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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

Valitutti et al., Chimica: concetti e modelli 2ed © Zanichelli editore 2018

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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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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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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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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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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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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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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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I primi 18 elementi della tavola periodica.


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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 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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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.


29


Schema di tubo a vuoto utile a misurare l’energia di

ionizzazione.


30


Le energie di ionizzazione dell’atomo di zolfo.


31


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.


32


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.


33


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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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.


35


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.


36


Scala di elettronegatività proposta nel 1932 da Linus Pauling.


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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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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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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.


41


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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