SISTEMA PERIODICO

Ciascun elemento è caratterizzato dal n° atomico Z, che esprime il n° di cariche positive (protoni), presenti nel nucleo dell'atomo.

La tabella periodica si articola in gruppi e periodi

Gruppocostituito da elementi con uguale configurazione elettronica esterna.

Periodoinizia con 1 elettrone nel livello s e termina con un atomo a struttura elettronica esterna completa s2 p6 (eccetto il I 1s2), aumentando 1 elettrone ad ogni passaggio.

Il numero del periodo indica il livello esterno n. Il sistema periodico viene quindi strutturato in tre blocchi: blocco s, blocco p e blocco d (atomi che corrispondo al riempimento degli orbitali d)

Elementi di transizione1^ serie di transizione Sc Zn 3d 4° periodo2^ serie di transizione Y Cd 4d 5° periodo3^ serie di transizione La Hg 5d 6° periodoIl sistema periodico ci fornisce quindi le coordinate dei vari elementi.

Gruppi (colonne)Periodi (righe orizzontali)

I primi due gruppi i metalli alcalini ed alcalino-terrosi.Il settimo gli alogeniL’ottavo gruppo (o gruppo zero) i gas nobili

Nel I e II gruppo si riempiono gli orbitali sDal IIIA al VIIIA si riempiono gli orbitali p

Dal IIIB al VIIIB e dal IB al IIB (elementi di transizione) si riempiono gli orbitali d ed f

Gli elementi vengono rappresentati con il loro guscio elettronico esterno che caratterizza le proprietà della singola specie.

Le proprietà degli elementi sono di tipo

Fisico: raggi atomici; energia di ionizzazione; affinità elettronica.

Chimico: elettronegatività; numeri di ossidazione; carattere metallico.

Le proprietà degli atomi dipendono:

Dal numero atomico

Dalla disposizione degli elettroni intorno al nucleo, cioè dalla struttura elettronica.

Gli elettroni sono particelle di carica elettrica negativa e pertanto attratti dal nucleo che porta sempre una carica positiva. Per sapere come si dispongono gli elettroni è utile riferirsi alla forza con cui essi vengono trattenuti in prossimità del nucleo.

La forza di attrazione ELETTRONE – NUCLEO dipende:

• Dalla distanza tra il nucleo e ciascun elettrone: se questa distanza aumenta, la forza di attrazione del nucleo sull’elettrone diminuisce

Distanza forza di attrazione

• Dalla carica del nucleo, cioè dal numero di protoni: aumentando il numero atomico (Z) aumenta la forza di attrazione tra il nucleo e ciascun elettrone

Z forza di attrazione

Al fine di comprendere i vari comportamenti è importante

considerare la carica effettiva Zeff , carica che si eserciterebbe su

un elettrone del guscio in assenza degli elettroni schermanti.

Ad ogni elettrone vengono attribuiti coefficienti diversi:

-0,35 per elettroni dello stesso guscio non completo

-0,85 ‘’ ‘’ completo (gas nobili)

-0,85 per il guscio immediatamente sottostante

-1 per i gusci interni

Es.: Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Z=17 Zeff = 17-

(7•0,35+8•0,85+2•1)=5,75

Raggio atomico

Considerando la posizione degli elementi nella tavola periodica, la grandezza degli atomi varia in modo abbastanza regolare:

Gli elementi dello stesso gruppo sono più grandi man mano che si scende; quindi il raggio atomico aumenta scendendo lungo un gruppo.Per gli elementi di uno stesso periodo le dimensioni degli atomi diminuiscono da sinistra verso destra, quindi il raggio atomico diminuisce da IA a VIIA.

Per gli elementi di transizione si ha una piccola variazione non ordinata.

Lungo un periodo aumenta da I a VIII; lungo il gruppo diminuisce, questo è determinato dal valore del raggio in quanto E Zeff/r

Viene chiamata energia di prima ionizzazione (Ei) la quantità di energia che occorre spendere per togliere da un atomo gassoso un elettrone, quello legato più debolmente.

X(g) X(g)+ + e

Tolto uno o più elettroni l’atomo perde la sua neutralità e diventa uno ione positivo, l’energia necessaria per questo processo prende il nome di energia di ionizzazione.

La tendenza di un atomo ad acquistare un elettrone è espressa da una proprietà chiamata affinità elettronica.

È chiamata affinità elettronica (Ae) la quantità di energia che viene scambiata quando si aggiunge un elettrone ad un atomo.□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□□Le proprietà chimiche riguardano il comportamento degli elementi nei composti:

Elettronegatività

Grandezza che misura la tendenza dell'elettrone ad attirare a se gli elettroni con cui si lega ad altri atomi in un composto.Aumenta lungo un periodo e diminuisce scendendo in un gruppo.

Numero di ossidazioneCarica formale che l'atomo assumerebbe se gli elettroni in un composto fossero tutti spostati verso gli atomi più elettronegativi.

n.o.= 0 per composti neutri n.o.= carica se il composto è ionico

Regole generali per l'attribuzione del n.o.

1) Nelle molecole OMO e MONO atomiche n.o. = 0

2) In uno IONE monoatomico il n.o. = carica

3) L'H ha n.o.= +1 eccetto che negli idruri (n.o.= - 1)

4) L'O ha n.o.= - 2 eccetto nei perossidi (OO)(n.o.= - 1)

5) I gruppo n.o. = 1, II gruppo n.o. = 2, III gruppo n.o. = 3.

6) Dal IV al VII gruppo n.o.MAX= +n. gruppo n.o.MIN= -(8-n. gruppo)

Carattere metallico

Gli elementi possono essere considerati metalli non metalli e anfoteri. A sinistra , I e II gruppo, sono metalli; lungo la diagonale che va dal B a At sono anfoteri a sinistra di questa linea metalli e a destra non metalli.

Gli elementi chimici possono essere classificati in: metalli, che vengono largamente utilizzati, e che ci sono particolarmente familiari non metalli, che hanno notevoli applicazioni in molti settori che interessano la nostra vita quotidiana semimetalli (anfoteri), che sono adatti ad applicazioni nel campo della microelettronica.  presentano proprietà intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei non metalli. tra essi: il boro, il silicio, l’arsenico, il germanio, il tellurio sono tutti solidi presentano caratteristiche da semiconduttori

PROPRIETA’ FISICHE METALLI (rame, ferro, oro) NON METALLI (azoto, cloro) 

stato fisico a temperatura ambiente

 solitamente solidi (tranne il mercurio che è liquido)

 solidi (carbonio, fosforo, zolfo, selenio, iodio), liquidi (bromo), gassosi (tutti gli altri)

 punto di fusione e di

ebollizione

 solitamente alto

 relativamente basso

 densità

 solitamente alta

 relativamente bassa

 aspetto

 lucidi e splendenti

 opachi

 malleabilità

 solitamente possono essere tirati in fili (sono duttili) e malleabili

 sono molto fragili (non malleabili)

 conducibilità termica ed

elettrica

   elevata

 bassa (tranne il carbonio sotto forma di grafite)

 PROPRIETÀ CHIMICHE

 1.scarsa tendenza a combinarsi l’uno con l’altro2.forte tendenza a combinarsi con i non metalli3.in natura si trovano combinati con altri elementi sotto forma di minerali4.soltanto oro, rame e argento si possono trovare in natura allo stato libero o nativo

 1.si possono combinare l’uno con l’altro per formare composti2.quelli che si trovano liberi in natura sono carbonio, azoto, ossigeno, zolfo e i gas nobili (elio, neon, argon, kripton, xeno e radon)

Gli elementi dello stesso gruppo hanno tutti uguale configurazione esterna e presentano quindi analogie nella reattività e nel comportamento chimico fisico. Scendendo lungo il gruppo aumenta il raggio atomico, diminuisce elettronegatività ed energia di ionizzazione ed aumenta il carattere metallico. LeGli elementi di uno stesso periodo hanno una regolare variazione di proprietà, poco evidenti nelle serie di transizione, procedendo lungo un periodo: aumenta l'elettronegatività e l'energia di ionizzazione, diminuisce il raggio atomico ed il carattere metallico (Al, Ge, Sb, Po sono anfoteri).