Struttura elettronica e tavola periodica

La tavola è suddivisa nei blocchi s, p, d e f

Eccezioni: 1) Elio (He) il quale pur appartenendo al blocco s, compare in

quello p. Possiede uno strato di valenza completo, come tutti gli altri elementi

del gruppo 18.

2) Idrogeno: Possiede un elettrone s e dovrebbe quindi appartenere agli

elementi del I° gruppo ma gli manca un solo elettrone per avere la

configurazione del gas nobile che lo segue (come gli elementi del gruppo 17).

Dato questo carattere esclusivo, non lo si assegna ad alcun gruppo.

I blocchi s e p costituiscono i gruppi fondamentali della tavola periodica.

Nel blocco s il numero di gruppo (1 o 2) è uguale a quello degli elettroni di

valenza.

Numerando i gruppi con numeri arabi da 1 a 18, per avere gli elettroni di

valenza nel blocco p si sottrae 10 dal numero del gruppo.

Proprietà periodiche degli elementi

Gli elementi sono ordinati in successioni orizzontali, dette periodi, sovrapposte in modo

tale da creare una serie di sequenze verticali, dette gruppi, nelle quali sono collocati gli

elementi dei diversi periodi con proprietà chimiche simili.

Elementi dello stesso gruppo hanno configurazione elettronica simile.

Tutti gli elementi del I° gruppo (M=Li, Na, K, Rb, Cs) formano ossidi del tipo M2O,

fluoruri del tipo MF, cloruri del tipo MCl, bromuri del tipo MBr, ecc.

Tutti gli elementi del II° gruppo (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba) formano ossidi del tipo MO,

alogenuri del tipo MX2 (X= F, Cl, Br, I)

Tutti gli elementi del gruppo 13 (M= B, Al, Ga, In, Tl) formano gli ossidi M2O3 , gli

alogenuri MX3

Tutti gli elementi del gruppo 14 (E= C, Si, Ge, Sn) formano gli ossidi EO2 , gli alogenuri

EX4, gli idruri EH4

Tutti gli elementi del gruppo 15 (E= N, P, As, Sb) formano gli ossidi E2O5, gli idruri EH3

Il raggio atomico

Non è possibile misurare il raggio esatto di un atomo isolato.

Solo quando gli atomi formano un solido o delle molecole, i loro centri sono a

distanza definita l’uno dall’altro.

Se l’elemento è un metallo, si assume come raggio atomico la metà della distanza

che separa i centri di due atomi adiacenti.

Se l’elemento è un non metallo o un metalloide (elemento che presenta l’aspetto

fisico e le proprietà di un metallo ma si comporta chimicamente da non metallo),

ci si basa sulla metà della distanza tra i nuclei degli atomi congiunti da un legame

chimico: tale raggio è detto anche raggio covalente dell’elemento.

Es. in Cl2 la distanza tra i nuclei è 198 pm: il raggio covalente del cloro è 99 pm

Se l’elemento è un gas nobile si definisce il raggio di van der Waals che vale la

metà della distanza tra i centri di atomi adiacenti in un campione di gas

solidificato.

Raggi atomici

Il raggio diminuisce da sinistra verso destra lungo i periodi e aumenta

lungo i gruppi

- La carica nucleare non viene adeguatamente schermata da elettroni che appartengono

al medesimo strato e pressappoco alla stessa distanza dal nucleo

- Ad ogni nuovo periodo gli elettroni più esterni occupano strati sempre più distanti dal

nucleo

Variazione periodica del raggio atomico degli elementi

Il raggio ionico

E’ definito come il contributo specifico di uno ione alla distanza tra ioni

contigui in un composto ionico solido

La distanza tra i centri di un catione e di un anione adiacenti vale la

somma dei due raggi ionici

Si assume che il raggio ionico dello

ione ossido (O2-) sia 140 pm e si

calcola il raggio degli altri ioni su tale

base

Ad es. in MgO la distanza tra i centri degli

ioni adiacenti Mg2+ e O2- è 212 pm.

Il raggio di Mg2+ è 212-140 = 72 pm

Raggi ionici

Generalmente i raggi ionici aumentano scendendo lungo il gruppo e

diminuiscono da sinistra a destra percorrendo il periodo

Raggi atomici e raggi ionici

Dimensioni relative di alcuni cationi e anioni insieme con quelle dei

rispettivi atomi

Energia di ionizzazione

E’ l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo allo stato gassoso:

X(g) → X+(g) + e-

Cu(g) → Cu+(g) + e- I 1 (Energia di ionizzazione primaria) 8,14 eV; 785 kJ/mol

Cu+(g) → Cu2+

(g) + e- I 2 (Energia di ionizzazione secondaria) 20,26 eV; 1955 kJ/mol

Variazione periodica dell’energia di ionizzazione primaria degli elementi

Valori successivi di energia di ionizzazione

L’energia di ionizzazione secondaria è maggiore

di quella primaria (per il medesimo elemento), e

molto maggiore se l’elettrone interessato deve

allontanarsi da uno strato chiuso

K(g) → K+(g) + e- II = 418 kJ/mol

K+(g) → K2+

(g) + e- III = 3070 kJ/mol

Na(g) → Na+(g) + e- II = 494 kJ/mol

Na+(g) → Na2+

(g) + e- III = 4560 kJ/mol

Li(g) → Li+(g) + e- II = 519 kJ/mol

Li+(g) → Li2+

(g) + e- III = 7300 kJ/mol

Affinità elettronica

L’affinità elettronica di un elemento è l’energia liberata quando un

elettrone si lega all’atomo in fase gassosa: X(g) + e-→ X-

(g)

Es: Cl(g) + e-→ Cl-

(g) energia liberata = Eae = 3,62 eV; 349 kJ/mol

Affinità elettronica

Nel caso degli alogeni (gruppo 17), l’acquisto di un elettrone completa lo

strato di valenza e l’eventuale nuovo elettrone darà inizio ad un nuovo strato.

In tale strato esso si troverebbe non soltanto più lontano dal nucleo, ma anche

soggetto alla repulsione della carica negativa già esistente. Ne consegue che

l’affinità elettronica secondaria del fluoro sarà fortemente positiva, cioè per

formare F2- a partire da F- occorre fornire una grande quantità di energia

Gli atomi del gruppo 16, come O e S, mostrano due lacune negli orbitali p del

proprio strato di valenza e possono ospitare due elettroni in più. L’affinità

elettronica è positiva. L’aggiunta del secondo elettrone richiede energia, a

causa della repulsione esercitata dalla carica negativa già presente in O- e in S-

O (g) + e- = O-(g) processo esotermico (141 kJ/mol)

O-(g) + e- = O2-

(g) processo endotermico (-844 kJ/mol)

Elettronegatività

Secondo Mulliken l’elettronegatività di un elemento è data dalla

semisomma della sua energia di ionizzazione e della sua affinità

elettronica:

EN = (I + Ae)/2

Pauling (1931) definì l’elettronegatività come una misura della

tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame che

lo tengono unito all’altro atomo in una molecola

Il fluoro è l’elemento più elettronegativo (4,0), seguito dall’ossigeno

(3,5) e dal cloro (3,0)