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unità c3 La tavola periodica degli elementi

obiettivo

Dopo alcuni tentativi di classificazione degli elementi fino ad allora noti, sulla base delle scarse conoscenze delle loro proprietà chimiche e fisiche, Mendeleev in Russia e, indipendentemente, L. Meyer in Germania, scoprirono che le proprietà degli elementi sono “periodiche”, cioè si ripetono a intervalli regolari quando gli elementi vengono ordinati in funzione delle loro masse atomiche crescenti.Sulla base di questa scoperta nel 1869 Mendeleev mise a punto la sua tavola perio-dica dove collocò tutti gli elementi allora noti, ordinandoli in funzione della massa atomica crescente. Ottenne così otto colonne, in ognuna delle quali venivano a trovarsi elementi che presentavano spiccate analogie nelle loro proprietà.

Quando l’ordine sembrava interrotto, dovette lasciare spazi vuoti nell’attesa che altri elementi venissero scoperti per riempirli. Mendeleev riuscì addirittura a pre-dire la massa atomica di elementi ancora ignoti e anche le loro proprietà in base alla posizione che avrebbero dovuto occupare nella tavola.Egli chiamò ekaboro, ekalluminio ed ekasilicio tre elementi, le cui proprietà coin-cidevano perfettamente con quelle dello scandio, del gallio e del germanio, sco-perti sei anni più tardi. La sorprendente corrispondenza tra le previsioni fatte e le caratteristiche trovate per gli elementi mancanti costituì una formidabile confer-ma della periodicità delle proprietà chimiche degli elementi.

La tavola di Mendeleeve la scoperta della periodicitàLe

1

ekaboro

ekalluminio

ekasilicio

massa atomica = 44densità *ossido = 3,50

massa atomica = 68densità = 6

massa atomica = 72densità = 5,50

scandio

gallio

germanio

massa atomica = 44,96densità ossido = 3,86

massa atomica = 69,72densità = 5,96

massa atomica = 72,60densità = 5,47

* la densità è espressa in g/cm3

Scoprire che la periodicità degli elementi dipende dal numero atomico e non dalla massa

La scoperta di Mendeleev non riusciva però a spiegare alcune apparenti anoma-lie. Il cobalto, per esempio, pur avendo massa atomica maggiore di quella del ni-chel, possiede delle proprietà che nella tavola periodica porterebbero a collocarlo prima di questo elemento.

i g t c x÷–+

modulo c La struttura della materia

Quasi mezzo secolo più tardi Moseley, con i suoi esperimenti sull’emissione di raggi X da parte degli elementi sottoposti a radiazioni ad alta energia, scoprì che la carica nucleare degli atomi cresce di un’unità passando da un elemento al suc-cessivo nella tavola periodica.Per spiegare il ripetersi periodico delle proprietà degli elementi, Moseley suggerì che questi andassero sistemati in funzione della carica nucleare crescente anzi-ché della massa atomica, come aveva ipotizzato Mendeleev. In tal modo la posi-zione corretta del cobalto (Z = 27) è proprio quella che precede il nichel (Z = 28), dal quale, appunto, differisce per una unità di numero atomico.Pertanto, la legge periodica stabilisce che:

Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).Stabilisisci le nti affeisci

1. Secondo Mendeleev, le proprietà degli elementi

ricorrono periodicamente quando vengono

ordinati in funzione delle loro masse atomiche

crescenti. V F

2. Moseley suggerì che gli elementi

nella tavola periodica andassero

sistemati in funzione del numero

atomico crescente. V F

Esaminando la configurazione elettronica dei primi 20 elementi, secondo il model-lo di Bohr, scopriamo una caratteristica assai importante: la periodica distribu-zione degli elettroni nel livello più esterno. Infatti, se confrontiamo le confi-gurazioni elettroniche dell’idrogeno (H), del litio (Li), del sodio (Na) e del potassio (K) riportate nello schema qui sotto, possiamo notare che tutti e quattro gli elemen-ti hanno in comune il fatto di avere un solo elettrone nel livello più esterno.

1 H 1s

1

3 Li 1s2 2s

1

11

Na 1s2 2s22p6 3s

1

19

K 1s2 2s22p6 3s23p6 4s

1

Analogamente, se confrontiamo le configurazioni elettroniche del berillio (Be), del magnesio (Mg) e del calcio (Ca), scopriamo che questi elementi possiedono due elettroni nel loro ultimo livello energetico, mentre, se confrontiamo la configura-zione elettronica del boro (B) con quella dell’alluminio (Al), notiamo che entram-be presentano tre elettroni nel livello esterno.

4 Be 1s2 2s

2

12

Mg 1s2 2s22p6 3s

2

20 Ca 1s2 2s22p6 3s23p6 4s

2

5 B 1s2 2s

22p1

13 Al 1s2 2s22p6 3s

23p1

Questa caratteristica è valida anche per gli elementi che presentano configurazio-ni elettroniche esterne con quattro, cinque, sei, sette e otto elettroni e per tutti gli altri elementi oltre il ventesimo.

obiettivoLa tavola periodica modernaL2

Conoscere la periodicità delle proprietà degli elementi correlata alla loro configurazione elettronica esterna

i g t c x÷–+

Clicca qui per eseguire il test interattivo

La tavola periodica degli elementic3unità

Da quanto osservato scaturisce che:

Di conseguenza possiamo dedurre che la causa della periodicità degli elementi va attribuita proprio alle strutture elettroniche più esterne dei loro atomi che, come abbiamo visto, si ripetono periodicamente. Pertanto:

1 elettronedi valenza

2 elettronidi valenza







(eccetto He)

I gruppo

II gruppo III gruppo IV gruppo V gruppo VI gruppo VII gruppo

VIII gruppo

1 H

3 Li

11 Na 12 Mg

4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne

2 He

13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar

1 Periodo1 strato

2 Periodo2 strato

3 Periodo3 strato

I periodiSulla base del nuovo criterio di classificazione gli elementi vengono collocati in ordine di numero atomico crescente, incasellati in file orizzontali dette periodi, il cui numero progressivo corrisponde al livello di riempimento.Ogni nuovo periodo inizia con un elemento che ha un solo elettrone in un nuovo livello principale di energia. Pertanto l’idrogeno H inizia il primo periodo, il litio Li inizia il secondo periodo, il sodio Na inizia il terzo periodo e così via fino al set-timo periodo, essendo sette i livelli energetici disponibili.

Tenendo conto del numero massimo di elettroni che ogni livello può ospitare, possiamo così costruire la tavola periodica:

il primo periodo conterrà soltanto due elementi, l’idrogeno, H, e l’elio, He, perché due al massimo sono gli elettroni appartenenti al primo livello;

il secondo periodo conterrà otto elementi, dal litio, Li, al neon, Ne, perché otto sono al massimo gli elettroni permessi nel secondo livello;

il terzo periodo dovrebbe contenere diciotto elementi, essendo diciotto gli elettroni che al massimo possono disporsi nel terzo livello. Come si è visto, però, il sottolivello 3d segue il 4s nel diagramma energetico per cui nel terzo periodo avremo soltanto otto elementi, corrispondenti al riempimento dei sottolivelli 3s e 3p. I dieci elementi, dallo scandio, Sc, allo zinco, Zn, corrispondenti al riem-pimento del sottolivello 3d, si trovano invece nel quarto periodo.

Gli elementi che riempiono il sottolivello 3d, ma anche quelli che riempiono il 4d e il 5d, sono detti elementi o metalli di transizione e si distinguono, rispetti-vamente, in elementi della prima serie di transizione (3d ), della seconda serie (4d ) e della terza serie (5d ).

c x÷–+i g t


Analogamente, gli elementi che utilizzano i sottolivelli 4f e 5f costituiscono due serie di 14 elementi ciascuna, che vengono denominate rispettivamente serie dei lantanidi e degli attinidi.Queste due file, per comodità, nella tavola vengono rappresentate in basso.

I gruppiDopo aver disposto gli elementi lungo i periodi e aver collocato i periodi uno sotto l’altro, si ottengono otto colonne verticali dette gruppi, al cui interno troviamo elementi che possiedono uguale numero di elettroni nel livello più esterno. Questi elementi presentano analoghe proprietà chimiche e pertanto si dice che ap-partengono alla stessa “famiglia chimica” e fanno parte dello stesso gruppo.

Così, per esempio, al primo gruppo appartengono gli elementi che hanno un solo elettrone nel livello esterno. Essi costituiscono la famiglia dei metalli alcalini, ad eccezione dell’idrogeno che presenta proprietà chimiche nettamente diverse, dal momento che nel primo livello, a differenza degli altri, possono stare al massimo due elettroni.

Al secondo gruppo troviamo gli ele-menti con 2 elettroni esterni che fanno parte della famiglia dei metalli alca-lino-terrosi.Analogamente, nel terzo gruppo tro-viamo gli elementi con 3 elettroni nel livello di valenza e così fino ad arriva-re al settimo gruppo, dove troviamo gli elementi appartenenti alla famiglia degli alogeni che hanno 7 elettroni nell’ultimo livello. Nell’ottavo gruppo, infine, troviamo i gas nobili, gli elementi cioè che han-no la configurazione esterna completa.

Le notazioni di LewisPer evidenziare gli elettroni appartenenti al livello di valenza, G.N. Lewis ha pro-posto una semplice e comoda rappresentazione che utilizza il simbolo chimico dell’elemento circondato da “puntini” corrispondenti agli elettroni di valenza.

Utilizzando le notazioni di Lewis per atomi che hanno soltanto elettroni negli orbitali s e p dell’ultimo livello, possiamo notare che il numero di “puntini” cor-risponde proprio al gruppo di appartenenza della tavola periodica, con la sola eccezione dell’elio che, pur avendo soltanto due elettroni nell’ultimo livello, viene collocato nell’ottavo gruppo in quanto, come il neon e l’argon, ha completato il suo livello esterno con la sua configurazione elettronica 1s2.

primo periodo H He

secondo periodo Li Be B C N O F Ne

terzo periodo Na Mg Al Si P S Cl Ar

Gruppo I II III IV V VI VII VIII

i g t c x÷–+


LA

NTA

NID

I

TA VO

LA

PE

RIO

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A D

EG

LI

ELE

ME

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met

alli

sem

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alli

non

met

alli

Clas

sific

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ne d

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rupp

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cond

o la

IUPA

C(1

986)

che

sug

geris

cela

num

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pro

gres

siva

da 1

a 1

8.

Clas

sific

azio

ne d

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rupp

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sata

.

grup

pipe

riodi

ELE

ME

NT

I D

I T

RA

NS

IZIO

NE

*

ATTIN

IDI**

2,31

1,97

1,60

1,46

1,31

1,25

1,29

1,26

1,25

1,24

1,28

1,33

1,22

1,22

1,21

1,17

1,14

2,44

2,15

1,80

1,57

1,41

1,36

1,32

1,33

1,34

1,38

1,44

1,49

1,62

1,40

1,41

1,37

1,33

2,62

2,17

1,57

1,43

1,37

1,37

1,34

1,35

1,38

1,44

1,50

1,71

1,75

1,46

1,40

1,40

1,65

1,65

1,64

1,62

1,85

1,61

1,59

1,59

1,58

1,57

1,56

1,56

1,65

1,42

2,70

2,20

1,43

1,17

1,10

1,04

0,99

0,77

0,66

0,64

0,70

1,88

2,00

1,86

1,60

1,52

1,11

0,30

0,88

1,31

1,12

0,98

0,71

num

ero

atom

ico

ragg

io a

tom

ico

in Å

ener

gia

diio

nizz

azio

nein

kca

l/mol

e

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saat

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bolo

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trone

gativ

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econ

do P

aulin

g)

0,30

313

2,1

1,00

79

Idro

geno

1

H

159

133

145

133

129

131

142

155

157

143

115

9613

115

216

015

616

616

717

317

819

217

520

713

316

919

920

824

128

0

9012

012

713

818

418

220

121

220

721

324

114

117

118

5

100

141

151

158

156

156

171

182

181

176

178

216

138

187

231

225

273

323

138

188

254

239

300

191

260

335

314

402

117

177

124

313

215

129

2,1

1,0

1,5

0,9

1,2

0,8

1,0

1,3

1,5

1,6

1,6

1,5

1,8

1,8

1,8

1,9

1,6

1,6

1,8

2,0

2,4

2,8

0,8

1,0

1,2

1,4

1,6

1,8

1,9

2,2

2,2

2,2

1,9

1,7

1,7

1,8

1,9

2,1

2,5

0,7

0,9

1,3

1,5

1,7

1,9

2,2

2,2

2,2

2,4

1,9

1,8

1,8

1,9

2,0

2,2

1,1

0,7

0,9

1,1

1,1

1,2

1,2

1,1

1,2

1,2

248

363

497

567

1,1

1,5

2,0

1,8

2,5

2,1

3,0

2,5

3,5

3,0

4,0

1,3

1,7

1,2

1,2

1,2

1,1

0,93

1,5

1,3

1,3

1,3

39,0

98*

40,0

844

,955

947

,90*

50,9

414*

51,9

9654

,938

055

,847

*58

,933

258

,70

63,5

46*

65,3

869

,72

72,5

9*74

,921

678

,96*

79,9

0483

,80

85,4

678*

87,6

288

,905

991

,22

92,9

064

95,9

4*[9

9]10

1,07

*10

2,90

5510

6,4

107,

868

112,

4011

4,82

118,

69*

121,

75*

127,

60*

126,

9045

131,

30

132,

9054

137,

34*

178,

49*

180,

9479

*18

3,85

*18

6,20

719

0,2

192,

22*

195,

09*

196,

9665

200,

59*

204,

37*

207,

220

8,98

04[2

09]

[210

][2

22]

26,9

8154

28,0

86*

30,9

7376

32,0

635

,453

39,9

48*

10,8

112

,011

14,0

067

15,9

994*

18,9

9840

20,1

79*

4,00

260

22,9

8977

24,3

05

6,94

1*9,

0121

8

1,00

79

[223

]22

6,02

54

140,

1214

0,90

7714

4,24

*[1

45]

150,

415

1,96

157,

25*

158,

9254

162,

50*

164,

9304

167,

26*

168,

9342

173,

04*

174,

97

232,

0381

231,

0359

238,

029

237,

0482

[244

][2

43]

[247

][2

47]

[251

][2

54]

[257

][2

58]

[259

][2

60]

138,

9055

*

[227

]

VIII

Cerio

Pras

eodi

mio

Neod

imio

Prom

ezio

Sam

ario

Euro

pio

Gado

linio

Terb

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spro

sio

Olm

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bio

Tulio

Itter

bio

Lute

zio

Torio

Prot

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nio

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ioNe

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ioCa

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nio

Eins

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Men

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vio

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Pota

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ioSc

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Man

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dio

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nio

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n

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nio

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Polo

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Fosf

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Zolfo

Clor

oAr

gon

Boro

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Neon

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Radi

o

Sodi

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sio

Litio

Beril

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Idro

geno

Lant

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Attin

io

1920

2122

2324

2526

2728

2930

3132

3334

3536

3738

1314

1516

17

56

78

9102

1112

34

1

18

3940

4142

4344

4546

4748

4950

5152

5354

5556

7273

7475

7677

7879

8081

8283

8485

86

8788

5859

6061

6263

6465

6667

6869

7071

9091

9293

9495

9697

9899

100

101

102

103

57 89

KC

aS

cTi

VC

rM

nFe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

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Si

PS

Cl

Ar

OF

Ne

Na

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Li

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H Rb

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rN

bM

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IX

e

Cs

Ba

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lP

bB

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n

Fr

Ra

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N

He

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Pr

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Pm

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Gd

Tb

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Er

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Pa

UN

pP

uA

mC

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fE

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Md

No

Lr

*La

**A

c

2

34

56

78

910

1112

18

II

2 3 4 5 6 7

13 III14 IV

15 V16 VI

17 VII

1 I

c x÷–+i g t


La tavola in blocchiCome è facile osservare, la tavola periodica è una sorta di mappa che permette di ricavare la configurazione elettronica degli elementi. Essa può essere anche suddivisa in blocchi, ognuno dei quali fa riferimento al riempimento di un parti-colare sottolivello. Così al blocco s corrispondono i primi due gruppi, al blocco p i gruppi che vanno dal III all’VIII, mentre al blocco d e al blocco f corrispondo-no rispettivamente gli elementi di transizione (1a, 2a e 3a serie) e i lantanidi e gli attinidi. Per una più immediata lettura, tali blocchi vengono rappresentati con colori diversi.

sI

1

2

3

4

5

6

7

II

III IV V VI VII VIII

d

p

f

He

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

K Ca

Na Mg

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Li Be

H

Ku Ha

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Sc Ti

Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CdY Zr

La

Ac

Kr

Ar

Xe

Rn

Ne

Br

Cl

I

At

F

Se

S

Te

Po

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P

Sb

Bi

N

Ge

Si

In Sn

Pb

C

Ga

Al

Tl

B

LuYbTmHoDyCe Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb

LrNoMdFmEsCfTh Pa U Np Pu Am Cm Bk

Er

Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).1. Gli elementi appartenenti allo stesso periodo

hanno lo stesso numero di elettroni esterni. V F

2. Gli elementi dei metalli alcalini posseggono

un elettrone nel livello più esterno. V F

3. Il neon è un gas nobile che possiede

8 elettroni nel livello più esterno. V F

4. Il terzo periodo della tavola periodica va

dal potassio allo zinco. V F

Completa le frasi inserendo le parole mancanti.

5. La tavola periodica moderna è organizzata in ……........…..

verticali chiamate …….......................….. e righe orizzontali

chiamate …….......................…...

6 La periodicità degli elementi è dovuta alle strutture

elettroniche ……...............................….. degli atomi che si

…….......................….. periodicamente.

obiettivo

In condizioni normali, come si è detto, l’atomo di ogni elemento è elettricamente neutro in quanto il numero dei protoni contenuti nel nucleo è uguale a quello de-gli elettroni. È possibile tuttavia, fornendo una certa quantità di energia, vincere l’attrazione elettrostatica del nucleo e allontanare uno o più elettroni. In tal modo nel nucleo rimarranno uno o più protoni in eccesso che conferiranno all’atomo una o più cariche positive.

Un atomo elettricamente carico viene definito ione; in questo caso, ione positi-vo o catione. Indicando con A un generico atomo e con A+ il suo corrispondente ione positivo, il processo può essere così schematizzato:

A + energia –––––> A+ + e–

L’energia di ionizzazione e i livelli energeticiLe

3Conoscere l’esistenza dei livelli energetici attraverso l’andamento dei valori dell’energia di ionizzazione

i g t c x÷–+



Nel caso del litio (Z = 3), lo schema può essere così rappresentato:

Li(g) + energia Li+(g) + e-

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

numero atomico

energ

ia d

i io

niz

zazio

ne

H

He

BeB

C

NO

F

Ne

Li

Si

ClAr

Ca

K

P S

NaMg

Al

Quando l’elettrone viene estratto dall’atomo neutro si parla di energia di prima ionizzazione:

Se proviamo però a estrarre un secondo elettrone dallo ione prima ottenuto, l’energia richiesta viene denominata energia di seconda ionizzazione:

A+ + energia –––––> A2+ + e–

Analogamente chiameremo energia di terza ionizzazione, quarta ionizzazione e così via l’energia richiesta per rimuovere il terzo e il quarto elettrone rispettiva-mente.

Se rappresentiamo in un istogramma i valori dell’energia di prima ionizzazione, relativa ai primi 20 elementi, cioè dall’idrogeno (Z = 1) al calcio (Z = 20) (Fig. 3), possiamo trarre importanti considerazioni:

tra i primi due elementi, H (Z = 1) e He (Z = 2), si ha un notevole salto dei va-lori di energia di ionizzazione;

dal terzo elemento, Li (Z = 3), l’energia di ionizzazione cresce gradualmente fino a raggiungere un valor massimo per il Ne (Z = 10);

per il sodio, Na (Z = 11), si osserva un valore di energia paragonabile a quello del litio;

dal sodio in poi si ha ancora un graduale aumento dell’energia di ionizzazione, fino a raggiungere un valore massimo per l’Ar (Z = 18), paragonabile a quello del Ne (Z = 10);

per il K (Z = 19) e il Ca (Z = 20), i valori dell’energia di ionizzazione sono pa-ragonabili a quelli di Na (Z = 11) e di Mg (Z = 12).

L’andamento dei valori dell’energia, o potenziale, di prima ionizzazione, ci per-mette di ordinare i 20 elementi in tre blocchi ben distinti:

1° blocco che va dall’H all’He; 2° blocco che va dal Li al Ne; 3° blocco che va dal Na all’Ar.

c x÷–+i g t


È importante osservare come ciascun blocco inizia con un elemento a bassa ener-gia di ionizzazione e si conclude con un gas nobile che presenta sempre un valore massimo di energia di ionizzazione. Si osservi inoltre che ciascun blocco è costitu-ito da otto elementi, a eccezione del primo che, invece, è costituito soltanto da due elementi. Non è difficile scoprire allora che gli elementi di ciascun blocco sono proprio quelli che nella tavola periodica appartengono a un periodo: il primo con due elementi, il secondo e il terzo con otto elementi. L’analogia dei valori tra elementi che si trovano nelle stesse posizioni nei vari blocchi (Li, Na, K; Be, Mg, Ca ecc.) ci porta a scoprire i gruppi dove sono collocati gli elementi che hanno proprietà chimiche analoghe.

Se estendiamo le misure delle energie di ionizzazione relative al 2°, al 3°, al 4° e così via fino ad arrivare all’ultimo elettrone di uno stesso elemento, si possono ottenere altre importanti informazioni. Esaminiamo, per esempio, le energie di ionizzazione di tutti gli elettroni del sodio, così come riportato nella Tabella 3.

500 4600 6900 9500 13300 16600 20100 25500 28900 141300 158800

1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª 9ª 10ª 11ª

Come si vede, tali energie presentano un andamento crescente in accordo con il fatto che togliere successivamente elettroni da uno stesso atomo è sempre più difficile, in quanto lo ione si va caricando sempre più positivamente.Ciò che sorprende, però, è il notevole salto che si ha quando si passa dalla 1a alla 2a ionizzazione, e anche dalla 9a alla 10a, e questo è una conferma della disposi-zione a strati degli elettroni all’interno dell’atomo.Scopriamo così che l’atomo di sodio organizza i suoi elettroni in tre livelli (Fig. 5): quello più esterno contenente un solo elettrone (a cui compete una energia di ionizzazione E.I. = 500 kJ/mol), quello intermedio che ne contiene 8 (con E.I. comprese tra 4600 e 28900 kJ/mol) e infine quello più prossimo al nucleo, che ne contiene 2 (con E.I. dell’ordine di 150000 kJ/mol).

Il modello atomico a livelli appena descritto per il sodio può assumere validità generale se misuriamo le E.I. di tutti gli elettroni ap-partenenti a tutti gli elementi. In tal modo è possibile “contare” direttamente quanti elet-troni si trovano attorno al nucleo e in che modo sono distribuiti nei vari livelli.Da tutte queste considerazioni possiamo concludere che il modello atomico che Bohr aveva ipotizzato è in perfetto accordo con i dati dell’analisi delle energie di ionizzazio-ne, che ne costituiscono una valida confer-ma sperimentale.

Numero di ionizzazione

En

erg

iad

i io

niz

za

zio

ne

(kJ/m

ol)

livello piùesterno

158 800

28 900

4600

500

1a

141 300

2a 3a 4a 5a 6a 7a 8a 9a 10a 11a

livello piùinterno

livellointermedio

Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).Stabilisisci le nti affeisci

1. Il valore dell’energia di prima

ionizzazione è superiore a quello di seconda

ionizzazione. V F

2. L’energia di prima ionizzazione

si riferisce a un atomo neutro. V F

3. Il sodio possiede un valore di energia

di prima ionizzazione paragonabile a quella

dell’alluminio. V F

4. L’argon possiede un basso valore di energia

di ionizzazione. V F

i g t c x÷–+



Conosciamo ora alcune proprietà caratteristiche degli atomi, correlate diretta-mente alle loro configurazioni elettroniche esterne che, come abbiamo visto, si ripetono periodicamente.

Raggio atomico e volume atomicoCon una certa approssimazione, come si è visto, gli atomi possono essere assimi-lati a delle minuscole sfere le cui dimensioni possono essere espresse in termini di raggio atomico e, di conseguenza, di volume atomico. Il raggio atomico espri-me la distanza tra il nucleo e l’elettrone più esterno ed è misurato in nano-metri o in ångström (Å). Nella tavola periodica le dimensioni di un atomo variano lungo un gruppo e lungo un periodo.Scendendo lungo un gruppo, aumenta il numero quantico principale e di conse-guenza il numero di livelli occupati dagli elettroni. In tal modo, gli elettroni del livello più esterno si trovano sempre più distanti dal nucleo e sempre più scherma-ti per la presenza dei livelli intermedi, e di conseguenza saranno meno attratti dal nucleo. Pertanto:

Lungo un periodo, invece, si ha un aumento del numero atomico, cioè del numero di protoni, e quindi un aumento della carica positiva del nucleo. Gli elettroni che via via si aggiungono hanno però lo stesso numero quantico principale e pertanto si collocano nello stesso livello di energia. L’effetto che ne deriva è un aumento dell’attrazione degli elettroni da parte del nucleo con conseguente riduzione del raggio e contrazione del volume:

obiettivoLe proprietà periodicheL4

Conoscere le proprietà periodiche degli elementi e prevederne l’andamento sulla base della loro posizione nella tavola periodica

H

0,3

Be

1,11

Li

1,52

Na

1,86

Mg

1,60

Ti

1,46

Sc

1,60

Ca

1,97

K

2,31

Zr

1,57

Y

1,80

Sr

2,15

Rb

2,44

Hf

1,57

La

1,88

Ba

2,17

Cs

2,62

Ac

2,0

Ra

2,20

Fr

2,7

B

0,88

C

0,77

N

0,70

O

0,66

F

0,64

Al Si P S Cl

1,41,41,461,711,441,381,351,341,371,371,43 1,50 1,75

1,331,371,411,621,441,381,341,331,321,361,41 1,49 1,40

AtPoBiPbTlHgAuPtIrOsReWTa

1,141,171,211,221,281,241,251,261,291,251,31 1,33 1,22

ITeSbPdRhRuTcMoNb

1,43 1,17 1,10 1,04 0,99

BrSeAsGeGaZnCuNiCoFeMnCrV

SnInCdAg

Decrescente

Elementi di transizione

I

II III IV V VI VII

Cre

scen

te

c x÷–+i g t


Andamento dell’energia di ionizzazioneL’energia di ionizzazione è una proprietà periodica particolarmente importante in quanto, come si è detto, è strettamente legata alla configurazione elettronica. Vediamo qual è il suo andamento nella tavola periodica.Scendendo lungo un gruppo, l’elettrone da rimuovere si trova su livelli di energia sempre più esterni e quindi sarà sempre meno attratto dal nucleo.Pertanto:

All’interno di un periodo, invece, procedendo da sinistra verso destra, l’elettrone da rimuovere sarà sempre più attratto dal nucleo perché, con l’aumentare del numero atomico, aumenta la carica nucleare.Pertanto:

He

Ac Th Pa U Np-Lr

decre

scente

H

Li Be

Na Mg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Sc Ti

Y Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn Fe Co

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn Ga

Cd

Hg

In

Tl

Ge As

Sn Sb

Pb Bi

Se

Te

Po

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

crescente

La

Affinità elettronica e suo andamentoAbbiamo visto che per allontanare uno o più elettroni da un atomo neutro è necessario fornire energia. Si avrà invece cessione di energia quando un atomo acquista uno o più elettroni.Tale processo può essere così schematizzato:

A + e– –––––> A– + energia

dove con A– è indicato lo ione negativo o anione.Pertanto:

Analogamente al catione, l’anione è un atomo elettricamente carico, ma di carica negativa. Il nuovo elettrone, infatti, non potendo essere neutralizzato da un cor-rispondente protone del nucleo, conferisce all’intero atomo una carica unitaria negativa.

Anche per l’affinità elettronica valgono le stesse considerazioni fatte per il po-tenziale di ionizzazione. L’elettrone acquistato, infatti, va a collocarsi sempre nel livello più esterno e quindi lungo un gruppo, allontanandosi dal nucleo, sarà sem-pre meno attratto, mentre lungo un periodo, con l’aumento della carica nucleare, sarà sempre più attratto.

i g t c x÷–+


Pertanto:

He

Ac Th Pa U Np-Lr

decre

scente

H

Li Be

Na Mg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Sc Ti

Y Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn Fe Co

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn Ga

Cd

Hg

In

Tl

Ge As

Sn Sb

Pb Bi

Se

Te

Po

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

crescente

La

-

He

1,1

Ac

1,3

Th

1,5

Pa

1,7

U

1,3

Np-Lr

2,1

H

1,0

Li

1,5

Be

0,9

Na

1,2

Mg

0,8

K

1,0

Ca

0,8

Rb

1,0

Sr

0,7

Cs

0,9

Ba

0,7

Fr

0,9

Ra

1,3

Sc

1,5

Ti

1,2

Y

1,1-1,2

La

1,4

Zr

1,3

Hf

1,6

V

1,6

Nb

1,5

Ta

1,6

Cr

1,8

Mo

1,7

W

Mn

1,8

Fe

1,8

Co

1,9

Tc

1,9

Re

2,2

Ru

2,2

Os

2,2

Rh

2,2

Ir

1,8

Ni

2,2

Pd

2,2

Pt

1,9

Cu

1,9

Ag

2,4

Au

1,6

Zn

1,6

Ga

1,7

Cd

1,9

Hg

1,7

In

1,8

Tl

1,8

Ge

2,0

As

1,8

Sn

1,9

Sb

1,8

Pb

1,9

Bi

2,4

Se

2,1

Te

2,0

Po

2,8

Br

2,5

I

2,2

At

-

Kr

-

Xe

-

Rn

2,0

B

2,5

C

3,0

N

3,5

O

4,0

F

-

Ne

1,5

Al

1,8

Si

2,1

P

2,5

S

3,0

Cl

-

Ar

1,5

decre

scente

crescente

Andamento dell’elettronegativitàL’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica sono, come si è visto, grandezze che indicano la tendenza che ha ogni atomo a perdere o acquistare elettroni e da esse si può prevedere il comportamento chimico degli elementi che, come si è detto più volte, dipende dagli elettroni esterni.

Tali proprietà, per una più immediata lettura della tavola periodica, sono state correlate insieme in un’unica proprietà molto usata in chimica: l’elettronega-tività.Per la sua misura L. Pauling ha proposto una scala arbitraria che assegna il valore più elevato (4) al fluoro, e quello più basso (0,7) al francio e valori intermedi a tutti gli altri elementi. Tali valori indicano la capacità che ha l’atomo di un elemento di attrarre gli elettroni che condivide con l’atomo di un altro elemento quando si trovano legati.Una più completa comprensione di tale proprietà si avrà dopo aver studiato il legame chimico, nel prossimo modulo.Anche l’elettronegatività è ovviamente una proprietà periodica che, come il po-tenziale di ionizzazione e l’affinità elettronica, diminuisce lungo un gruppo e cresce lungo un periodo.

c x÷–+i g t


Metalli e non metalliUn primo tentativo di classificazione degli elementi è stato già descritto preceden-temente. Esso si basava fondamentalmente sulle caratteristiche fisiche. Dopo aver studiato la struttura elettronica possiamo notare che gli elementi de-nominati metalli sono quelli che posseggono basse energie di ionizzazione, basse affinità elettroniche e di conseguenza basse elettronegatività, e che quindi presen-tano spiccata tendenza a cedere elettroni. Essi sono normalmente localizzati nella parte sinistra o in basso della tavola periodica.

I non metalli, viceversa, sono quelli che presentano spiccata tendenza ad acquistare elettroni, cioè quelli che hanno alta affinità elettronica e alto potenziale di ionizzazio-ne, e di conseguenza alto valore di elettro-negatività; essi sono collocati a destra della tavola periodica.

I semimetalli, infine, sono ovviamente gli elementi che presentano valori intermedi di tali grandezze e, di conseguenza, caratteristi-che intermedie.

He

Ac Th Pa U Np-Lr

cre

scente

H

Li Be

Na Mg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Sc Ti

Y Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn Fe Co

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn Ga

Cd

Hg

In

Tl

Ge As

Sn Sb

Pb Bi

Se

Te

Po

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

crescente

crescentecre

scente

proprietà non metalliche

pro

pri

età

meta

llic

he

pro

pri

età

no

n m

eta

llic

he

proprietà metalliche

La

Completa le frasi inserendo le parole mancanti.

1. Procedendo lungo un periodo il raggio atomico, e di

conseguenza il ……................. atomico, …….........................

a causa della …….......…....................….. attrazione degli

elettroni da parte del nucleo.

2. L’elettronegatività ……....................….. lungo un gruppo e

……....................….. lungo un periodo.

3. L’energia di ionizzazione …….............................….. lungo

un gruppo procedendo dall’ …….............................….. verso

il ……....................…...

4. L’affinità elettronica è la quantità di energia ……...............

quando un atomo neutro gassoso …….............................…..

un elettrone.

oo i g t c x÷–+

Clicca qui per aprire la sintesi dei concetti principali

unità c3 la tavola periodica degli elementiembruti.altervista.org/documenti/modc-tavola.pdf · la...

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