Il sistema periodico1 LICEO SCIENTIFICO STATALE LEONARDO da VINCI di FIRENZE CORSO SPERIMENTALE F...

Il sistema periodico 1

LICEO SCIENTIFICO STATALE“LEONARDO da VINCI di FIRENZE

CORSO SPERIMENTALE FDOCENTE Prof. Enrico Campolmi

IL SISTEMA PERIODICO


Attualmente si conoscono 109 elementi: 92 naturali e 17 artificiali


Abbondanza relativa dei vari elementi


Nella seconda metà dell’800, quando gli elementi conosciuti erano circa 50, si cominciò a cercare un criterio per classificarli

Nel 1869, il chimico russo Mendeleèv propose una classificazione basata sulle proprietà chimiche

D. I. Mendeleèv (1834 – 1907)

Gli elementi sono disposti secondo colonne verticali (gruppi)

e righe orizzontali (periodi)


Successivamente alla scoperta dei numeri atomici gli, elementi vennero disposti in ordine crescente di numero atomico


•B•2p1

1IA

18VIIIA

12IIA

13IIIA

14IVA

15VA

16VIA

17VIIA

2

33

IIIB4IVB

5VB

6VIB

7VIIB

8 9VIIIB

10 11IB

12IIB

4

5

6

7

H1s1

Li2s1

Na3s1

K4s1

Rb5s1

Cs6s1

Fr7s1

Be2s2

Mg3s2

Ca4s2

Sr5s2

Ba6s2

Ra7s2

Sc3d1

Ti3d2

V3d3

Cr4s13d5

Mn3d5

Fe3d6

Co3d7

Ni3d8

Zn3d10

Cu4s13d10

B2p1

C2p2

N2p3

O2p4

F2p5

Ne2p6

He1s2

Al3p1

Ga4p1

In5p1

Tl6p1

Si3p2

Ge4p2

Sn5p2

Pb6p2

P3p3

As4p3

Sb5p3

Bi6p3

S3p4

Se4p4

Te5p4

Po6p4

Cl3p5

Be4p5

I5p5

At6p5

Ar3p6

Kr4p6

Xe5p6

Rn6p6

Y4d1

La5d1

Ac6d1

Cd4d10

Hg5d10

Ag5s14d10

Au6s15d10

Zr4d2

Hf5d2

Nb4d3

Ta5d3

Mo5s14d5

W6s15d5

Tc4d5

Re5d5

Ru4d6

Os5d6

Rh4d7

Ir5d7

Ni4d8

Ni5d8

Riempiendo gli orbitali otteniamo la configurazione elettronica dei vari elementi

Tutti gli elementi dello stesso periodo hanno gli elettroni più esterni nello stesso livello energetico

Gli elementi dell’ottavo gruppo (gas nobili) riempiono gli orbitali s e p dell’ultimo livello energetico


La configurazione elettronica interna di ogni elemento corrisponde a quella del gas nobile precedente

Tutti gli elementi dello stesso gruppo hanno la medesima configurazione elettronica esterna


1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s

Attraversando i blocchi, mano a mano che cresce il numero atomico, è possibile memorizzare l’ordine di riempimento degli orbitali


LE PROPRIETA’ PERIODICHE

Nel susseguirsi degli elementi, periodicamente ricompaiono delle caratteristiche comuni

Elementi appartenenti allo stesso gruppo, avendo la stessa configurazione elettronica esterna, hanno comportamento chimico simile

Fluoro 2s22p5 HF

Cloro 3s23p5 HCl

Bromo 4s24p5 HBr

Iodio 5s25p5 HIIl volume atomico

aumenta

diminuisce


Il volume atomico influenza la forza con la quale gli elettroni più esterni sono legati al nucleo.

La regola dell’ottetto

Tutto in natura tende verso una maggiore stabilità, intesa come assenza di cambiamentoPiù una sostanza è stabile e più difficilmente parteciperà a reazioni chimiche

In natura non si incontrano mai atomi isolati, perché non sono stabili

A questa regola fanno eccezione i gas nobili, che sono invece elementi molto stabili

La loro stabilità risiede nella loro configurazione elettronica esterna nS2 nP6, (He fa eccezione) con gli orbitali S e P riempiti da 8 elettroni (un ottetto)

La configurazione elettronica otteziale, conferendo la massima stabilità possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere attraverso le reazioni chimiche

Tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino


Gli ioni

Se l’atomo cede alcuni dei suoi elettroni esterni assume una carica positiva e si trasforma in uno ione positivo o catione

Li → Li+ + e− catione monovalente

Ca → Ca2+ + 2e− catione bivalente

Fe → Fe3+ + 3e− catione trivalente

Pb → Pb4+ + 4e− catione tetravalente

Le dimensioni dei cationi sono minori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso più degli elettroni residui e li attirano con maggior forza, facendo diminuire il volume atomico

Se l’atomo acquista elettroni assume una carica negativa diventando uno ione negativo o anione;

F + e−→ F− anione monovalente

O + 2e−→O2− anione bivalente

N + 3e−→ N3− anione trivalente

Le dimensioni degli anioni sono maggiori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso meno degli elettroni e li attirano con minor forza, gli elettroni possono quindi allontanarsi un poco dal nucleo, facendo aumentare il volume atomico


Per quale motivo un atomo cede o acquista degli elettroni?

Na (Ne) 3S1

Na+ (Ne) Ha raggiunto formalmente l’ottetto

F 1S2 2S2 2p5

F− (Ne) Ha raggiunto formalmente l’ottetto

Gli atomi si trasformano in ioni per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino

E’ possibile prevedere in quale tipo di ioni monoatomici un elemento si trasformerà, a seconda della sua posizione nella tabella periodica,


gruppo Ioni monoatomici gruppo Ioni monoatomici

I°Cationi monovalenti (Na+; K+ ecc.)

V°

raramente cationi trivalenti (Bi 3+)

o anioni trivalenti(N3-)

II°Cationi bivalenti

(Mg 2+; Ca 2+ ecc.)

III°Cationi trivalenti

(Al 3+) VI°

anioni bivalenti (O2-; S2-)

IV°

Cationi bivalenti

(Sn 2+; Pb 2+ )

Cationi tetravalenti (Sn 4+; Pb 4+ )

VII°anioni monovalenti

(Cl-; F-; ecc.)


Energia di ionizzazione

Energia necessaria per strappare ad un atomo uno dei suoi elettroni più esterni

Aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo, diminuisce scendendo lungo un gruppo

Varia in modo opposto rispetto al volume atomico

Tale andamento concorda con la distribuzione degli ioni nei vari gruppi


Elettronegatività

Nel legame chimico due atomi mettono in compartecipazione gli elettroni degli orbitali più esterni, che iniziano ad orbitare intorno ad entrambi i nuclei

L’elettronegatività è la forza con cui gli atomi di un elemento attirano gli elettroni di legame

Aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo, diminuisce scendendo lungo un gruppo

L’elettronegatività varia in modo opposto rispetto al volume atomico


Metalli e non metalli

Metalli: tutti solidi a temperatura ambiente (tranne il mercurio), hanno bassa elettronegatività ed energia di ionizzazione, sono buoni conduttori di calore e di elettricità, sono duttili e malleabili

Non metalli: a temperatura ambiente possono essere solidi, liquidi o gassosi, hanno alta elettronegatività ed energia di ionizzazione, sono cattivi conduttori di calore e di elettricità.

Semi metalli ( o metalloidi): hanno caratteristiche intermedie. Silicio e germanio, essendo semi conduttori, sono impiegati in elettronica


Il peso atomico

Neutroni: particelle sub atomiche prive di carica, con massa uguale a quella del protone (1,66 x 10-24 grammi), che si trovano nel nucleo assieme ai protoni. Sono stati scoperti da James Chadwick nel 1932

J. Chadwick (1891 – 1974)

Numero di massa (A): numero puro dato dalla somma dei protoni e dei neutroni presenti nel nucleo

Peso atomico (espresso in UMA): somma dei pesi dei protoni e dei neutroni presenti nel nucleo

Isotopi: atomi che possiedono lo stesso numero atomico, ma diverso numero di massa. Gli isotopi hanno le stesse proprietà chimiche

1Hidrogeno

2Hdeuterio

3Htrizio


Il peso atomico di un elemento è dato dalla media ponderata dei pesi atomici di tutti i suoi isotopi

1H99,985%

2H0,015%

3H≈ 10-5%

•B•2p1

1IA

18VIIIA

12IIA

13IIIA

14IVA

15VA

16VIA

17VIIA

2

33

IIIB4IVB

5VB

6VIB

7VIIB

8 9VIIIB

10 11IB

12IIB

4

5

6

7

H

Li

Na

K

Be

Mg

Ca Cr Mn Fe ZnCu

B C N O F Ne

He

Al Si

Sn

Pb

P

As

Sb

S

Se

Cl

Be

I

Ar

Kr

Xe

RnHg

Ag

Au

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