Chimica 5

1. Proprietà periodiche degli elementi Sappiamo che lungo un periodo (rigo) aumenta il numero atomico (cioè il n° di protoni e quindi di elettroni) quindi varia la configurazione elettronica. Mentre lungo un gruppo (colonne) si dispongono elementi con configurazione elettronica simile. siccome le proprietà chimiche dipendono dalle configurazioni elettroniche, possiamo dire che le proprietà chimiche si ripetono in modo periodico.

2. La tavola periodica viene divisa in blocchi: 1. Nel primo blocco (bianco nella prossima diapo) vengono rappresentati gli elementi che riempiono gli orbitali di tipo s ed è per questo detto BLOCCO S. 2. Nel secondo blocco (celeste nella prossima diapo) vengono rappresentati gli elementi che riempiono gli orbitali di tipo p ed è per questo detto BLOCCO P. 3. Nel terzo blocco (arancio nella prossima diapo) vengono rappresentati gli elementi che riempiono gli orbitali di tipo d ed è per questo detto BLOCCO D. 4. Poi c’è un quarto blocco (verde nella prossima diapo) separato dagli altri, si tratta di 2 righe formate da 14 elementi ciascuna, una è la serie dei lantanidi (4f) e l’altra degli attinidi (5f). In questo blocco si ha il riempimento ritardato degli orbitali di tipo f ed è per questo detto BLOCCO F o delle transizioni interne. Man mano che gli orbitali si riempiono si notano le stesse proprietà: del lantanio per i lantanidi e dell’attinio per gli attinidi.

3. Gas nobili ns2 np6 Blocco p Blocco s nsx ns2 npx Blocco d (n-1) dx ns2 6 7 Blocco f (n-2) f x (n-1) d1 ns2 VIIIA 18 IA 1 VIIA 17 IVA 14 VIA 16 IIIA 13 VA 15 IIA 2 1 2 IIIB 3 IVB 4 VB 5 VIB 6 VIIB 7 VIIIB 9 IB 11 IIB 12 3 8 10 4 5 6 7

4. Elementi in cui gli elettroni occupano progressivamente gli orbitali d(l’orbitale s con numero quantico superiore è già stato riempito) s p s s 1 2 Metalli di transizione f p d s p d s p s 3 4 5 6

5. Elementi in cui gli elettroni occupano progressivamente gli orbitali f (gli orbitale s e p con numero quantico superiore sono già stati riempiti) p s s 1 2 Metalli di transizione Interna: Lantanidi Attinidi f s p d s p d s p s 3 4 5 6

6. Proprietà periodiche: dimensioni degli atomi Sappiamo che per la teoria ondulatoria non è possibile determinare la dimensione degli atomi, se non come la distanza tra il nucleo e il limite esterno massimo in cui c’è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone. MA altri dati sperimentali hanno permesso di calcolare la distanza dei nuclei di 2 atomi nei metalli. La metà di questa distanza sarà il raggio atomico.

7. Andamento generale del raggio atomico r è direttamente proporzionale ad n2 e inversamente proporzionale a Z – S. r n2/ (Z – S) dove Z – S è la carica nucleare effettiva. Z è il numero atomico S è l’effetto schermante degli elettroni interni sull’attrazione da parte del nucleo sugli elettroni più esterni.

8. DIMENSIONI ATOMICHE diminuizione aumento

9. H He Li Be B C N O F Ne 300 pm (3Å) Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn RAGGI DELLA MAGGIOR PARTE DEGLI ELEMENTI

10. I raggi degli ioni positivi (perdita elettroni) sono minori dei raggi degli atomi da cui derivano. Es. r (Na+) = 0,97 A r (Na) = 1,90 A I raggi degli ioni negativi (acquisto elettroni) sono maggiori dei raggi degli atomi da cui derivano. Es. r (Cl-) = 1,81 A r (Cl) = 0,99 A

11. 300 pm (3Å) RAGGI IONICI DEGLI ELEMENTI DEI GRUPPI IA E VIIA cationi anioni Li Li+ F F- Na Na+ Cl Cl- K K+ Br Br- Rb Rb+ I I- Cs Cs+

12. Proprietà periodica: potenziali di ionizzazione Abbiamo diversi potenziali o energie di ionizzazione (I): 1. S’intende con energia di prima ionizzazione (I1) quell’energia che dobbiamo somministrare ad un atomo gassoso, isolato, affinché questo si trasformi in uno ione mono positivo, gassoso, isolato con la perdita di un elettrone. M(g) + I1 = M+ (g) + e- 2. S’intende con energia di seconda ionizzazione (I2) quell’energia che dobbiamo somministrare ad uno ione gassoso, isolato, affinché questo si trasformi in uno ione doppio positivo, gassoso, isolato con la perdita di un altro elettrone. M+ (g) + I2 = M2+ (g) + e- 3. S’intende con energia di terza ionizzazione (I3) quell’energia che dobbiamo somministrare ad uno ione dipositivo gassoso, isolato, affinché questo si trasformi in uno ione triplo positivo, gassoso, isolato con la perdita di un altro elettrone. M2+ (g) + I3 = M3+ (g) + e- Diventa sempre più difficile allontanare gli elettroni: I3 > I2 > I1

13. Abbiamo visto che lungo il periodo diminuisce il raggio atomico, ma aumenta la capacità nucleare. Aumentando l’attrazione nucleare per gli elettroni, aumenterà anche l’energia da fornire per strappare gli elettroni all’atomo. Sappiamo inoltre che nell’ambito dei gruppi aumenta il raggio atomico e aumenta l’attrazione da parte del nucleo ma prevalendo la grandezza dell’atomo sarà più facile strappare gli elettroni.

14. POTENZIALI DI IONIZZAZIONE diminuisce aumento

15. Considerazioni sull’energia di ionizzazione Gli elementi che tenderanno a cedere più facilmente elettroni si trovano a sinistra e in basso alla tavola periodica. Quando cedono elettroni diventano degli ioni positivi che assumono le configurazioni elettroniche dei gas nobili che li precedono. Mentre gli elementi che tendono a cedere elettroni più difficilmente si trovano a destra e in alto e sono i gas nobili.

16. Proprietà periodica: affinità elettronica Energia che viene emessa quando un atomo acquista un elettrone per diventare uno ione mono negativo. Un atomo allo stato gassoso, isolato, quando acquista un elettrone diventa uno ione mono positivo ed emette un’energia chiamata affinità elettronica. X (g) + e- = X- + Ae L’energia ceduta porta segno negativo! Mentre le energie assorbite portano segno positivo.

17. AFFINITA’ ELETTRONICA Diventa sempre più negativa Diventa sempre meno negativa

18. Considerazioni sull’affinità elettronica Gli elementi che tenderanno ad acquisire più facilmente elettroni si trovano a destra e in alto alla tavola periodica. Quando acquistano elettroni diventano degli ioni negativi che assumono le configurazioni elettroniche dei gas nobili che li seguono. Mentre gli elementi che tendono ad acquisire elettroni più difficilmente si trovano a sinistra e in basso.

19. H He Li B C N O F Be Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Ge Cu K Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Zn Ga As Se Br Kr Ca Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Rb Sr Cs Ba La Tl Pb Bi Po At Rn Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu No Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lr Tipi di elementi sulla base delle proprietà periodiche Noi chiamiamo METALLO ogni elemento che ha alta tendenza a perdere un elettrone per diventare uno ione positivo. Generalmente i metalli quando perdono elettroni assumono la configurazione elettronica del gas nobile che li precede. es. quando il Li perde un elettrone raggiunge la configurazione elettronica dell’He; quando il Na perde un elettrone raggiunge la configurazione elettronica del Ne; quando il Mg perde 2 elettroni raggiunge la configurazione elettronica del Ne.

20. CIRCA I ¾ DEGLI ELEMENTI DELLA TAVOLA PERIODICA SONO METALLI

21. H He Li B C N O F Be Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Ge Cu K Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Zn Ga As Se Br Kr Ca Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Rb Sr Cs Ba La Tl Pb Bi Po At Rn Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu No Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lr Si chiamano NON METALLI quegli elementi che tendono ad acquistare elettroni, diventando ioni negativi. Generalmente così raggiungono la configurazione elettronica del gas nobile che li segue. Gli elementi del penultimo gruppo si chiamano alogeni e possiedono un elettrone in meno rispetto al gas nobile che li segue. es. quando il F acquista un elettrone raggiunge la configurazione elettronica del Ne; quando il Cl acquista un elettrone raggiunge la configurazione elettronica dell’Ar; quando l’O acquista 2 elettroni raggiunge la configurazione elettronica del Ne.

22. H He Li B C N O F Be Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Ge Cu K Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Zn Ga As Se Br Kr Ca Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Rb Sr Cs Ba La Tl Pb Bi Po At Rn Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu No Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lr Abbiamo notato una linea di demarcazione tra METALLI e NON-METALLI, ma gli elementi che si trovano a cavallo di questa linea (solitamente indicata in grassetto) hanno un comportamento in parte da metalli e in parte da non-metalli e vengono per questo chiamati SEMIMETALLI.

23. Metalli alcalini IA 0 Metalli alcalino terrosi VIIA VIA IVA IIIA IIA VA alogeni H He Gas nobili Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Re Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu No Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lr NOMI COMUNI DI ALCUNI GRUPPI

24. Gli elementi della 1° colonna sono contraddistinti dal numero 1 cioè hanno tutti 1 elettrone di valenza. • Gli elementi della 2° colonna sono contraddistinti dal numero 2 cioè hanno tutti 2 elettroni di valenza. • Gli elementi della 13° colonna sono contraddistinti dal numero 3 cioè hanno tutti 3 elettroni di valenza. • Gli elementi della 14° colonna sono contraddistinti dal numero 4 cioè hanno tutti 4 elettroni di valenza. • Gli elementi della 15° colonna sono contraddistinti dal numero 5 cioè hanno tutti 5 elettroni di valenza. • Gli elementi della 16° colonna sono contraddistinti dal numero 6 cioè hanno tutti 6 elettroni di valenza. • Gli elementi della 17° colonna sono contraddistinti dal numero 7 cioè hanno tutti 7 elettroni di valenza.