Molte delle proprietà degli elementi variano periodicamente lungo la

tavola periodica (che si chiamerà “periodica” per qualche motivo!)

L’origine delle proprietà periodiche va ricercata nella

struttura (o configurazione) elettronica degli atomi

tutti M+

tutti M2+

tutti X-

tutti X2-Esistono diverse

proprietà periodiche!!!

1

L’ elettronegatività

2

Il raggio atomico

Il raggio atomico aumenta scendendo lungo un gruppo e spostandosi da destra a

sinistra lungo un periodo

251-300

Raggio

atomico

(in pm)

251-300

201-250

151-200

101-150

51-100

Come si spiega tutto questo? In prima approssimazione con un modello a gusci (o

strati) concentrici: passando da un periodo al successivo si passa da un guscio più

piccolo ad uno più grande

3

Il primo guscio può contenere al

massimo 2e-: H (1e-), He (2e-)

Il modello a gusci (o strati)

+1

e-

H He

+2

e-

e-

e- e-

e-

e-

e-

e-e-

e- e-e-

Li

+3

e-

e-

e-

Be

+4

e-

e-

e-

O

+8

e-

e-

e-

Ne

e-

e-

e-

+10e-

e-

e-

e-e-

e-e-

Il secondo guscio può contenere fino a 8e-: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne

(altri 2e- sono già presenti nel primo guscio!!!)

Passando al Na ha inizio il riempimento del terzo guscio:

2e- nel primo guscio, 8e- nel secondo e 1e- nel terzo 4

Effetto schermo

Nell'ambito di questa rappresentazione a strati, un dato guscio elettronico

non percepisce solo l'attrazione della carica nucleare, ma anche la

repulsione dei gusci elettronici più interni.

In pratica, dal punto di vista del guscio elettronico considerato, è come se la

carica nucleare fosse, per l'appunto, schermata; l'effetto schermo fa sì che la

carica nucleare effettivamente percepita dal guscio elettronico in questione

sia minore di quanto si potrebbe prevedere sulla base del numero atomico.sia minore di quanto si potrebbe prevedere sulla base del numero atomico.

Partendo dal modello a gusci e tenendo conto dell’effetto schermo, siamo in

grado di razionalizzare l’andamento dei raggi atomici osservato?

5

Le proprietà periodiche: il raggio atomico

Spostandosi nel periodo: gli elettroni vengono aggiungendosi nello stesso strato e, quindi,

più o meno alla stessa distanza dal nucleo di quelli preesistenti. Data la loro condizione

diffusa non esercitano l’uno sull’altro uno schermo efficace nei confronti della carica

nucleare sicché lungo il periodo la carica nucleare effettiva cresce attraendo gli elettroni e

contraendo il volume dell’atomo

Scendendo lungo il gruppo: di periodo in periodo gli elettroni più esterni occupano strati

via via più lontani dal nucleo

6

Le proprietà periodiche: il raggio ionico

Il raggio ionico aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce

spostandosi da sinistra a destra

cationi anioni

7

Le proprietà periodiche: il raggio ionico

● I cationi sono più piccoli degli atomi dai quali derivano

perché si formano da essi grazie alla perdita di uno o più

elettroni ed espongono il nocciolo generalmente più

piccolo dell’atomo progenitore. Come i raggi atomici

diminuiscono lungo il periodo (aumenta la carica del

nucleo) ed aumentano scendendo lungo il gruppo (si

occupano strati di numero atomico crescente).

● Gli anioni sono più voluminosi degli atomi progenitori

per l’aumentato numero di elettroni nello strato di

valenza e gli effetti repulsivi che si generano. Come i raggi

atomici diminuiscono lungo il periodo (aumenta la carica

del nucleo) ed aumentano scendendo lungo il gruppo (si

occupano strati di numero atomico crescente).

8

Energia di ionizzazione: è la quantità di energia che un atomo isolato deve

assorbire per rimuovere l’elettrone più esterno (cioè legato più labilmente)

Le proprietà periodiche: l’energia di ionizzazione

Mg Mg+ + e- I1 = energia di prima ionizzazione

Mg+ Mg2+ + e- I2 = energia di seconda ionizzazioneI2 > I1

Energia di prima

L’energia di ionizzazione cala scendendo lungo il gruppo e cala (anche se con

qualche irregolarità) spostandosi da destra a sinistra lungo il periodo (diminuisce

con l’aumentare del raggio atomico)

Energia di prima

ionizzazione in kJ/mol

2001-2500

1501-2000

1001-1500

501-1000

1-500

9

Le proprietà periodiche: l’energia di ionizzazione

Scendendo lungo il gruppo: gli elettroni più esterni occupano strati via via più lontani dal

nucleo che lo lega, di conseguenza, più labilmente

Spostandosi nel periodo: gli elettroni vengono aggiungendosi nello stesso strato e, quindi,

più o meno alla stessa distanza dal nucleo di quelli preesistenti. Data la loro condizione

diffusa non esercitano l’uno sull’altro uno schermo efficace nei confronti della carica

nucleare sicché lungo il periodo la carica nucleare effettiva cresce attraendo gli elettroni e

incrementando l’energia di ionizzazione

Quando un atomo perde un

e-, da quale guscio proviene

tale elettrone? Ovviamente

da quello più esterno!!!

10

Le proprietà periodiche: l’energia di ionizzazione

… riassumendo

L’energia di prima ionizzazione è massima per gli elementi vicini all’elio e minima per quelli

vicini al cesio.

L’energia di secondo ionizzazione è più elevata della primaria (per un certo elemento) a

causa della presenza di una carica positiva, e molto più alta se l’elettrone da allontanare

appartiene ad uno strato chiuso (completo = stabile).

Le energie diUn blocco di metallo è

I metalli si trovano nella porzione inferiore sinistra

della tavola periodica perché questi elementi

possiedono bassa energia di ionizzazione e

possono facilmente cedere i loro elettroni.

Le energie di

ionizzazione

successive di

alcuni elementi.

Si noti il grande

aumento di

energia

necessario per

rimuovere un

elettrone da un

guscio interno.

Un blocco di metallo è

costituito da un insieme

ordinato di cationi (sfere)

circondati da un mare di

elettroni. Gli elettroni sono

mobili.

11

Le proprietà periodiche: l’affinità elettronica

O + e- O- AE1 = prima affinità elettronica

O- + e- O2- AE2 = seconda affinità elettronicaAE2 < AE1

Affinità elettronica: è una misura dell’energia che si libera quando un atomo

isolato acquista un elettrone

L’affinità elettronica cala (anche se ci sono alcune irregolarità) scendendo lungo il gruppo

e spostandosi da destra a sinistra lungo il periodo (diminuisce con il raggio atomico)

12

Conseguenze sui materiali

13

Conseguenze sui materiali

Un pezzo di zolfo (a sinistra) se percosso con un martello si frantuma in

polvere fine. Il rame (a destra) si può ottenere in grandi pezzi di rame nativo,

modellare in palline, martellare in lamine sottili o tirarne fili. 14

I metalli alcalini e alcalino-terrosi

Gli elementi del blocco s godono di energia di ionizzazione bassa il che vuol dire che gli

elettroni più esterni sono ceduti con facilità:

● Un elemento del gruppo 1 formerà ioni +1 (Li+, Na+, K+). Un elemento del gruppo 2

formerà ioni +2 (Mg2+, Ca2+, Ba2+).

● Un elemento del gruppo s sarà un metallo reattivo.

● Poiché l’energia di ionizzazione è minima in fondo al gruppo gli elementi più pesanti

(cesio, bario) reagiscono più vigorosamente.

Data la loro grande attitudine a perdere elettroni:

1. Formano composti ionici

2. Si usano spesso come riducenti2. Si usano spesso come riducenti

I metalli alcalini sono tutti teneri e

di colore argenteo. Per

proteggerlo dal contatto con l’aria

il sodio viene conservato sotto

olio di paraffina; una superficie

tagliata di fresco ed esposta si

ricopre di uno strato di ossido

15

Gli elementi del blocco p a destra

● Gli elementi che occupano la parte a destra del blocco p hanno affinità

elettronica elevata: tendono ad acquistare elettroni completando gli strati esterni.

● Fatta eccezione per i tellurio e polonio, i componenti dei gruppi 16 e 17 sono

non metalli.

● Reagiscono con i metalli formando anioni e, quindi, composti ionici.

Gli elementi del

gruppo 16. Da

sinistra a destra:

ossigeno, zolfo,

selenio e tellurio. Si

noti l’evoluzione da

non metallo a

metallo

16

Utilizzando il modello a gusci (o a strati) è stato possibile razionalizzare

diverse proprietà periodiche e capire qualcosa di più sulla struttura

dell’atomo e su come questa influenzi le proprietà della materia.

Ma è tutto così semplice? Ovviamente no!!!

Il modello a gusci è utile per la sua semplicità ma è, appunto, troppo

semplice.

Il moto di un elettrone attorno al nucleo non è infatti confinato sullaIl moto di un elettrone attorno al nucleo non è infatti confinato sulla

superficie del guscio a cui appartiene. E’ invece descritto da funzioni

matematiche estremamente complesse che prendono il nome di funzioni

d’onda orbitaliche o, più semplicemente, orbitali.

A seconda dell’atomo con cui avremo a che fare sarà necessario considerare

gli orbitali: s, p, d, f

17

Come sono fatti gli orbitali s?

Gli orbitali s hanno simmetria sferica: quello che cambia nel passare da un

orbitale s al successivo sono le dimensioni che crescono nell’ordine 1s < 2s < 3s

18

Come sono fatti gli orbitali p?

L’orbitale p è in genere rappresentato come diretto lungo gli assi perpendicolari, x, y, z, e si

usano i simboli px, py, pz. Cambia l’orientazione ma la forma è sempre la stessa.

Analogamente agli orbitali s, anche per i p le dimensioni crescono nell’ordine: 2p < 3p < 4p…

Come sono fatti gli orbitali d?

19

Come sono fatti gli orbitali f?

20

La tavola periodica rivisitata alla luce degli orbitali s, p, d, f

21

Gli orbitali sono definiti in funzione di QUATTRO Numeri Quantici

Numero quantico principaleprincipale, n: può avere valori interi e positivi (non zero).

E’ legato alle dimensioni dell’orbitale (1s, 2s e 3s differiscono per il valore di n)

n = 1, 2, 3, …

Numero quantico secondariosecondario o o orbitaleorbitale, l: può assumere tutti i valori interi tra 0

ed n-1. E’ legato alla forma dell’orbitale (2s e 2p differiscono per il valore di l)

l = 0, 1, 2, 3, … , n-1l = 0, 1, 2, 3, … , n-1

Numero quantico magneticomagnetico, ml,: può assumere tutti i valori interi, positivi e

negativi, compresi tra +l e –l. E’ legato all’orientazione spaziale dell’orbitale (px,

py e pz differiscono per il valore di ml)

-l, -l+1, -l+2, …, 0, 1, 2, …, l-1, l

E il quarto????

s, p, d, f

22

Lo spin elettronico: il quarto numero quantico

• L’elettrone ruota intorno a se stesso generando un campo magnetico

• Esistono due possibilità di rotazione dell’elettrone (o spin elettronico)

descritte dal numero quantico di spin, ms.

• Il numero quantico di spin non dipende da altri numeri quantici ma può

assumere valore +1/2 o -1/2

23

Gli Orbitali

24

Configurazioni elettroniche e processo di Aufbau

Regole per l’assegnazione degli elettroni agli orbitali• Gli elettroni occupano gli orbitali in modo da minimizzare l’energia dell’atomo

Orbitali

caratterizzati

dagli stessi

valori di n ed l,

ma diverso ma diverso

valore di ml

hanno la stessa

energia e sono

detti orbitali

degeneri

25

Processo di Aufbau

• In un atomo non possono esistere due elettroni aventi tutti i quattro numeri

quantici uguali (Principio di esclusione di Pauli); in un orbitale possono quindi

esistere al massimo due elettroni purché abbiano spin opposti

• Quando sono disponibili orbitali di energia identica gli elettroni inizialmente

occupano questi orbitali singolarmente e con spin paralleli (Regola di Hund)

Esempio: descrizione della configurazione elettronica del carbonio (Z = 6):

C 1s2 2s2 2p2

Ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici:

Iniziando dalla riga in alto si seguono le frecce

Perché gli atomi seguono queste regole????

26

27

28

29

Elettroni di valenza ed interni

Gli elettroni contenuti nel guscio elettronico più esterno sono chiamati

elettroni di valenza.

Gli elettroni che si trovano nei gusci sottostanti a quello di valenza sono

chiamati elettroni interni.

Gli elettroni di valenza sono quelli che si trovano a più alta energia e

pertanto sono quelli che entrano in gioco durante le reazioni chimiche.

Gli elettroni di valenza servono a

“costruire” i legami chimici.

Infatti essendo più esterni sono

meno legati al nucleo e possono

essere più facilmente messi in

gioco nella formazione di legami

Nel caso del carbonio (Z = 6):

C 1s2 2s2 2p2

Elettroni

interni

Elettroni

di valenza

30