)

Alluminio

Carbonio (grafite)

Iodio

Mercurio

Piombo

Rame

Sodio

Zinco

Zolfo

CONCLUSIONI


TAVOLA PERIODICADEGLI ELEMENTI

TAVOLA PERIODICADI MENDELEEV

SISTEMA PERIODICO

ELEMENTI CHIMICI

Proprietà periodiche

Numero atomico

Massa atomica

Struttura(periodi e gruppi)

Configurazioneelettronica esterna

Densità (d )Raggio atomico (r)

Fisiche

Energia di ionizzazione (I)Affinità elettronica (F )Elettronegatività (En)

MetalliNon metalliSemimetalli

Chimiche

Reteconcettuale

Insintesi3CAPITOLO88

La densità (d ) di un elemento è il rapporto tra la sua massa e il suo volume.Il raggio atomico è la metà della distanza tra i centri di due atomi adiacenti (nei metalli) o uniti da un legame chimico (nei non metalli). L’energia di prima ionizzazione (I1) è la minima energia che si deve fornire ad un atomo neutro allo stato gassoso per allontanare da esso l’elettrone del livello energetico piú esterno. L’atomo si trasforma in uno ione positivo o catione ovvero in una specie chimica che ha un numero di protoni maggiore del numero di elettroni. L’affinità elettronica (F ) è l’energia che si libera o che deve essere assorbita quando ad un atomo neutro allo stato gassoso si associa un elettrone. Addizionando ad un atomo un elettrone, l’atomo si trasforma in uno ione negativo o anione ovvero in una specie chimica che ha un numero di protoni minore del numero di elettroni. Gli elementi con maggiore affinità elettronica sono quelli del VI e VII gruppo del Sistema Periodico. L’elettronegatività (En) è la tendenza che ha un atomo ad attirare verso di sé gli elettroni di legame. L’elemento piú elettronegativo è il fluoro.

6 Metalli,nonmetalli esemimetalliI metalli sono elementi che tendono a perdere elet-troni. Sono metalli gli elementi del blocco s (tranne l’idrogeno), del blocco d (elementi di transizione), del blocco f (elementi di transizione interna) e gli elemen-ti in basso a sinistra del blocco p (elementi di post-transizione).I non metalli sono elementi che tendono ad acquistare parzialmente o totalmente elettroni. Sono non metalli l’idrogeno e gli elementi del blocco p che si trovano in alto a destra del Sistema Periodico. I semimetalli (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At) sono elementi con alcune proprietà fisiche dei metalli (conducibilità elettrica e termica) e alcune proprietà chimiche dei non metalli (formazione di composti dal carattere acido).I metalli hanno valori bassi di energia di ionizzazione, di affinità elettronica e di elettronegatività. Risulta, quindi, che il carattere metallico di un ele-mento diminuisce procedendo da sinistra verso destra lungo un periodo e aumenta scendendo lungo un gruppo. I non metalli hanno valori elevati di energia di ionizzazio-ne, affinità elettronica ed elettronegatività. Risulta quindi che il carattere non metallico degli elementi aumenta da sinistra verso destra lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo.

1 TavolaperiodicadiMendeleevNella Tavola Periodica di Mendeleev gli elementi chimici sono disposti in funzione della loro massa atomica cre-scente, con le proprietà fisiche e chimiche che variano in modo continuo lungo un periodo, mentre sono simili all’interno di un gruppo.

2 SistemaPeriodicoNel Sistema Periodico gli elementi chimici sono disposti secondo il numero atomico crescente. Il Sistema Perio-dico risulta diviso in quattro grandi blocchi: a sinistra il blocco s, a destra il blocco p, al centro il blocco d e in basso il blocco f. Nel Sistema Periodico si distinguono periodi e gruppi. I periodi (sette) sono le righe orizzonta-li, lungo le quali, le proprietà fisiche e chimiche variano in modo continuo all’aumentare del numero atomico.I gruppi sono le colonne verticali in cui si trovano ele-menti che hanno proprietà chimiche simili.I gruppi (sedici) sono distinti in otto gruppi A e otto grup-pi B. I gruppi A appartengono ai blocchi s e p e compren-dono gli elementi principali. I gruppi B appartengono al blocco d e comprendono gli elementi di transizione.

3 Elementichimici:nomi, simboli,statofisicoUn elemento chimico è una sostanza costituita da atomi che hanno lo stesso numero atomico. I nomi degli elementi chimici derivano da termini greci o latini. Ad ogni elemen-to chimico corrisponde un simbolo. Molti elementi a tem-peratura ambiente sono solidi, due sono allo stato liquido (bromo, mercurio) ed undici gli elementi sotto forma di gas.

4 Configurazioneelettronicaesternanellostato

fondamentaleLa configurazione elettronica esterna è la formula che indica quanti elettroni vi sono negli orbitali s e p col piú alto valore di n. Gli elementi di uno stesso gruppo, aventi la stessa configurazione elettronica esterna, hanno pro-prietà chimiche simili.

5 Proprietàperiodiche deglielementiLe proprietà periodiche si distinguono in proprietà fisiche (densità, raggio atomico) e proprietà chimiche (energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività).

89CAPITOLO 3 Esercizi

8. Indicare il simbolo dell’elemento con il piú basso numero atomico avente:

a) un sottolivello d completo b) un sottolivello 4s completo c) due elettroni 4p d) un elettrone 6s

9. Indicare i simboli degli elementi con nessun elettrone nell’orbitale p.

10. Indicare il simbolo dell’elemento che: a) appartiene al gruppo VIII A ma non ha elet-

troni nell’orbitale p b) ha un solo elettrone nel sottolivello 3d

Configurazione elettronica esterna nello stato fondamentale _p. 73

11. Rappresentare la configurazione elettronica esterna dei seguenti elementi:

a) Ba, I b) Na, Al c) Xe, As d) Sn, Te

12. Stabilire a quale gruppo appartengono gli ele-menti con la seguente configurazione elettro-nica esterna:

a) ns 2 np4 b) ns 2 c) ns 2 np6 d) ns 2 np1

13. Calcolare il numero di elettroni esterni di un atomo con:

a) Z = 6 Z = 19 b) Z = 52 Z = 38 c) Z = 31 Z = 35 d) Z = 15 Z = 54

14. Riportare i simboli di tutti gli elementi princi-pali:

a) aventi configurazione elettronica esterna ns 2 np 2

b) che hanno un solo elettrone nell’orbitale s piú esterno

c) con cinque elettroni nel livello energetico esterno

d) con configurazione elettronica esterna ns 2 np1

15. Rappresentare la configurazione elettronica, in forma breve, dei seguenti atomi:

a) 88Ra 23V b) 31Ga 48Cd c) 83Bi 47Ag d) 52Te 84Po

Sistema Periodico _p. 69

1. Utilizzando la Tavola Periodica individuare tra i seguenti elementi: gli alogeni, gli elementi di transizione, gli alcalini, i calcogeni, gli elementi di transizione interna, i gas nobili, gli alcalino-terrosi e gli elementi delle Terre rare.

a) Be, Sc, Cr, Hg, Ge, Se, Zn, Bi, At, U, Nd, K b) Cs, Cl, Tc, Rn, Ac, In, Br, Rb, Po, Ar, Mn, Sr c) La, Au, Xe, Pt, Th, Fr, Se, I, Ni, Ba, Te, Cd d) Lu, Ca, V, Pa, Si, Al, F, Na, Kr, Mg, Cr, Np

2. Quale dovrebbe essere il numero atomico del-l’elemento:

a) che chiude il settimo periodo? b) con 5 elettroni nell’orbitale 7p?

3. Quale dovrebbe essere nel settimo periodo il numero atomico dell’elemento:

a) con il sottolivello 6d semicompleto? b) con il sottolivello 7p semicompleto?

4. Indicare il numero atomico dell’elemento che: a) completa il sottolivello 5s b) inizia il sottolivello 7s c) ha il sottolivello 5p semicompleto d) inizia la serie dei lantanidi

Elementi chimici _p. 72

5. Riportare i simboli degli elementi: a) con Z 1 35 aventi proprietà simili al rubidio b) con Z 2 40 con proprietà simili al germanio c) delle Terre rare con Z 1 57 d) che sono attinidi con Z 2 99

6. Riportare i simboli degli elementi: a) con Z 1 30 aventi proprietà chimiche simili

al bario b) che completano un sottolivello p c) con Z 2 50 con proprietà chimiche simili al

sodio d) con Z 1 20 che completano il sottolivello s

7. Indicare il simbolo dell’elemento con il piú basso numero atomico avente:

a) un sottolivello p completo b) due elettroni 3d c) quattro elettroni 3p d) dieci elettroni 3d

Esercizi

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