Transcript La Tavola Periodica degli Elementi

La tavola
periodica
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UD10 Tavola periodica
Mendeleev: la tavola periodica degli elementi
La mole di studi condotti per definire le leggi ponderali aveva evidenziato,
dopo il XIX secolo, molte proprietà e molte somiglianze tra alcuni
elementi. Per questo motivo, essi vennero riuniti in “famiglie naturali”,
come quelle dei “metalli alcalini” o degli “alogeni”.
Li
Na
K
metalli alcalini
Ca
Sr
Ba
metalli
alcalino
terrosi
F
Cl
Br
I
alogeni
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Mendeleev
UD10 Tavola periodica
Nel 1869, il chimico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev propose una
“classificazione degli elementi” di fondamentale importanza. Dopo aver
determinato la massa atomica di tutti gli elementi con il metodo di
Cannizzaro, Mendeleev prese in considerazione le formule dei loro
composti con l’ossigeno e con il cloro e alcune proprietà fisiche, come la
densità, la durezza e il punto di fusione. Egli ordinò i 63 elementi
conosciuti secondo la loro massa atomica crescente,
disponendoli in file e
incolonnandoli quando
presentavano proprietà
simili. Apparve evidente
che le proprietà degli
elementi si ripetevano
con regolarità periodica
e ordinata, per cui tale
disposizione prese il
nome di tavola
periodica degli
elementi.
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Mendeleev
UD10 Tavola periodica
Il successo del lavoro di Mendeleev, che ha costituito il punto di partenza
per giungere alla versione attuale del “sistema periodico”, è legato ad
alcune intuizioni:
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Mendeleev
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Per esempio, l’elemento con
massa immediatamente superiore
a quella dello zinco era l’arsenico.
Esso non presentava somiglianze
né con l’alluminio né con il silicio
(situati nella colonna
a fianco, nelle righe subito sotto a
quella dello zinco), mentre
rivelava forti analogie di
comportamento con azoto e
fosforo (entrambi sulla riga ancora
sottostante). Mendeleev scelse di
allinearlo a questi ultimi elementi,
lasciando due spazi vuoti. Intuì in
tal modo che dovevano esistere
due elementi, non ancora scoperti,
che avrebbero dovuto trovare
appropriata collocazione
rispettivamente sotto l’alluminio e
sotto il silicio.
Tavola del 1869
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Mendeleev
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Gallio scoperto Lecoq de
Boisbaudran nel 1875
Germanio scoperto da Clemens
Winkler nel 1886
Tali previsioni furono puntualmente confermate nel 1875 e nel 1886 con la
scoperta rispettivamente del gallio (massa atomica 69,7) e del germanio
(massa atomica 72,6).
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Mendeleev
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La tavola periodica attuale: le configurazioni
esterne
Gli elementi sono inseriti nell’attuale tavola periodica in funzione della loro
configurazione elettronica, vale a dire dell’ordine di riempimento degli
orbitali. Grazie a questa impostazione, hanno potuto trovare una naturale
sistemazione anche gli elementi che sono stati via via scoperti o prodotti
artificialmente, fino agli attuali 116.
Nella tavola ci sono quattro
blocchi, corrispondenti ai
tipi di orbitali s, p, d, f.
Ogni blocco ha tante
colonne quanti sono gli
elettroni che possono essere
ospitati nel corrispondente
sottolivello: 2 per gli orbitali
di tipo s, 6 per gli orbitali di
tipo p, 10 per quelli di tipo
d e infine 14 negli orbitali
di tipo f.
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Periodi/gruppi
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Gli elementi risultano disposti su sette righe di diversa lunghezza, tante
quanti sono i livelli di energia che ospitano elettroni quando questi
sono nel loro stato fondamentale.
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Periodi/gruppi
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La tavola periodica viene disegnata in modo da rendere evidente il
progressivo riempimento degli orbitali. A tale scopo, la disposizione più
corretta si otterrebbe utilizzando la forma “lunga” della tavola, con gli
orbitali f inseriti dopo il primo elemento del blocco d appartenente alla sesta
riga. Per questioni di spazio, tuttavia, si preferisce spesso una
rappresentazione più compatta, ottenuta spostando gli elementi del blocco
f nella zona sottostante al blocco d.
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Periodi/gruppi
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Le colonne ottenute dalla sovrapposizione dei periodi hanno la caratteristica
di ospitare elementi con una configurazione elettronica simile nel livello
più esterno.
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Periodi/gruppi
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Per esempio, gli elementi della seconda colonna costituiscono un gruppo,
perché hanno le seguenti configurazioni elettroniche:
Berillio [He] 2s2
Magnesio [Ne] 3s2
Calcio [Ar] 4s2
Stronzio [Kr] 5s2
Bario [Xe] 6s2
Radio [Rn] 7s2
Dall’analisi della disposizione degli elementi nella tavola periodica si nota
che quelle che erano state definite “famiglie naturali” , insiemi cioè degli
elementi con analogo comportamento chimico, presentano lo stesso tipo di
configurazione elettronica esterna, quindi si può concludere che:
Alcuni appartenenti a
un’altra “famiglia
naturale”: quella
degli alogeni
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Periodi/gruppi
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I gruppi vengono indicati da un numero romano, che corrisponde a quello
degli elettroni più esterni, e da una lettera:
• A per i blocchi s e p;
• B per il blocco d.
Per esempio, gli elementi del gruppo III A hanno una configurazione
esterna ns2np1 (dove n è il numero quantico principale) per un totale di tre
elettroni:
1s22s22p1 boro
[Ne]3s23p1
alluminio
Analogamente, in quelli del
gruppo III B i tre elettroni
hanno configurazione
(n – 1) d1ns2:
[Kr]4d15s2
ittrio
[Ar]3d14s2 scandio
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Periodi/gruppi
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Molti dei gruppi hanno anche nomi particolari derivanti dalle loro caratteristiche
o dal comportamento dei loro composti.
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Periodi/gruppi
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La successione degli orbitali nella tavola periodica nella loro reale complessità
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Periodi/gruppi
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Moseley: un nuovo
criterio ordinatore
Alcuni anni più tardi, nel 1914, il
fisico inglese Henry Moseley,
sapendo che un atomo colpito da
elettroni molto veloci emette raggi
X, verificò sperimentalmente che la
frequenza dei raggi emessi,
caratteristica per ogni elemento, è
direttamente proporzionale al
suo “numero d’ordine”, ossia alla
posizione che occupa nella tavola
periodica di Mendeleev. Tale
relazione è evidenziata dal fatto che
il grafico numero d’ordine/frequenza
era una retta.
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Periodi/gruppi
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L’osservazione di Moseley dimostrava
che Mendeleev aveva disposto gli
elementi secondo una loro proprietà
non ancora nota e costituiva anche
la prova definitiva che la responsabile
della periodicità non era la massa
atomica.
L’accumularsi delle conoscenze sulla
struttura dell’atomo, mostrò che:
Numero d’ordine di Mendeleev= numero atomico (Z)
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Periodi/gruppi
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Era ormai chiaro che il nucleo non interveniva nelle reazioni
chimiche. Le proprietà chimiche di un elemento dovevano trovare
una spiegazione nella configurazione elettronica degli atomi.
Gli studi per spiegare il ripetersi periodico delle proprietà degli
elementi si concentrarono sulla disposizione degli elettroni presenti
nella zona più esterna dell’atomo.
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Periodi/gruppi
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Le proprietà periodiche
Si è affermato che molte proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano
con gradualità nell’ambito di un periodo o di un gruppo. Di fatto, le
informazioni relative al comportamento di un elemento si possono dedurre
dalla posizione che esso occupa nella tavola periodica. In particolare,
analizzeremo l’andamento
del raggio atomico,
dell’energia di ionizzazione,
dell’affinità elettronica
dell’elettronegatività.
Tutti questi parametri, nel loro insieme, danno la misura della tendenza di un
elemento a interagire con altri elementi per formare molecole.
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Proprietà periodiche
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Raggio atomico
Molte delle proprietà periodiche degli
elementi possono essere messe in relazione
con le dimensioni dei loro atomi. Esse
sono collegate alla disposizione degli elettroni
che, a loro volta, risentono dell’attrazione del
nucleo. Pur non potendo determinare in modo
netto nel modello quanto-meccanico il confine
esterno di un atomo, si può immaginare che
la disposizione del complesso degli elettroni
attorno al nucleo sia tale da formare
approssimativamente una sfera. Si può
quindi considerare che la dimensione
dell’atomo sia in relazione diretta con la
misura del suo raggio e proprio a questa ci si
riferisce per stabilire la dimensione degli
atomi dei diversi elementi nella tavola
periodica.
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Proprietà periodiche
UD10 Tavola periodica
Uno dei metodi utilizzati per
determinare il raggio atomico
consiste nel misurare la
semidistanza tra i centri dei nuclei
degli atomi di un elemento quando
sono raggruppati in fase solida o
quando formano una molecola
biatomica.
Per poter giustificare la variazione delle dimensioni dei raggi
atomici degli elementi che si incontrano ‘scendendo’ lungo un
gruppo, si deve tener conto dei seguenti fattori:
• gli elettroni vanno a collocarsi in orbitali a numero quantico
principale sempre più alto, quindi più lontani dal nucleo;
• gli elettroni dei livelli più interni schermano sempre più
la carica elettrica del nucleo che, pertanto, attrae meno gli
elettroni più esterni.
Quindi:
n=1
n=2
n=3
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Proprietà periodiche
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Muovendosi invece all’interno di un periodo, si deve considerare che:
• gli elettroni aumentano di numero, ma rimangono sempre nello
stesso livello di energia e quindi si collocano pressoché alla stessa
distanza dal nucleo;
• l’aumento del numero di protoni comporta una attrazione via via
crescente verso gli elettroni, che occupano sempre lo stesso livello, così
che essi tendono ad avvicinarsi di più al nucleo.
Z=6
Z=7
Z=8
Z=9
Il risultato è che:
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Proprietà periodiche
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La diminuzione del raggio atomico è meno marcata e regolare nei
blocchi d e f a causa della particolare forma dei corrispondenti orbitali.
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Proprietà periodiche
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Energia di ionizzazione
Come è noto, nucleo ed elettroni, avendo cariche opposte, si attraggono. Per
staccare gli elettroni dall’atomo è necessario vincere questa attrazione e
quindi fornire energia.
L’atomo che perde uno o più
elettroni, mentre mantiene inalterato
il numero di protoni del nucleo,
assume una o, rispettivamente, più
cariche positive. Si forma, cioè, uno
ione positivo, o catione.
Si dice anche che l’energia di ionizzazione aumenta a mano a mano
che aumenta il numero di elettroni sul livello esterno.
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Proprietà periodiche
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Gli andamenti descritti possono essere messi in relazione con il valore del
raggio atomico. Infatti, più gli elettroni sono lontani dal nucleo, minore sarà
l’energia necessaria per distaccarli. L’energia di ionizzazione è minima nei
metalli alcalini, che danno facilmente ioni positivi, e massima nei gas rari.
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Proprietà periodiche
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Le dimensioni dei
cationi che si
formano sono
inferiori a quelle
dei rispettivi
atomi poiché,
oltre a mancare
un elettrone, il
nucleo esercita
un’attrazione
maggiore su
quelli che
rimangono.
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Proprietà periodiche
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Anche l’andamento dei raggi dei cationi mostra un comportamento
periodico.
In realtà esistono eccezioni, dovute al fatto che sono più stabili le
configurazioni con sottolivelli completamente occupati, seguite da quelle con
sottolivelli semioccupati, mentre non presentano una particolare stabilità le
configurazioni che sono diverse da queste.
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Proprietà periodiche
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Affinità elettronica
Quando un atomo, allo stato gassoso, acquisisce un elettrone, libera una
certa quantità di energia.
Il nuovo elettrone conferisce una carica negativa all’atomo, che diviene
così uno ione negativo o anione.
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Proprietà periodiche
UD10 Tavola periodica
L’affinità elettronica è associabile alle dimensioni dell’atomo: essa è
tanto maggiore quanto più piccolo è il volume atomico. Quanto più
piccolo infatti è l’atomo, tanto più vicino al nucleo si collocherà l’elettrone
acquisito e tanto maggiore sarà la quantità di energia liberata. Pertanto:
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Proprietà periodiche
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Le dimensioni
degli anioni
sono maggiori
di quelle dei
rispettivi atomi,
vista la
presenza di un
elettrone in
eccesso non
adeguatamente
bilanciata dalla
carica del
nucleo.
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Proprietà periodiche
UD10 Tavola periodica
Anche l’andamento dei raggi degli anioni mostra un comportamento
periodico.
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Proprietà periodiche
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Elettronegatività
Abbiamo visto che l’energia di ionizzazione è relativa alla forza di
attrazione esercitata da un nucleo verso i propri elettroni, mentre
l’affinità elettronica indica con quanta forza elettroni estranei possano
essere attirati.
Poiché gli atomi si uniscono utilizzando gli elettroni più esterni, detti perciò
elettroni di legame, è importante conoscere la tendenza dei diversi
elementi ad attrarli. Per indicare il potere di attrazione di un elemento nei
confronti di elettroni di legame, si dovrà tener conto di entrambe le
grandezze appena considerate (energia di ionizzazione e affinità elettronica)
che, opportunamente combinate, danno l’elettronegatività.
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Proprietà periodiche
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Tra i vari criteri utilizzati per calcolare l’elettronegatività di un elemento, il
più diffuso è quello proposto dal chimico statunitense Linus Pauling, che
ha definito una scala arbitraria assegnando il valore minimo (0,7) al
francio e il massimo (4) al fluoro.
Con questo metodo non è calcolabile l’elettronegatività dei gas nobili, per i
quali si assume il valore 0.
Poiché entrambe le proprietà che la determinano variano nello stesso
modo:
Per questo motivo gli elementi più elettronegativi si trovano a destra in alto
e quelli meno elettronegativi si trovano a sinistra in basso.
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Proprietà periodiche
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La classificazione degli elementi: metalli, nonmetalli e semimetalli
La tavola periodica è attraversata, in diagonale, da una linea a forma di
scaletta:
•gli elementi alla sua sinistra sono detti metalli,
•quelli alla sua destra non-metalli.
•gli elementi che confinano con la linea di separazione sono i semimetalli.
H
He
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 Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk
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Metalli/semi
metalli/non metali
Dy Ho Er Tm Yb Lu
Cf Es Fm Md No Lr
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I metalli sono gli elementi più abbondanti e, in condizioni normali, sono
quasi tutti solidi. Hanno bassa elettronegatività e si trasformano facilmente
in ioni positivi. Questa facilità a perdere elettroni è responsabile di molte
delle loro caratteristiche, quali la conduzione della corrente e del calore
e la tipica lucentezza.
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Metalli/semi
metalli/non metali
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I non-metalli hanno caratteristiche esattamente opposte. Dotati di alta
elettronegatività, divengono facilmente ioni negativi. Non conducono
la corrente né il calore e non hanno la lucentezza tipica dei metalli.
selenio
zolfo
iodio
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Differenti forme di fosforo
Metalli/semi
metalli/non metali
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I semimetalli hanno caratteristiche intermedie. Di particolare importanza
è la loro capacità di condurre la corrente solo in determinate condizioni:
motivo per cui si dicono semiconduttori.
silicio
tellurio
antimonio
germanio
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Metalli/semi
metalli/non metali
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UD10 Tavola periodica
Le caratteristiche manifestate da metalli e da non-metalli dipendono
dall’elettronegatività che a sua volta dipende dalle altre proprietà periodiche,
delle quali si è messa in evidenza la variazione graduale. Ciò spiega la
graduale variazione del carattere metallico degli elementi nella tavola
periodica:
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Metalli/semi
metalli/non metali
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