L’armonia della materia
Prof. Paolo Abis
La tavola periodica di MendeleevLa tavola periodica di Mendeleev• Nel XIX ° sec. erano conosciuti all’incirca una sessantina di
elementi.• I chimici constatavano che alcuni elementi mostravano
caratteristiche simili.• Questi elementi sembravano formare delle “famiglie”
relativamente omogenee.– Es. la famiglia degli Alogeni (Fluoro, Cloro, Bromo e Iodio) o quella
dei metalli alcalini (Litio, Sodio et Potassio).
• I ricercatori dell'epoca sentirono la necessità di ordinare in qualche modo gli ELEMENTI in maniera da poterne prevedere le caratteristiche chimico-fisiche.
• Un importante passo avanti in questo senso fu fatto quando si cominciò a mettere in relazione il peso atomico degli elementi con le proprietà chimiche e fisiche che essi manifestavano.
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La legge dell’ottavaLa legge dell’ottava
• Nel 1864 lo scienziato J.A.R. Newlands notò che disponendo gli elementi in fila secondo il peso atomico crescente, le proprietà chimico-fisiche tendevano a ripetersi ogni sette elementi, ovverosia l'ottavo elemento presentava caratteristiche simili al primo.
• In conformità a questa periodicità Newlands formulò una legge detta dell'ottava. Questa classificazione tuttavia presentava molte incongruenze e venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.
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La tavola periodica di MendeleevLa tavola periodica di Mendeleev
• L'intuizione risolutiva nella catalogazione degli elementi venne da D. Mendeleev e da L. Meyer, che s'occuparono rispettivamente delle proprietà chimiche il primo e delle proprietà fisiche il secondo.
• Entrambi arrivarono quasi congiuntamente ad elaborare, intorno al 1870, una legge sul carattere periodico degli elementi, che successivamente venne tabulata nel cosiddetto Sistema Periodico degli Elementi.
Dmitrij Ivanovich Mendeleev in un ritratto di
Ilya Repin.
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La tavola periodica di MendeleevLa tavola periodica di Mendeleev
Lasciò,pertanto degli spazi vuoti per l’inserimento degli elementi ancora da scoprire.
Mendeleev si rese conto che, per rispettare la legge della periodicità, restavano da scoprire ancora alcuni elementi.
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La tavola periodica di MendeleevLa tavola periodica di Mendeleev
• Mendeleev era tanto sicuro della validità della tabella, che predisse le caratteristiche chimiche e fisiche degli elementi mancanti.
• Quando questi vennero scoperti le predizioni di Mendeleev risultarono confermate.
• La tabella di Mendeleev venne chiamata “tavola periodica” ad indicare la ciclicità delle caratteristiche degli elementi, cioè il ripetersi delle stesse proprietà con uno stesso intervallo.
• La tavola di M. era basata sui pesi atomici degli elementi
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Attualmente si utilizza una tavola periodica basata sui numeri Atomici (Z n. dei protoni) e non sul peso atomico.
Attualmente si utilizza una tavola periodica basata sui numeri Atomici (Z n. dei protoni) e non sul peso atomico.
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Altre configurazioni
periodiche degli elementi
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Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicitàIl riempimento degli orbitali atomici è
alla base della definizione di periodicità
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Raggruppando gli orbitali per categoria ed invertendo l’ordine di riempimento dei livelli energetici si può ottenere la successiva tabella
Raggruppando gli orbitali per categoria ed invertendo l’ordine di riempimento dei livelli energetici si può ottenere la successiva tabella
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Leggendo gli orbitali riga per riga si ha l’ordine di riempimento da parte degli elettroni
Leggendo gli orbitali riga per riga si ha l’ordine di riempimento da parte degli elettroni
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Per ogni orbitale possiamo avere due elementi chimici, a seconda che vi siano inseriti 1 o 2 elettroni
Per ogni orbitale possiamo avere due elementi chimici, a seconda che vi siano inseriti 1 o 2 elettroni
Gli orbitali f sono stati spostati in fondo alla figura.
La loro posizione originaria è indicata dagli asterischi
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Correttamente raddoppiamo i quadratini. Se inseriamo all’interno i numeri degli elementi chimici e i loro simboli otteniamo la tavola periodica seguente:
Correttamente raddoppiamo i quadratini. Se inseriamo all’interno i numeri degli elementi chimici e i loro simboli otteniamo la tavola periodica seguente:
Blocco s
Blocco d
Blocco p
Blocco f
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La Tavola PeriodicaLa Tavola Periodica
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• Nella tavola periodica moderna, gli elementi sono ordinati secondo il n. atomico crescente.
• E’ organizzata in conformità alla legge della periodicità : le proprietà chimiche e fisiche variano in funzione del numero atomico secondo intervalli regolari.
La Tavola PeriodicaLa Tavola Periodica
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Tavola periodica
Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica.
Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica.
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Si noti che elementi 113, 115, e 117 non sono conosciuti, ma sono inclusi nella tabella per mostrare le loro posizioni previste. Ci sono rapporti non confermati per l'osservazione degli elementi 114 (ununquadium), 116 (ununhexium), e 118 (ununoctium) e così sono stati inclusi anche questi elementi.
Lantanidi
Attinidi
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Numero atomico --> Z
Nome dell’elemento
Simbolo chimico
Massa atomica
SONO NOTI 109 ELEMENTI :
• 87 sono metalli
• 26 radioattivi
• 16 sono artificiali (tutti radioattivi)
• 2 si trovano allo stato liquido
Tavola periodica
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Gli elementi sono raggruppati in Gruppi e Periodi
Gli elementi sono raggruppati in Gruppi e Periodi
In corrispondenza dei 7 valori del numero quantico principale,
troviamo 7 righe orizzontali, chiamate periodi
1
2
3
4
5
6
7
perio
di
Lungo il periodo le proprietà chimiche e fisiche variano gradualmente. Ciò dipende dal fatto che la configurazione elettronica si completa gradualmente fino ad arrivare ai gas nobili che hanno il guscio esterno completo.
Gas Nobili
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Un gruppo di elementi è costituito da quelli che compaiono in una stessa colonna della tavola periodica.
Un gruppo di elementi è costituito da quelli che compaiono in una stessa colonna della tavola periodica.
Gli elementi di uno stesso gruppo sono caratterizzati da una medesima configurazione elettronica esterna. Questo comporta notevoli analogie nel comportamento chimico.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Gruppi
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I gruppi vengono distinti in due categorie: A e BI gruppi vengono distinti in due categorie: A e B
I Gruppi A comprendono gli elementi rappresentativi o tipici
Con configurazione
s e p
Gruppi A
I A II A III A IV A V A VI A VII A VIIIA
VI B
Gruppi B
I B II BIII B IV B V B VII B VIII B
s
pI Gruppi B comprendono i metalli di transizione caratterizzati dal riempimento degli orbitali d
d
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Il tipo di orbitale più esterno, occupato da uno o più elettroni,
condiziona le proprietà chimiche dell’elemento e la sua posizione nella tabella
Il tipo di orbitale più esterno, occupato da uno o più elettroni,
condiziona le proprietà chimiche dell’elemento e la sua posizione nella tabella
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• Gli elettroni presenti nel guscio più esterno dell’atomo costituiscono la configurazione elettronica esterna.
Configurazione elettronica esternaConfigurazione elettronica esterna
VII Gruppo
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 d10 4s2 4p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 d10 4s2 4p6 d10 5s2 5p5
Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione esterna
Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione esterna
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• Gli elettroni presenti nel guscio più esterno dell’atomo costituiscono la configurazione elettronica esterna.
Configurazione elettronica esternaConfigurazione elettronica esterna
VII GruppoVII Gruppo
Gli elementi dello stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili
Gli elementi dello stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili
Le proprietà chimiche non dipendono dal n. totale di elettroni, ma dalla configurazione esterna
Le proprietà chimiche non dipendono dal n. totale di elettroni, ma dalla configurazione esterna
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• Un caso particolare: i gas nobili
Configurazione elettronica esternaConfigurazione elettronica esterna
VIII GruppoVIII GruppoSi trovano allo stato aeriforme
Si trovano allo stato aeriformeSono molto stabiliSono molto stabili
Si trovano allo stato monoatomico
Si trovano allo stato monoatomico
Hanno scarsissima reattività chimica
Hanno scarsissima reattività chimica
• I loro atomi sono tanto stabili perché si trovano nello stato di minima energia che corrisponde alla configurazione esterna completa :
OttettoOttetto S2P6S2P6
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Visto che gli elementi dell’ottavo gruppo hanno una bassa energia grazie alla presenza dell’ottetto, possiamo prevedere che anche gli altri atomi, per abbassare la loro energia, tendano ad acquisire la stessa configurazione elettronica.
La regola dell’ottettoLa regola dell’ottetto
Nelle reazioni chimicheNelle reazioni chimiche
ogni elemento tende a raggiungere la configurazione elettronica dell’ottetto
ogni elemento tende a raggiungere la configurazione elettronica dell’ottetto
Che è una configurazione stabile a bassa energia.
Che è una configurazione stabile a bassa energia.
S2P6S2P6
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Alcune proprietà degli elementi mostrano variazioni graduali procedendo attraverso un periodo o un gruppo
Conoscere queste tendenze permette di comprendere le proprietà chimiche
Le tendenze che prenderemo in considerazione per gli elementi rappresentativi sono:
dimensioni atomichedimensioni atomicheenergia di prima ionizzazioneenergia di prima ionizzazioneaffinità elettronicaaffinità elettronicaraggio ionicoraggio ionicoelettronegatività elettronegatività
Le proprietà periodicheLe proprietà periodiche
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dimensioni atomichedimensioni atomicheenergia di prima ionizzazioneenergia di prima ionizzazioneaffinità elettronicaaffinità elettronicaraggio ionicoraggio ionicoelettronegatività elettronegatività
Le proprietà periodicheLe proprietà periodiche
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Il volume atomico di un atomo è una misura dello spazio occupato dal nucleo e dagli elettroni dell’atomo.
• Ricordando che le dimensioni degli orbitali aumentano all’aumentare del numero
quantico principale n
• Possiamo affermare che il volume atomico aumenta negli elementi dello stesso gruppo dall’alto verso il basso:
Dimensioni atomicheDimensioni atomiche
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Litio Z=3 Berillio Z=4
Cosa succede, invece, se ci spostiamo da sinistra verso destra in un periodo ?
Aumentando gli elettroni aumenta il volume dell’atomo ? Aumenta il numero di protoni che attirano sul nucleo, con la
propria carica positiva, gli elettroni che si trovano negli orbitali esterni, di conseguenza il volume dell’atomo si contrae ?
Volume e Raggio atomicoVolume e Raggio atomico
√
Il volume atomico diminuisce perché aumenta il numero delle cariche positive e quindi gli elettroni sono attirati verso il nucleo con una forza maggiore
Il volume atomico diminuisce perché aumenta il numero delle cariche positive e quindi gli elettroni sono attirati verso il nucleo con una forza maggiore
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LiLi BeBe+3 +4
aumentando N° elettroni
aumenta numero di protoni sul nucleo
maggiore forza di attrazione su elettroni da parte del nucleo
elettroni si avvicinano al nucleo e orbitali si contraggono
1s 2s 1s 2s
Volume e Raggio atomicoVolume e Raggio atomico
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Volume atomico e raggio atomico aumentano scendendo nel gruppo e diminuiscono andando verso destra nel periodo
AU
ME
NT
A
DIMINUISCE
Volume e Raggio atomicoVolume e Raggio atomico
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dimensioni atomichedimensioni atomicheenergia di prima ionizzazioneenergia di prima ionizzazioneaffinità elettronicaaffinità elettronicaraggio ionicoraggio ionicoelettronegatività elettronegatività
Le proprietà periodicheLe proprietà periodiche
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Tutti gli atomi, per raggiungere la configurazione stabile dell’ottetto, tendono a perdere o acquistare uno o più elettroni
• Ogni atomo è elettricamente neutro. • Se un atomo cede o acquista uno o più elettroni la carica
del nucleo non è più neutralizzata.• L’atomo si è trasformato in un specie chimica diversa,
detta Ione, con una o più cariche elettriche positive o negative
Ioni : Cationi e AnioniIoni : Cationi e Anioni
Cationi carica positiva atomi che hanno ceduto uno o più elettroni
Cationi carica positiva atomi che hanno ceduto uno o più elettroni
Anioni carica negativa atomi che hanno acquistato uno o più
elettroni
Anioni carica negativa atomi che hanno acquistato uno o più
elettroni
Na +
Cl -
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Si può prevedere la carica degli ioni di un elemento in base alla sua posizione nella tavola periodica.
Carica ionicaCarica ionica
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Energia necessaria a strappare l’elettrone più debolmente legato all’atomo isolato (allo stato gassoso) e portarlo a distanza infinita dal nucleo
A + A + EnergiaEnergia ---------> A ---------> A++ + e + e--
Energia necessaria a strappare l’elettrone più debolmente legato all’atomo isolato (allo stato gassoso) e portarlo a distanza infinita dal nucleo
A + A + EnergiaEnergia ---------> A ---------> A++ + e + e--
Energia di ionizzazioneEnergia di ionizzazione
se l’atomo è allo stato neutro energia di prima ionizzazione II11
energia di ionizzazione è sempre > 0 (l’energia deve essere fornita all’atomo)
se ione con carica +1 energia di seconda ionizzazione II22
IONEIONE++ (g) IONEIONE2+2+ (g) + ee-- II22
esistono energie di ionizzazione sucessive II3 3 , I, I4 4 ,…., ,…., IInn
II11 < I < I22 < I < I3 3 < I< I44
EEnn = I = I11 + I + I22 + I + I3 3 +………+ I+………+ Inn
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Energia di ionizzazione
aumenta
dim
inuis
ce
Da quale fattore dipende l’energia di ionizzazione di un elemento ?
Da quale fattore dipende l’energia di ionizzazione di un elemento ?
Energia di ionizzazioneEnergia di ionizzazione
La forza di attrazione fra due cariche elettriche di segno
opposto è: inversamente propozionale al quadrato della loro distanza
La forza di attrazione fra due cariche elettriche di segno
opposto è: inversamente propozionale al quadrato della loro distanza
Maggiore raggio atomico minore energia di ionizzazione
Maggiore raggio atomico minore energia di ionizzazione
Perciò: inversamente proporzionale al raggio atomico
Perciò: inversamente proporzionale al raggio atomico
diminuisce
aum
enta
Raggio atomico
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Affinità elettronicaAffinità elettronica = energia messa in gioco quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone
Affinità elettronica = energia messa in gioco quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone
se A A è positiva cessione di energia
ATOMOATOMO (g ) + eeIONEIONE (g) AA11
se A A è negativa assorbimento di energia
F(g) + e F(g) A = 322 kJ/mol
(2s2 2p5) (2s2 2p6)
Li(g) + e Li(g) A = 60 kJ/mol
Ne(g) + e Ne(g) A = 29 kJ/mol
(2s2 2p6) (2s2 2p6 3s1)
Affinità elettronica Affinità elettronica
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Affinità elettronica Affinità elettronica
Energia di ionizzazione
Energia di ionizzazione
aumenta
dim
inuis
ce
Vari
a d
i poco
aumentaAffinità elettronicaAffinità elettronica
Varia nel sistema periodico in maniera simile all’energia di ionizzazione: aumenta nel periodo e diminuisce nel gruppo
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Elettronegatività Elettronegatività
L'elettronegatività è una misura della capacità di un atomo di attirare verso di se gli elettroni di legame
L'elettronegatività è una misura della capacità di un atomo di attirare verso di se gli elettroni di legame
L'elettronegatività è un concetto molto utile ed importante in chimica, in quanto consente di fare diverse considerazioni sulla struttura, le proprietà e la reattività delle molecole.
Dalla differenza di elettronegatività dei due atomi impegnati in un legame è possibile risalire alla % di carattere ionico del legame.
a una maggiore differenza di elettronegativita' corrisponde un maggiore carattere polare del legame.
Omeopolare
Eteropolare
Ionico
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Elettronegatività Elettronegatività
Differenze di elettronegatività e carattere ionico delle molecole:Differenze di elettronegatività e carattere ionico delle molecole:
Omeopolare Eteropolare Ionico
Esempio: la molecola dell’acquaEsempio: la molecola dell’acqua
-+
+
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Elettronegatività Elettronegatività
Energia di ionizzazione
Energia di ionizzazione
aumenta
dim
inuis
ce
aumentaElettronegativitàElettronegatività
L'elettronegatività è proporzionale all’ E. I. e varia in modo analogo nella tavola periodica.L'elettronegatività è proporzionale all’ E. I. e varia in modo analogo nella tavola periodica.
dim
inuis
ce
NB. Se si esclude il raro fluoro l’elemento più elettronegativo è l’ossigeno (molto reattivo).
NB. Se si esclude il raro fluoro l’elemento più elettronegativo è l’ossigeno (molto reattivo).
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La conseguenza dell’aumento dell’attrazione tra il nucleo e gli
elettroni rimanenti è che il catione ha raggio ionico molto piu’ piccolo del raggio atomico
Per gli anioni vale il discorso inverso. Un aumento della nube
elettronica determina la diminuzione della attrazione tra
nucleo ed elettroni. Quindi l’ anione ha raggio ionico molto piu’
grande del raggio atomico
Raggi atomici e raggi ioniciRaggi atomici e raggi ionici
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Metalli e non metalliMetalli e non metalli
• Sono lucenti, • malleabili, • duttili,• buoni conduttori di corrente e
di calore• Sono sistemati a sinistra e al
centro della tavola periodica• Sono tutti solidi eccetto il
mercurio
I metalli I metalli
• hanno la tendenza a perdere e-.
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Metalli e non metalliMetalli e non metalli
I non metalli I non metalli
• Non sono lucenti, né malleabili e non conducono bene corrente e calore
• Sono sistemati a destra della tavola periodica
• Sono solidi (es. iodio), liquidi (es. bromo) e gassosi (es. cloro)
• hanno la tendenza a acquistare e-.
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• aspetto brillante o opaco;
• solidi;• conducono l’elettricità
meno dei metalli e più dei non metalli;
• sono duttili e malleabili.
• Sono elementi con l’aspetto e alcune proprietà tipiche dei metalli, ma con comportamento chimico diverso.
Metalli e non metalliMetalli e non metalli
I Semi-metalli I Semi-metalli