Legge periodica di Dmitri Mendeleev (1869): le proprietà degli elementi chimici variano con il peso atomico in modo sistematico

per es.fu lasciato uno spaziovuoto per il germanio

in base ad essa Mendeleev prevideesistenza e proprietà di elementi non ancora noti

dopo la scoperta della maggior parte degli elementi e l’accurata determinazione del loro peso atomicopersistevano alcune incongruenze:

per es. A è maggiore per Te che per I ed è “ per Ar che per K

Moseley (1913): le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica di Z e non di A

Moseley dedusse questa osservazione dai soli spettri X

2jj )Z(k)Z(E

principio di esclusione Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroninello stesso stato (con gli stessi valori dei quattro numeri quantici)

gli orbitali vengono riempiti in ordine di energia crescente

in orbitali isoenergetci gli elettroni rimangono, se possibile, spaiati(regola di Hund)

processo di costruzionedelle strutture elettroniche

si seguire l’ordinamento n+l, e, per n+l fissato, vengono prima i valori maggiori di l

in assenza di campi elettrici e magnetici l’energia dipendedai numeri quantici n e l

ELETTRONI DI VALENZA: elettroni negli orbitali s e p oltre le configurazioni dei livelli completi

elementi dello stesso gruppo hanno proprietà chimiche similiperché hanno lo stesso numero di elettroni di valenza

si indica con nla la configurazionecon a elettroni nel sottolivello nl

K

L

M

N

O

P

QSERIE DI TRANSIZIONE di tipo d

SERIE DI TRANSIZIONE di tipo f

Gli atomi formano legami chimici acquistando, cedendo o condividendo un numero sufficiente di elettroni in modo da completare la propria configurazione elettronica periferica in quella dell’ottetto s2p6

(massima stabilità): il tipo di legame dipende dalle loro energia di ionizzazione ed affinità elettronica.

aumenta

Affinità elettronica:energia liberata da una mole di atomi nell’acquisto di una mole di elettroni

la variazione nella tavola periodicaè determinata dalla configurazioneelettronica periferica

diminuisce (orbitale ad energia più alta)

bassa energia di ionizzazionee affinità elettronica quasi nulla

carattere metallico

energia di ionizzazioneed affinità elettronica elevate

carattere non metallico

Energia di prima ionizzazione:

energia richiesta per sottrarreall’atomo isolato l’elettrone meno legato (in eV per mole)

dim

inu

isce

(orb

itale

ad

en

erg

ia p

iù a

lta)

a

um

en

ta il ca

ratt

ere

meta

llico

aumenta (maggiore carica nucleare)

diminuisce (repulsione elettrone-elettrone)

aumenta (parziale stabilità)

diminuisce (orbitale ad energia più alta)

Legame covalentepuro (omeopolare):

Esempi:

NNNN

ClClClCl

HHHH

Legame ionico(eteropolare):

Na+Cl-

K+F-

Ca+2O-2

Esempi:

condivisione di coppie di elettroninello stesso orbitale di legame(si forma tra atomi uguali)

si forma tra atomi aventi energia diionizzazione ed affinità elettronicamolto diverse (tipicamente tra unatomo con spiccate caratteristicheMetalliche ed uno con spiccate caratteristiche non metalliche)

La maggior parte dei legami chimici tra atomi è rappresentatada casi intermedi tra i legami ionico e covalente puro, cioè daLegami

covalentipolari:addensamento di carica elettrica

negativa su uno dei due atomi

il parziale carattere ionico del legame tra due atomi A e B è descritto dalla differenza delle loro elettronegatività A e B:

2/12/1BAABBA 22

DEDEDE102.0

L’elettronegatività di un atomo indica quindi la tendenza (correlata alla media tra energia di ionizzazione ed affinitàelettronica) ad addensare su di sé la carica elettrica degliorbitali di legame relativamente ad un atomo di riferimento.

Elettronegatività

NaCl

0.93 3.16

KF0.82 3.98

CaO1 3.44

SO3

2.58 3.44

HCl2.1 3.44

METALLI

NON METALLI+ O2

OSSIDI

ANIDRIDI

triossido di zolfoo anidride solforica

biossido di zolfoo anidride solforosa

32COH acido carbonico

32SOH

42SOH

acido solforoso

acido solforico

biossido di carbonioo anidride carbonica(C ibridizzato sp)

OCO

O

S

O

=

O

OS

O

IDROSSIDI

OSSIACIDI+ H2O

+ O2 + H2O

OK2 ossido di potassio KOH2 idrossido di potassio

CaO ossido di calcio 2)OH(Ca idrossido di calcio

legame prevalentemente ionico, stato solido

legame generalmente covalente, stato gassoso

OSS: non sempre la formula degli ossidi (per es. dell’SO2) può essere prevista dal gruppo di appartenenza dell’elemento

Numero di ossidazione: numero di elettroni che si devono aggiungere (se > 0) o rimuovere (se < 0) da un atomo in una molecola o in uno ione per trasformarlo nella specie elettricamente neutra. Molecole e ioni covalenti vengono considerati come se fossero ionici, cioè si considerano i trasferimenti di frazioni della carica elettronica come se fossero trasferimenti di elettroni.

Soltanto in alcuni casi il n.o.può esserefacilmente collegato al gruppo diappartenenza ng dell’elemento

- per gli elementi rappresentativi non metalli il n.o. massimo = ng ed il n.o. minimo = -(8-ng)

DEF: se, in una reazione chimica, un atomoaumenta il suo numero di ossidazione (perde e), l’atomo è ossidato,se lo riduce (acquista e) l’atomo è ridotto.

eClCl 1

Cae2Ca 2

- per i metalli dei gruppi da I a III il n.o. = ng

-il n.o. dell’H è +1, eccetto che negli idruri ionici dei metalli;

- il n.o. dell’O generalmente è –2;

- entrambi gli elettroni di un legame covalente vengono assegnati all’elemento più elettronegativo;

- la somma dei n.o. di tutti gli atomi deve essere zero in una molecola e in uno ione poliatomico deve essere uguale alla carica dello ione.

n numero quantico principalel numero quantico angolareml,jproiezione del momento angolareMs,mj proiezione di spin

shell

sott

olil

velli

stesse proprietàdel gruppo 3b

SEMIMETALLI o METALLOIDI

ELEMENTIRAPPRESENTATIVI

METALLI INTERNI DI TRANSIZIONE (TERRE RARE)

comportamento praticamente identico

LANTANIDI

ATTINIDI

esibiscono vari stati ionici,più comuni +2 e +3

ELEMENTI (METALLI) DI TRANSIZIONE

comportamento metallico crescente verso il basso

capacità dicombinazione 4

METALLI ALCALINI:metalli duttili, estremamente reattivi, interagiscono violentementecon l’acqua per formare idrogeno gassoso,

ALOGENI:fortemente reattivi,elevata affinità elettronica

GAS NOBILI: monoatomici, scarsamente reattivi

preparati artificialmente

All’interno di uno stesso gruppo con l’aumentare di A aumentanoLe proprietà metalliche