LA TAVOLA PERIODICA

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5.A PRE-REQUISITI

5.B PRE-TEST

5.C OBIETTIVI

5.1 CRITERI DI CLASSIFICAZIONE

5.1.1 MENDELEEV: PESO ATOMICO E PROPRIETA’CHIMICHE

5.1.2 NUMERO ATOMICO E CONFIGURAZIONEELETTRONICA

5.2 LA STRUTTURA DELLA TAVOLAPERIODICA

5.3 GRUPPI CARATTERISTICI

5.4 PROPRIETA’ PERIODICHE

5.4.1 RAGGIO ATOMICO E RAGGIO IONICO

5.4.2 ENERGIA DI IONIZZAZIONE

5.4.3 AFFINITA’ ELETTRONICA

5.V VERIFICA SE HAI CAPITO

ESERCIZI

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5.A PRE-REQUISITI

Prima di iniziare a lavorare su questa Unità, dovrestiessere in grado di:• comprendere i concetti di sostanza semplice,sostanza composta, atomo e molecola;• avere chiaro il significato del termine�elemento�;• sapere cosa sono gli isotopi;• costruire la configurazione elettronica di unqualsiasi elemento, a partire dal suo numero atomico;• conoscere il significato di massa atomica/molecolare relativa;• avere un�idea generale sui composti formati daimetalli e dai non-metalli.

5.B PRE-TEST

1. Giustifica la posizione nella Tavola periodica deglielementi sodio, potassio, fluoro e cloro in base allaloro configurazione elettronica.2. Identifica nella Tavola periodica la zona occupata

dai metalli alcalini, dagli alogeni e dai gas nobili.

Soluzione

5.C OBIETTIVI

Al termine di questa Unità dovrai essere in gradodi:• consultare agevolmente la tavola periodica,ricavando di volta in volta le informazioni di cui haibisogno;• comprendere la struttura generale della tavolaperiodica, riconoscendo al suo interno i gruppi ed iperiodi, i blocchi s, p, d, f e le zone occupate dametalli, non-metalli, semimetalli;• conoscere le caratteristiche principali di alcunigruppi;• comprendere il significato della legge periodicaindividuata da Mendeleev in relazione al

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comportamento chimico ed al valore del pesoatomico;• spiegare la posizione degli elementi nella TavolaPeriodica sulla base della loro configurazioneelettronica;• comprendere il significato di alcune proprietà deglielementi, come il raggio atomico e ionico, l�energia diionizzazione e l�affinità elettronica;• interpretare la variazione di queste proprietà inrelazione alla periodicità ed alla posizione nellaTavola periodica.

5.1 CRITERI DI CLASSIFICAZIONE

5.1.1 MENDELEEV: PESO ATOMICO E PROPRIETA’CHIMICHE

I chimici hanno sempre tentato di ordinare lesostanze studiate in base a somiglianze chepermettessero, in qualche modo, di raggrupparle inmodo schematico; questa esigenza divenneprogressivamente più sentita nel secolo scorso,quando il progresso delle tecniche di analisi permisedi scoprire nuove sostanze semplici.Mendeleev, come già altri prima di lui, si erainterrogato sulle cause dell�analogia tra gruppi dielementi e sul rapporto di questi vari gruppi tra loro.Partendo da metodi di classificazione proposti daaltri, ed in verità accolti nel mondo scientifico con unpo� di scetticismo, egli propose una classificazionebasata essenzialmente su due criteri:

• la similitudine nel comportamento chimico, nonsempre valutabile con precisione;• il peso atomico (corrispondente alla odiernamassa atomica molare), quantità esattamentemisurabile, che rappresenta invece un criterioquantitativo di valutazione.

Mendeleev notò che, disponendo gli elementi

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secondo il peso atomico crescente, si potevaosservare una ripetizione periodica nelle proprietàchimiche, che può essere sintetizzata dalla leggeperiodica.

LEGGE PERIODICA: �le proprietà dei corpisemplici, come le forme e le proprietà dellecombinazioni, sono funzione periodica della

grandezza del peso atomico� (1868).

La classificazione proposta da Mendeleev si ritrovanella attuale Tavola periodica con l�aggiunta di alcunigruppi di elementi non ancora noti all�epoca, come igas rari (prima colonna a destra). Egli poté collocaretutti gli elementi allora noti; e fu anche in grado dilasciare nella Tavola alcune caselle vuote,prevedendo la collocazione e le caratteristiche dielementi non ancora scoperti, la cui posizione e lecui proprietà sono state in seguito confermate.Ad esempio, l�elemento che Mendeleev avevachiamato �eka-silicio� fu scoperto alcuni anni dopo echiamato germanio; le proprietà previste daMendeleev concordano con quelle osservate.

àteirporP etsiverP)1781,iS-akE(

etavressO)6881,eG(

acimotaassam 27 6,27

mc/g(àtisned 3) 5,5 74,5

eroloc oigirg oigirg-ocnaib

àtisnedodisso'lled

mc/g( 3)

OsE2

7,4, OeG2

307,4,

idotnupledenoizillobe

orurolc

lCsE4

iottos,C°001

lCeG4

C°68,

ledàtisnedmc/g(orurolc 3)

lCsE4

9,1, lCeG4

788,1,

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5.1.2 NUMERO ATOMICO E CONFIGURAZIONEELETTRONICA

Grazie agli studi di Moseley, che, esaminando i raggiX emessi dai diversi elementi, fu in grado di risalirealla carica nucleare e, quindi, al numero atomico,quest�ultimo divenne il criterio per stabilire laposizione degli elementi nella TAVOLAPERIODICA. La legge periodica, che perMendeleev era correlata con il peso atomicocrescente, dipende ora dal numero atomicocrescente. Come osservato riguardo al significato deltermine elemento, il numero atomico è alla basedella moderna definizione di elemento, i cui atomi(eventualmente appartenenti a diversi isotopi) sonocaratterizzati tutti dallo stesso valore di numeroatomico.Mendeleev aveva osservato che certi gruppi dielementi avevano proprietà chimiche simili; sullabase della configurazione elettronica fu possibilenotare che elementi di uno stesso gruppo, cioè diuna stessa colonna della Tavola, presentano unaforte somiglianza nella configurazione elettronica.Ad esempio, tutti gli elementi che occupano la prima

colonna a sinistra (come Li, Na, K, ecc.) presentanoun solo elettrone nello strato esterno. Il livello checontiene questo elettrone varia a seconda delnumero atomico (ad esempio, 2s1 per Li, 3s1 per Na,4s1 per K, in generale ns1), ma la distribuzione deglielettroni risulta molto simile. Analogamente, glielementi della seconda colonna (Be, Mg, Ca, ecc.)hanno due elettroni nel livello esterno (ns2), quellidella penultima colonna (F, Cl, Br, ecc.) ne hannosette (ns2 np5) e quelli dell�ultima ne hanno otto (ns2

np6, con l�eccezione di He che ha soltanto dueelettroni 1s2, in quanto caratterizzato soltanto dalprimo livello).All�interno della Tavola periodica possono essereindividuati vari blocchi, corrispondenti alriempimento di orbitali di diverso tipo, che verrannodescritti tra poco.

5.2 LA STRUTTURA DELLA TAVOLAPERIODICA

Nella Tavola periodica di Mendeleev gli elementierano suddivisi in 8 gruppi, secondo una forma�ridotta� della Tavola, che viene oggi per lo più

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rappresentata nella cosiddetta forma �estesa� (18gruppi). Al suo interno sono disposti 105 elementi;si distinguono:

I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali, cheriuniscono gli elementi con configurazionielettroniche simili; poiché gli elettroni esterni sonoquelli che entrano in gioco nei fenomeni di tipochimico, elementi di uno stesso gruppo presentanoproprietà chimiche analoghe, soprattutto per quantoriguarda gli elementi successivi al primo, che spessopresenta in parte caratteristiche proprie.

I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali,con gli elementi disposti in ordine di peso atomicocrescente, sono indicati da un numero progressivoall�estrema sinistra della Tavola. Lungo il periodo siha una graduale variazione delle proprietà, legata allevariazioni nella struttura elettronica.

I gruppi vengono generalmente numeratiprogressivamente da sinistra a destra secondoconvenzioni comuni; le principali proprietà di

alcuni gruppi significativi verranno descritte nelparagrafo successivo.Se, invece, rivolgiamo la nostra attenzione ai periodi,possiamo osservare che il primo periodo è costituitosoltanto da due elementi (idrogeno ed elio), cuiseguono due periodi di otto elementi ciascuno. Apartire dal quarto periodo, la zona centrale èoccupata dai cosiddetti elementi di transizione convariazioni di proprietà molto limitate. Il quarto ed ilquinto periodo comprendono 18 elementi, mentre ilsesto ed il settimo comprendono un numeromaggiore di elementi, per cui è stato necessariosistemare due serie di elementi a parte: si tratta,rispettivamente, dei LANTANIDI, o terre rare, (cheseguono il lantanio, La Z = 57) e degli ATTINIDI(che iniziano con l�attinio, Ac Z = 89).Gli elementiche costituiscono ciascuna di queste due seriepresentano tra loro proprietà chimiche molto simili esi sono sempre incontrate notevoli difficoltà persepararli.

Come accennato, nella Tavola Perodica possonoessere individuate zone corrispondenti al

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riempimento dei diversi tipi di orbitali; possiamodistinguere vari BLOCCHI:• BLOCCO-S: in cui gli elettroni più esternioccupano ORBITALI S, e che comprende i gruppi Ie II (primi due gruppi a sinistra).• BLOCCO-P: in cui gli elettroni esterni occupanoORBITALI P, e che comprende i gruppi III, IV, V,VI, VII, oltre al Gruppo 0 (ultimi sei gruppi adestra).• BLOCCO-D: in cui vengono progressivamenteriempiti gli ORBITALI D, e che comprendeelementi nella parte centrale della Tavola che, oltre apresentare proprietà analoghe verticalmente, sisomigliano anche orizzontalmente.• BLOCCO F: in cui vengono riempiti gliORBITALI F, e che comprende lantanidi ed attinidi.

Gli otto gruppi del blocco-s e del blocco-p sono icosiddetti ELEMENTI RAPPRESENTATIVI; pergli elementi di questa sezione della Tavola periodicail numero del gruppo indica il numero di elettroninel livello più esterno. Gli elementi del blocco-d e delblocco-f rappresentano, invece, gli ELEMENTI DI

TRANSIZIONE; per questi, la relazione tra ilnumero del gruppo e gli elettroni esterni è un po� piùcomplicata. Lantanidi ed attinidi rappresentano icosiddetti ELEMENTI DI TRANSIZIONEINTERNI.

Secondo un�ultima suddivisione, si può osservareche la maggior parte degli elementi della Tavolaperiodica sono METALLI, mentre i NON-METALLI sono concentrati nella parte destra dellaTavola; i gas nobili (ultima colonna a destra)vengono considerati un gruppo particolare di non-metalli. Metalli e non-metalli vengono spessoseparati da una linea diagonale a scalini: glielementi lungo questa linea sono i METALLOIDI(chiamati anche semi-metalli), non classificabili inmodo preciso, che per certi aspetti presentanoproprietà metalliche, pur avendo anche alcuneproprietà dei non-metalli. Tra le proprietàconsiderate per distinguere i metalli dai non-metalli, la conducibilità elettrica e la natura (acidao basica) degli ossidi.Quindi, il carattere metallico diminuisce lungo i

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periodi da sinistra verso destra ed aumenta nei gruppidall�alto in basso: l�elemento con più spiccatecaratteristiche metalliche è il cesio, quello concaratteristiche in assoluto più non-metalliche il fluoro.

5.3 GRUPPI CARATTERISTICI

1. METALLI ALCALINI (GRUPPO I) EDALCALINO-TERROSI (GRUPPO II)Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone snello strato esterno (ns1), mentre i metalli del GruppoII anno due elettroni s esterni (ns2); gli elettroniesterni debolmente trattenuti dal nucleo, rendonomolto reattivi questi metalli, che perdono facilmentegli elettroni esterni e formano ioni stabili (con carica+1 per i metalli alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi).Ad esempio:

Na → Na+ + e-

Ca → Ca2+ + e-

Presentano sempre stati di ossidazione di +1 e+2, rispettivamente; questi sono perfettamente

giustificabili, osservando i valori delle energie diionizzazione: ad esempio, nel caso di Na staccare ilsecondo elettrone richiede nove volte più energiarispetto al primo.

2. ALOGENI (Gruppo VII)Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, glialogeni possono presentarsi in diversi stati fisici (loiodio è solido, il bromo è liquido, cloro e fluoro sonogas); il loro nome, che significa �generatori di sali�,sottolinea la forte reattività di questi non metalli chemostrano, nonostante alcune differenze, proprietàmolto simili tra loro, conseguenza della somiglianzatra le strutture elettroniche (ns2 np5, 7 elettroni nellostrato esterno). Diversamente dagli elementi delblocco s, possono assumere nei composti diversinumeri di ossidazione.

3. GAS NOBILI (GRUPPO 0)Sono caratterizzati da una grande inerzia chimica,che può essere messa in relazione con lo stratoesterno completo (orbitali s e orbitali pcompletamente riempiti, ns2 np6), molto stabile. Si

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presentano come molecole monoatomiche e, a causadelle ridotte interazioni tra atomi, hanno bassi puntidi ebollizione e di fusione.

4. DAL CARBONIO AL PIOMBO (GRUPPO IV)Gli elementi di questo gruppo, tutti conconfigurazione elettronica dello strato esterno ns2

np2, mostrano, caratteristiche meno omogeneerispetto ad altri gruppi: il carbonio è un non-metallo,silicio e germanio sono metalloidi, stagno e piombopresentano le caratteristiche tipiche dei metalli. Ledifferenze di proprietà al crescere del numeroatomico possono essere messe in relazione conl�aumento del carattere metallico (cui corrispondeuna diminuzione del carattere non-metallico) a manoa mano che si scende lungo il gruppo.

5. METALLI DI TRANSIZIONE

Gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z =30) formano la prima serie degli elementi ditransizione; analogamente, nei periodi successivipossono essere individuate una seconda ed una terzaserie. Nelle tre serie si ha il riempimento degli

orbitali 3d, 4d e 5d, rispettivamente. In questa zonadella Tavola periodica gli elementi presentanoanalogia di proprietà anche orizzontalmente, edancora una volta questo può essere messo inrelazione con la struttura elettronica pocodissimile. Il terzo ed il quarto livello hannoenergie vicine e risultano parzialmentesovrapposti: infatti, nell�ordine di riempimentodegli orbitali l�orbitale 4s viene riempito prima del3d, pur appartenendo ad un livello successivo.Quindi, questi elementi che differiscono per ilriempimento di un livello sottostante quelloesterno manifestano proprietà molto simili.Possiamo notare che le configurazioni di Cr e di Cusembrano violare l�ordine di riempimento degliorbitali.Cr (Z = 24) [Ar]3d5 4s1 (invece di 3d4 4s2): unsottolivello semiriempito, in cui ogni orbitalecontiene un elettrone, risulta particolarmentestabile.

Cu (Z = 29) [Ar]3d10 4s1 (invece di 3d9 4s2): ilsottolivello d completamente riempito risulta più

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stabile.Possono essere considerati metalli di transizionequelli che formano almeno uno ione con orbitale dparzialmente riempito; la vicinanza di energia tragli orbitali d ed s fa sì che essi possano presentarestati di ossidazione variabili. Inoltre, le ridottedimensioni degli atomi e la struttura compatta cheli caratterizzano (ogni atomo è circondato da altri12 atomi) conferiscono loro alti punti diebollizione e di fusione.

5.4 PROPRIETA’ PERIODICHE

5.4.1 RAGGIO ATOMICO E RAGGIO IONICO

Determinare le dimensioni di un atomo ponequalche difficoltà, in quanto l�atomo non ha limitidefiniti; sono state formulate varie definizioni diraggio atomico, inteso come metà della distanza tra inuclei misurata alla distanza minima a cui possonoavvicinarsi due atomi uguali. Nella tavola periodica, ilraggio atomico cresce nei GRUPPI dall�alto in basso,

cioè all�aumentare del numero di livelli elettronici:infatti, al crescere di n, i livelli si troverannomediamente ad una maggiore distanza dal nucleo, equesto effetto sarà maggiore per piccoli valori di n,vista la più ampia differenza di energia tra due livellisuccessivi.Muovendosi lungo un PERIODO, i raggi atomicidiminuiscono da sinistra a destra, in quanto lecariche positive del nucleo risultanoprogressivamente maggiori; di conseguenza glielettroni sono più trattenuti, con conseguentecontrazione delle dimensioni atomiche. Tuttavia,l�entità della diminuzione del raggio diventa menorilevante a mano a mano che gli atomi sono piùpesanti: in proporzione, l�aggiunta di un protoneprovoca una variazione della forza minore rispettoa quello che accade in un atomo piccolo. Infine,all�interno di una SERIE DI TRANSIZIONE, siha una variazione di dimensioni molto limitata,dovuta al fatto che la forza attrattiva del nucleo simantiene approssimativamente costante.

Per quanto riguarda gli ioni, i cationi (a carica +)

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sono più piccoli degli atomi da cui derivano, inquanto gli elettroni rimasti sono più attratti dalnucleo. Al contrario, gli anioni (a carica -) hannodimensioni maggiori, in quanto gli elettroni sonomeno trattenuti dal nucleo e tendono adallontanarsi a causa della reciproca repulsione. Perspecie isoelettroniche, che hanno cioè lo stessonumero di elettroni e la stessa configurazione, ilraggio ionico diminuisce al crescere della carica edel numero atomico. Ad esempio, se confrontiamoNa, Mg, Ne, Na+ e Mg2+, abbiamo che Mg è piùpiccolo di Na (si trova più a destra nello stessoperiodo), Ne ancora più piccolo (ha solo duelivelli), i cationi sono più piccoli dei rispettiviatomi, in particolare, essendo Ne, Na+ e Mg2+

isoelettronici (10 elettroni, 1s2 2s2 2p6), Na+ è piùpiccolo di Ne (carica nucleare 11 contro 10 delneon) ed Mg2+ è ancora più piccolo.

Andamento generale del raggio degli atomi

DiminuzioneAum

ento

r (He) = 0,31 Å

r (Cs) = 2,67 Å

Cs

He

5.4.2 ENERGIA DI IONIZZAZIONE

L�energia necessaria per estrarre un elettrone è inrelazione con la distribuzione degli elettroni neivari livelli e con il carattere metallico di un elemento;inoltre, le energie necessarie per strappare elettronisuccessivi al primo sono in genere progressivamentepiù elevate.Il valore dell�energia di ionizzazione è influenzataprincipalmente da tre parametri:

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• la distanza dal nucleo degli elettroni esterni: alcrescere della distanza, diminuisce l�attrazione delnucleo sugli elettroni, che vengono quindi strappatipiù facilmente (E di ionizzazione minore);• l�entità della carica positiva del nucleo: alcrescere della carica positiva del nucleo, aumental�attrazione sugli elettroni (E di ionizzazionemaggiore);• l�effetto schermante degli elettroni interni: glielettroni esterni, oltre ad essere attratti dal nucleo,sono respinti dagli strati più interni di elettroni, percui l�attrazione da parte del nucleo risulta menoefficace; l�effetto dovuto agli elettroni dello stessostrato esterno è invece minimo.Le energie di prima ionizzazione diminuisconoscendendo dall�alto in basso lungo i gruppi(dimensioni degli atomi progressivamente maggiori)e, salvo eccezioni, aumentano muovendosi lungo iperiodi da sinistra a destra verso elementi araggio atomico minore e a carattereprogressivamente meno metallico, che cedonoelettroni con più difficoltà; lungo un periodol�effetto di schermo si mantiene

approssimativamente costante.

Andamento generale del potenziale di primaionizzazione, I1 (kJ /mole)

AumentoDim

inuzione

I1 (Cs) = 377 kJ/mole

I1 (He) = 2371 kJ/mole

Cs

He

5.4.3 AFFINITA’ ELETTRONICA

Mentre l�energia di ionizzazione si riferisce allacessione di elettroni, l�AFFINITÀELETTRONICA è una misura della variazione dienergia che accompagna l�acquisto di un elettrone.

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Secondo le convenzioni comunemente adottate, essaè negativa se la reazione è esotermica, e positiva perprocessi endotermici; valori positivi si hanno ancheper acquisto di un secondo elettrone, che devevincere la repulsione con uno ione negativo.Passando da valori negativi a valoriprogressivamente più positivi, l�acquisto di unelettrone avviene via via con maggiore difficoltà.In generale, atomi piccoli che occupano la partedestra della Tavola periodica hanno affinitàelettroniche molto negative, dovute al fatto che unelettrone acquisito può disporsi più vicino al nucleoin un atomo di ridotte dimensioni. Per motiviopposti, gli atomi nella parte bassa dei gruppi, didimensioni maggiori, avranno in generale affinitàelettroniche meno negative rispetto agli elementiall�inizio del gruppo.

Andamento generale dell’affinità elettronica (per unelettrone), Ae (kJ / mole)

Diventa sempre più negativa

Ae (F) = -328 kJ/moleD

iventa se

mpre

me

no negativa

Ae (Cs) = -45 kJ/mole

Cs

F

Quando un atomo fa parte di una molecola, la suatendenza ad attrarre gli elettroni di legame puòessere espressa in termini di elettronegatività.

Di questa proprietà periodica si parlerà in relazionealla natura dei legami.

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5.V.3 Partendo dalla struttura della tavolaperiodica, individua tra gli elementi seguenti imetalli, i non-metalli ed i metalloidi.Ferro RameSodio CalcioCarbonio ZolfoBromo AlluminioSilicio Germanio

5.V.4 Sulla base dell�andamento del raggio atomicoe ionico, indica nelle seguenti coppie quale hadimensioni maggiori.Li-RbF-ICa-AsCo-NiCa-Ca2+

Cl-Cl-

5.V VERIFICA SE HAI CAPITO

5.V.1 Senza consultare la Tavola periodica, costruiscile configurazioni elettroniche dei seguenti elementi, eragionando in base al criterio di classificazioneattuale, raggruppa quelli che hanno configurazionidell�ultimo livello simili; verifica sulla Tavola la loroappartenenza ad uno stesso gruppo.Li (Z = 3) C (Z = 6)N (Z = 7) Ne (Z = 10)Na (Z = 11) Si (Z = 14)P (Z = 15) Ar (Z = 18)K (Z = 19) Kr (Z = 36)

5.V.2 Valutando gli andamenti dell�energia diionizzazione e dell�affinità elettronica, scrivi lereazioni relative alla cessione o all�acquisto dielettroni per gli elementi seguenti:Na (I gruppo)Ca (II gruppo)F (VII gruppo)S (VI gruppo)

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sinistra)Alogeni: Gruppo VII (seconda colonna a destra)Gas nobili: Gruppo 0 (prima colonna a destra)

Soluzione Pre-Test

1. Consideriamo le configurazioni elettroniche deiquattro elementi:

Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1

K (Z = 19) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

I due elementi hanno la stessa configurazioneelettronica dello strato esterno (1 elettronenell�orbitale s, 3s per Na e 4s per K): quindi, sitroveranno nello stesso gruppo. La loroappartenenza al I Gruppo può essere messa inrelazione con il fatto che hanno un elettrone spaiatonell�ultimo livello.

F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5

Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Entrambi sono caratterizzati da 7 elettroninell�ultimo livello; saranno collocati nello stessogruppo, e precisamente nel VII Gruppo.

2. Metalli alcalini: Gruppo I (prima colonna a