Valitutti, Falasca, Amadio
Chimica:concetti e modelliSeconda edizione
Capitolo 10
Il sistema
periodico
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Sommario
1. Verso il sistema periodico
2. La moderna tavola periodica
3. Le conseguenze della struttura a strati dell’atomo
4. Le principali famiglie chimiche
5. Proprietà atomiche e andamenti periodici
6. Proprietà chimiche e andamenti periodici
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Verso il sistema periodico
Alla fine del Settecento gli elementi conosciuti sono solo 22
ma, trent’anni dopo, Humphry Davy e Jöns Jacob Berzelius
portano a 55 il numero degli elementi isolati.
La prima effettiva classificazione degli elementi
avviene dopo il 1860 con Stanislao Cannizzaro
che presenta un metodo attendibile
per la determinazione delle masse atomiche.
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Verso il sistema periodico
Nel 1863, John Newlands formula la legge delle ottave
che introduce l’idea di periodicità, cioè la ripetizione
a intervalli regolari di alcune proprietà chimiche,
intuizione confermata da Julius Lothar Meyer:
il volume atomico cresce in funzione della massa atomica
con un andamento periodico.
Tra il 1869 e il 1871, Dmitrij Ivanovič Mendeleev ordina
gli elementi conosciuti in base a una legge periodica
degli elementi.
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Verso il sistema periodico
Tabella costruita sulla base della tavola periodica di
Mendeleev, pubblicata nel 1871.
Si può osservare che:
• gli elementi con proprietà chimiche simili si trovano
nella stessa colonna;
• sono presenti due caselle vuote.
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Verso il sistema periodico
Per gli elementi mancanti Mendeleev prevede il valore di
massa atomica e le proprietà. Pochi anni dopo, Paul-Émile
Lecoq de Boisbaudran scopre, per via spettroscopica, il gallio,
e Clemens Winkler il germanio. Sia il gallio sia il germanio
presentano le caratteristiche previste da Mendeleev.
A gallio;
B germanio.
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La moderna tavola periodica
Nell’attuale tavola periodica, il criterio d’ordine non è più
la massa atomica, ma il numero atomico, Z, crescente.
La legge della periodicità è la seguente:
le proprietà fisiche e chimiche degli elementi
sono una funzione periodica del loro numero atomico Z.
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La moderna tavola periodica
Le strutture elettroniche più esterne degli elementi si
ripetono periodicamente, dopo aver completato un livello.
Poiché gli elementi della stessa colonna presentano
caratteristiche simili, ogni colonna è detta gruppo.
In generale, il numero e la disposizione degli elettroni sul
livello più esterno, simili per gli elementi dello stesso
gruppo, determinano la somiglianza delle proprietà
chimiche e fisiche degli elementi di un gruppo.
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La moderna tavola periodica
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Gli elementi litio (Li), sodio (Na) e potassio (K) sono
chiamati metalli alcalini e presentano una struttura
elettronica caratteristica.
Ciascun elemento ha un solo elettrone sul sottolivello
più esterno s.
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La moderna tavola periodica
Gli elementi berillio (Be), magnesio (Mg) e calcio (Ca)
sono detti metalli alcalino-terrosi e le loro strutture
elettroniche esterne sono simili.
Hanno tutti due elettroni nel guscio di valenza,
cioè nel sottolivello più esterno s.
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La moderna tavola periodica
I primi 18 elementi della tavola periodica.
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La moderna tavola periodica
I punti più significativi della tavola periodica sono i seguenti:
• il posto che ciascun elemento occupa nel sistema periodico
dipende dal suo numero atomico Z;
• gli elementi presenti sono 118;
• le righe orizzontali formano 7 periodi;
• gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili;
• le colonne verticali formano i gruppi;
• fra i gruppi II e III si trovano gli elementi di transizione;
• in fondo alla tavola periodica sono presenti le due serie
dei lantanidi e degli attinidi.
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La moderna tavola periodica
La moderna tavola periodica degli elementi.
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Le conseguenze della struttura a strati dell’atomo
La struttura a strati degli elettroni nell’atomo è la chiave
che consente di fare piena luce sulla tavola periodica.
Gli strati elettronici corrispondono esattamente ai periodi
del sistema periodico.
Lo strato più esterno viene chiamato strato di valenza,
poiché è quello che determina il comportamento chimico
dell’elemento.
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Le conseguenze della struttura a strati dell’atomo
La configurazione elettronica di ciascun elemento
riportata nella tavola periodica, in corrispondenza del
simbolo dell’elemento stesso, è abbreviata: tra parentesi
quadra compare il simbolo del gas nobile che precede
l’elemento e, a seguire, la disposizione degli elettroni nel
livello energetico incompleto.
Per il silicio, per esempio, si ha:
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Le conseguenze della struttura a strati dell’atomo
Per scrivere il simbolo di Lewis di un elemento, si riporta
il suo simbolo chimico e intorno a esso si dispongono gli
elettroni di valenza, un punto per ciascuno dei quattro lati.
Quando un atomo possiede più di quattro elettroni di
valenza, i punti si dispongono in modo da creare coppie.
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Le principali famiglie chimiche
Gli elementi che appartengono a uno stesso gruppo
della tavola periodica presentano proprietà simili, perciò
vengono definiti famiglie.
L’idrogeno è isolato perché non è un metallo alcalino.
La sua posizione è giustificata dalla presenza di un solo
elettrone di valenza, ma allo stato elementare è presente
come molecola diatomica.
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Le principali famiglie chimiche
La famiglia del I gruppo comprende i metalli alcalini (ns1):
• sono particolarmente reattivi;
• hanno un elettrone di valenza che perdono facilmente;
• a contatto con l’acqua liberano gas idrogeno.
La famiglia del II gruppo comprende i metalli
alcalino-terrosi (ns2):
• sono molto reattivi;
• hanno due elettroni di valenza che perdono facilmente;
• reagiscono con l’acqua ma meno vivacemente degli alcalini.
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Le principali famiglie chimiche
Nel blocco d vi sono i metalli di transizione :
• hanno un diverso numero di elettroni nel sottolivello d,
ma proprietà simili;
• sono utilizzati in leghe.
Anche gli elementi del blocco f sono metalli:
• i lantanidi sono chiamati terre rare, vengono usati
in strumenti ad alta tecnologia;
• gli attinidi sono radioattivi. Gli elementi con Z > 92,
sono chiamati transuranici.
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Le principali famiglie chimiche
La famiglia del gruppo VII comprende gli alogeni (ns2np5).
• allo stato elementare sono molecole diatomiche;
• sono tutti elementi altamente reattivi;
• prendono facilmente un elettrone.
La famiglia del gruppo VIII comprende i gas nobili (ns2np6):
• hanno una reattività quasi nulla;
• il loro livello esterno è completo poiché, a parte l’elio che
ha due elettroni, tutti gli altri hanno otto elettroni.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Tra le proprietà che variano in modo periodico vi sono:
• il raggio atomico;
• l’energia di ionizzazione;
• l’affinità elettronica;
• l’elettronegatività.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Il raggio atomico è la metà della distanza minima
di avvicinamento fra i nuclei di due atomi
dello stesso elemento.
Le sue dimensioni sono dell’ordine di 1 Å (1 Å = 10−10 m).
Il raggio atomico
aumenta discendendo lungo un gruppo
e diminuisce procedendo da sinistra a destra
lungo un periodo.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Il raggio atomico dipende dal
numero quantico principale n,
che lungo un periodo rimane
invariato, ma aumenta scendendo
lungo il gruppo e dagli elettroni
Interni, che schermano la carica
positiva del nucleo.
Raggi atomici degli elementi dei gruppi principali,
con misure espresse in picometri (1 pm = 1 ∙ 10−12 m).
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Mediante l’utilizzo di quantità di energia sufficientemente
grandi, l’elettrone può essere definitivamente allontanato
dal proprio nucleo. Tale processo si chiama ionizzazione
e comporta la trasformazione dell’atomo in ione positivo
(catione).
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Il processo di ionizzazione può essere così schematizzato:
L’energia di prima ionizzazione (Ei) di un atomo
è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone dall’atomo
stesso quando esso è isolato (cioè allo stato gassoso).
L’energia di ionizzazione si esprime in kJ/mol.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
L’energia di prima ionizzazione dello zolfo, per esempio, è:
Se si fornisce una quantità crescente di energia, è possibile
allontanare anche un secondo, un terzo, un quarto
elettrone, e così via. L’energia di ionizzazione secondaria è:
Lo zolfo ha 16 elettroni e si possono misurare tutte le
energie di ionizzazione successive, sino alla sedicesima.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Schema di tubo a vuoto utile a misurare l’energia di
ionizzazione.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Le energie di ionizzazione dell’atomo di zolfo.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Osservando l’istogramma, si nota che i valori non crescono
in modo regolare. Togliere i primi 6 elettroni dallo strato di
valenza (livello 3) non richiede energie elevate. Più difficile
risulta sottrarre gli 8 elettroni del livello 2, ed enormemente
più dispendioso è l’allontanamento degli ultimi 2 elettroni
dal livello 1, che sono vicinissimi al nucleo.
Questo profilo energetico costituisce una delle migliori
dimostrazioni che gli elettroni di un atomo si presentano
stratificati intorno al nucleo in base alla loro energia.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Se si considera l’energia di prima ionizzazione di tutti gli
elementi e si riporta in grafico i loro valori in funzione del
numero atomico Z, si
ottiene il tracciato in cui
si nota che ha un
andamento periodico.
Essa aumenta lungo un
periodo della tavola
periodica e diminuisce
regolarmente scendendo lungo un gruppo.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando
l’atomo isolato in fase gassosa cattura un elettrone.
L’affinità elettronica si misura in kJ/mol ed è determinabile
per via sperimentale come l’energia di ionizzazione.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
L’affinità elettronica è massima per gli elementi in alto a
destra nella tavola periodica (cloro, fluoro, bromo, iodio,
zolfo, ossigeno).
Il suo andamento, in genere, è simile a quello dell’energia
di ionizzazione: aumenta lungo un periodo e diminuisce
lungo un gruppo.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
La grandezza più adatta a descrivere il comportamento
di un atomo, quando interagisce con un altro,
è l’elettronegatività.
L’elettronegatività di un elemento misura la tendenza
di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni
coinvolti in un legame.
A differenza delle precedenti, questa grandezza
non è misurabile sperimentalmente.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
Scala di elettronegatività proposta nel 1932 da Linus Pauling.
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Proprietà atomiche e andamenti periodici
L’elettronegatività aumenta lungo un periodo, da sinistra a
destra, e diminuisce lungo un gruppo, dall’alto verso il basso:
• procedendo lungo un periodo diminuisce il raggio atomico
e aumenta la forza con cui il nucleo attira a sé gli elettroni;
• scendendo nel gruppo aumenta il raggio atomico
e diminuisce la forza con cui il nucleo attira a sé gli elettroni.
L’elettronegatività non è una proprietà intrinseca
di un elemento, poiché ha significato solo quando
un elemento si combina con un altro.
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Proprietà chimiche e andamenti periodici
Gli elementi, in base alle loro proprietà chimiche e fisiche,
possono essere suddivisi in metalli, non metalli e semimetalli.
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Proprietà chimiche e andamenti periodici
I metalli sono più di ottanta e occupano
la parte sinistra del sistema periodico,
sono solidi (tranne il mercurio che è
liquido), hanno una caratteristica lucentezza
metallica, sono buoni conduttori
di calore ed elettricità,
sono malleabili e duttili.
A ematite; B galena; C blenda (o sfalerite).
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Proprietà chimiche e andamenti periodici
I non metalli occupano la parte destra in alto del sistema
periodico. A eccezione del carbonio, tutti i non metalli
sono cattivi conduttori del calore e della corrente elettrica.
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Proprietà chimiche e andamenti periodici
I semimetalli si trovano lungo la linea a gradini blu, che
dal boro (B), scende fino all’astato (At), sono solidi e
hanno proprietà intermedie, in parte di tipo metallico e in
parte non metallico.
Non sono né conduttori né isolanti, ma diventano eccellenti
semiconduttori quando contengono impurezze di elementi
vicini, per cui permettono la realizzazione di apparecchi
elettronici di dimensioni ridotte.
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