IL SISTEMA PERIODICO

1
IL SISTEMA PERIODICO
LA CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI par.1
pag.118-119 Elementi noti allepoca dei
Romani9 alla fine del 1700
22 nel 1830 55 Il primo
tentativo di ordinare gli elementi conosciuti si
deve a Wolfgang Dobereiner, nella prima metà
dellOttocento egli rilevò che gli elementi, a
gruppi di tre (triadi), presentavano notevoli
somiglianze e che le loro proprietà variavano con
gradualità (es. Cl-Br-I). In particolare, a
partire da alcune prove sperimentali, ipotizzò
che la massa atomica dellelemento centrale della
triade potesse essere la media aritmetica delle
masse atomiche degli altri due elementi. La
maggior parte degli elementi non rientrava
tuttavia in alcun schema di triade e le masse
atomiche di molti elementi non erano ancora state
determinate in modo certo per poter confermare le
sue previsioni.
2
Nel 1860 Cannizzaro risolse il problema delle
masse atomiche e, in seguito, John Newlands
enunciò la legge delle ottave, secondo la quale,
ordinando gli elementi (noti) in base alla massa
atomica crescente, dopo una serie di 7 elementi,
lottavo presentava proprietà simili al primo
elemento della serie precedente. Disponendo gli
elementi in colonne verticali di sette unità, gli
elementi simili occupavano le stesse righe
orizzontali (es. Ca vicino a Mg e K al Na). Anche
questo tentativo non ebbe tuttavia successo
poiché non tutte le righe contenevano elementi
con proprietà simili. Spetta a Lothar Meyer e a
Dmitrij Mendeleev il merito di aver individuato
il criterio con cui classificare correttamente
gli elementi ma fu Mendeleev a intuire che nella
costruzione della tavola periodica era necessario
prevedere lesistenza di elementi ancora non
noti.
3
IL SISTEMA PERIODICO DI MENDELEEV

par.2 pag.119-120
Nel 1869 Dmitrij Mendeleev costruì la prima
tavola periodica degli elementi ordinando i 63
elementi noti, in base alla massa atomica
crescente, in file orizzontali e lasciando spazi
vuoti per rispettare il criterio della
periodicità.
4
La periodicità degli elementi è la ripetizione ad
intervalli regolari di alcune proprietà chimiche
Nel 1871 pubblicò una versione aggiornata della
tavola in cui gli elementi erano ordinati in
dodici file orizzontali e otto verticali secondo
la massa atomica crescente. Non comparivano i gas
nobili ed erano presenti spazi vuoti.
5
Dalla disposizione degli elementi ordinati
secondo queste modalità si può osservare
che 1)Le proprietà fisiche e chimiche degli
elementi appartenenti a una stessa riga (periodo)
variano con gradualità. 2) Gli elementi che hanno
proprietà chimiche simili appartengono a una
stessa colonna (gruppo). Dalla lettura di questa
tavola si evidenzia pertanto la periodicità degli
elementi perché al crescere della massa atomica,
le loro proprietà si ripetono in modo ciclico.
Attraverso la legge della periodicità Mendeleev
determinò anche le proprietà di elementi ancora
sconosciuti e scoperti anni dopo e per i quali
aveva previsto la collocazione nella tavola
lasciando degli spazi vuoti.
6
LA MODERNA TAVOLA PERIODICA

par.3 pag.121-124 Gli elementi della moderna
tavola periodica sono 118 Oggi si sa che le
proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono
una funzione periodica del loro numero
atomico pertanto la moderna tavola periodica
ordina gli elementi in base al numero atomico
crescente Poiché allaumentare di Z aumenta
anche la massa, la sequenza degli elementi nei
due sistemi periodici differisce in realtà solo
per poche coppie di elementi come Ar-K, Co-Ni e
Te-I (questultima coppia, in base alle proprietà
chimiche, era già stata invertita da
Mendeleev) La posizione di ciascun elemento
sulla tavola dipende quindi dal suo numero
atomico (Z) Gli elementi sono organizzati, come
aveva proposto Mendeleev in gruppi e periodi
7
Criterio di costruzione della moderna tavola
periodica La tavola periodica è organizzata in
blocchi che corrispondono agli orbitali
spdf. Essa viene costruita disponendo gli
orbitali secondo lordine di riempimento in file
orizzontali e, andando a capo, dopo il
riempimento di ogni livello energetico. Nei primi
periodi sono lasciati spazi vuoti per permettere
di inserire nei periodi successivi (secondo
lordine di riempimento) il blocco degli orbitali
d ed f. Poiché ogni orbitale può contenere due
elettroni, ogni orbitale viene raddoppiato in
modo da rappresentare due atomi (quello con uno e
quello con due elettroni). Il blocco f per non
essere troppo ingombrante è spostato sotto gli
altri.
errato!!! 14 quadratini!!!
8
La moderna tavola periodica
9
PERIODI La
successione delle righe del sistema periodico
corrisponde alla successione dei livelli
energetici dellatomo. Le righe orizzontali
formano 7 periodi Il numero di ogni periodo
indica il livello energetico in cui si trovano
gli elettroni esterni degli elementi appartenenti
a quel periodo coincide infatti con il numero
quantico n del loro livello più esterno. Gli
elettroni del livello più esterno sono detti
elettroni di valenza
Gli elementi che appartengono allo stesso periodo
presentano gli elettroni di valenza nello stesso
livello energetico.
10

• I periodi vengono indicati con i numeri arabi
• I primi tre periodi sono detti brevi periodi
• - il primo contiene elementi i cui elettroni
  appartengono solo al
• sottolivello s (2 elementi)
• il secondo e il terzo contengono elementi i cui
  elettroni
• appartengono ai sottolivelli s e p (8 elementi)
• I periodi dal 4 al 7 sono detti lunghi periodi
• - il quarto ed il quinto contengono elementi i
  cui elettroni
• appartengono ai sottolivelli s, p e d (18
  elementi)
• - il sesto ed il settimo contengono elementi i
  cui elettroni
• appartengono ai sottolivelli s, p, d ed f (32
  elementi)

11
GRUPPI Gli
elementi presenti nelle colonne formano i
gruppi I gruppi sono 18 di cui otto principali o
gruppi A (gli elettroni esterni occupano i
sottolivelli s e p) Essi vengono comunemente
indicati con i numeri romani il numero del
gruppo corrisponde al numero di elettroni
esterni Fra il gruppo II e il gruppo III si
trovano gli elementi di transizione o gruppi B
(gli elettroni esterni occupano i sottolivelli
d) Un secondo sistema di numerazione utilizza
anche per i gruppi i numeri arabi, in questo
sistema vengono numerati tutti i gruppi degli
elementi di transizione hanno numeri compresi tra
3 e 12. In fondo alla tavola periodica ci sono
due file di 14 elementi metallici costituenti le
serie dei lantanidi e degli attinidi (gli
elettroni esterni occupano i sottolivelli f ).
12
Gli elementi del I gruppo sono i metalli alcalini
Gli elementi del II gruppo sono i metalli
alcalino-terrosi Gli elementi del VII gruppo
sono gli alogeni
Gli elementi dellVIII gruppo sono i gas nobili,
così chiamati per la scarsissima reattività
dovuta alla loro configurazione elettronica
stabile 8 elettroni nel livello esterno
(sottolivelli s e p) Gli elementi appartenenti
allo stesso gruppo hanno proprietà chimiche e
fisiche simili perché hanno la stessa
configurazione elettronica esterna.
13
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA Configurazione
elettronica esterna elettroni nellorbitale
con n più alto (cioè elettroni di valenza). Il
numero di elettroni del livello esterno
corrisponde al numero romano del gruppo (I gruppo
1 e-, II gr. 2 e-, ecc)
Es. Li, Na e K hanno tutti 1 e- nel livello
esterno (config. esterna s1) appartengono al I
gruppo
14
s1
s2p6
s2
s2p1 s2p2 s2p3 s2p4
s2p5
15
I simboli di Lewis
pag.125
La struttura di Lewis permette di rappresentare
la struttura elettronica del guscio di valenza
degli elementi dei gruppi principali.
Il simbolo di Lewis di un elemento si scrive
disponendo, attorno al simbolo dellelemento, un
punto per ogni elettrone di valenza. Quando un
atomo possiede più di quattro elettroni, i punti
si dispongono a coppie.
16
LE PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
par.4 pag. 126
Le proprietà di un elemento dipendono dalla
configurazione elettronica esterna, pertanto, le
proprietà degli elementi variano con regolarità
lungo la tavola periodica in base alla variazione
periodica della configurazione elettronica
esterna. Sono proprietà periodiche il raggio
atomico (proprietà fisica) lenergia di
ionizzazione (proprietà chimica) laffinità
elettronica (proprietà chimica) lelettronegativit
à (proprietà chimica)
17
Raggio atomico
pag.126-127

• Il raggio atomico (Å) è la metà della distanza
  minima di avvicinamento tra due atomi dello
  stesso elemento
• aumenta scendendo
• lungo un gruppo
• - diminuisce lungo un
• periodo da sinistra verso
• destra

18

• Fattori che determinano questo andamento
• Numero quantico principale n (invariato lungo il
  periodo, aumenta lungo un gruppo)
• Effetto schermante la carica positiva del nucleo,
  da parte degli elettroni presenti nei livelli
  interni.
• Aumento del numero atomico e quindi della carica
  nucleare
• Scendendo lungo un gruppo
• 1) Gli elettroni esterni vanno ad occupare spazi
  via via più lontani dal nucleo (n aumenta)
• 2) Gli elettroni esterni risentono sempre meno
  dellattrazione da parte del nucleo sia per la
  distanza che per leffetto schermante degli
  elettroni interni
• Procedendo da sinistra verso destra lungo un
  periodo
• 3) Aumenta il numero atomico e quindi la carica
  nucleare gt aumenta lattrazione che il nucleo
  esercita sugli elettroni (ogni elettrone risente
  in modo indipendente dagli altri dellattrazione
  da parte del nucleo)

19
Lenergia di ionizzazione Lenergia di
ionizzazione (kJ/mol) è lenergia necessaria per
rimuovere un elettrone da un atomo isolato allo
stato gassoso. Lenergia di ionizzazione aumenta
lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
20
Fattori che determinano questo andamento
Scendendo lungo un gruppo LEnergia di
ionizzazione diminuisce perché gli elettroni sono
più lontani dal nucleo gt risentono sempre meno
dellattrazione da parte del nucleo sia per la
distanza che per leffetto schermante degli
elettroni interni Procedendo da sinistra verso
destra lungo un periodo Aumenta il numero
atomico e quindi la carica nucleare gt aumenta
lattrazione che il nucleo esercita sugli
elettroni (ogni elettrone risente in modo
indipendente dagli altri dellattrazione da parte
del nucleo) LEnergia di ionizzazione è
lindice della tendenza di un atomo a formare
cationi tanto più è bassa, tanto più facilmente
latomo perde gli elettroni
Vedi testo pag. 127-130 Lenergia di
ionizzazione Vedi appunti
Formazione di CATIONI
21
Laffinità elettronica Laffinità elettronica è
lenergia che si libera quando un atomo in fase
gassosa cattura un elettrone. Laffinità
elettronica, come lenergia di prima
ionizzazione, aumenta lungo un periodo e
diminuisce lungo un gruppo.
22
Fattori che determinano questo andamento
Scendendo lungo un gruppo LAffinità
elettronica diminuisce perché aumentando il
volume atomico, gli elettroni da attrarre sono
più lontani dal nucleo gt risentono sempre meno
dellattrazione da parte del nucleo sia per la
distanza che per leffetto schermante degli
elettroni interni Procedendo da sinistra verso
destra lungo un periodo Aumenta il numero
atomico e quindi la carica nucleare gt aumenta
lattrazione che il nucleo esercita sugli
elettroni da attrarre LAffinità elettronica è
lindice della tendenza di un atomo a formare
anioni tanto maggiore è lenergia liberata,
tanto più facilmente latomo acquista elettroni
Vedi
appunti Formazione di ANIONI
23
Lelettronegatività Lelettronegatività di un
elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli
elettroni di legame quando interagisce con un
altro elemento. Gli elettroni di legame sono gli
elettroni coinvolti nellinterazione tra due
atomi. Lelettronegatività aumenta lungo un
periodo, e diminuisce lungo un gruppo.
24
Fattori che determinano questo andamento
Scendendo lungo un gruppo
LElettronegatività diminuisce perché aumentando
il volume atomico, gli elettroni di legame sono
più lontani dal nucleo gt risentono sempre meno
dellattrazione da parte del nucleo sia per la
distanza che per leffetto schermante degli
elettroni interni Procedendo da sinistra verso
destra lungo un periodo Aumenta il numero
atomico e quindi la carica nucleare gt aumenta
lattrazione che il nucleo esercita sugli
elettroni di legame
25
I valori dellEnergia di ionizzazione e
dellAffinità elettronica sono stati determinati
sperimentalmente. Sono utilizzati per
individuare la tendenza di un atomo isolato a
formare ioni positivi o negativi. I valori
dellElettronegatività sono stati determinati
secondo calcoli teorici basati sui valori delle
due precedenti proprietà esistono diverse scale,
quella maggiormente utilizzata è quella di Linus
Pauling. Sono utilizzati per prevedere il
comportamento di un atomo quando interagisce con
un altro ovvero il tipo di legame chimico che si
instaura tra gli atomi i loro elettroni di
valenza sono infatti soggetti allattrazione di
entrambi i nuclei. A differenza delle altre
due proprietà, lElettronegatività non è una
proprietà intrinseca dellelemento ma ha
significato soltanto quando esso si combina con
un altro gli elettroni di legame risultano
spostati verso latomo più elettronegativo.

26
METALLI, NON METALLI E SEMIMETALLI
A seconda delle loro proprietà fisiche e chimiche
gli elementi si possono suddividere in metalli,
non metalli e semimetalli.
Ogni categoria occupa zone
distinte del sistema periodico.
27
Le proprietà metalliche crescono da destra verso
sinistra e dallalto verso il basso della tavola
28
Il confine tra metalli e non metalli corrisponde
circa alla linea a gradini che dal boro arriva
allastato gli elementi di confine sono
semimetalli
29

• I metalli sono più di 80 e occupano la parte
  sinistra della tavola periodica.
• Gli elementi metallici sono
• solidi
• duri (esistono eccezioni es. mercurio
  (liquido), antimonio,
• bismuto e manganese (duri ma
  friabili)
• lucenti (lucentezza metallica)
• malleabili (si possono ridurre in lamine
  sottili)
• duttili (si possono stirare in fili sottili)
• conducono calore ed elettricità

30
Le proprietà fisiche dei metalli (duttilità,
malleabilità, conducibilità elettrica e di
calore) dipendono dal particolare legame che
unisce i loro atomi (legame metallico) gli
elettroni più esterni infatti, muovendosi
liberamente da un atomo allaltro del reticolo
cristallino, costituiscono una nuvola elettronica
che tiene uniti saldamente gli atomi ma,
contemporaneamente, conduce lelettricità e il
calore. Molte proprietà chimiche dei metalli
dipendono dalla loro bassa E di ionizzazione e
quindi dalla loro tendenza a perdere elettroni
diventando ioni positivi la loro reattività è
tanto più elevata quanto più lE di ionizzazione
è bassa gt diminuisce lungo il periodo e aumenta
scendendo lungo il gruppo.
31
I metalli di transizione e i lantanidi hanno
caratteristiche metalliche. Gli elementi di
ciascun blocco si diversificano luno dallaltro
per il diverso numero di elettroni contenuti,
rispettivamente, nei sottolivelli d e f ma, le
loro proprietà sono molto simili e, di tipo
metallico, in quanto determinate, essenzialmente,
dagli elettroni presenti nel sottolivello s (che
ha numero quantico principale superiore rispetto
a quello degli orbitali d e f) Gli attinidi sono
quasi tutti elementi artificiali, instabili e
radioattivi.
32

• I non metalli occupano la parte destra in alto
  della tavola periodica. Sono
• variamente colorati
• gassosi, ma anche liquidi e solidi
• cattivi conduttori di calore
• cattivi conduttori di elettricità
• né duttili, né malleabili
• Le proprietà chimiche dei non metalli dipendono
  dalla loro elevata affinità elettronica e quindi
  dalla capacità di accettare elettroni diventando
  ioni negativi.

33

• I semimetalli si trovano lungo il confine che
  separa i metalli dai non metalli.
• Non esiste accordo unanime circa la loro
  classificazione
• Presentano comportamento metallico o non
  metallico secondo lambiente di reazione.
• a temperatura ambiente sono solidi
• sono semiconduttori (né conduttori né isolanti).

I semiconduttori più noti sono il germanio e il
silicio che, opportunamente drogati (con B e As),
vengono impiegati come componenti elettronici di
transistor e circuiti integrati. I lettori di CD
sono basati su laser a semiconduttore,
principalmente allarseniuro di gallio.