Sistema periodico e legami chimici

Il sistema periodico

La prima classificazione degli elementi avviene dopo il congresso di Karlsruhe 1860 dove Cannizzaro presenta un metodo per la determinazione delle masse atomiche.

Da questo momento i chimici iniziano a individuare famiglie di elementi con caratteristiche comuni.
Newlands ordina gli elementi per massa atomica crescente e scopre che dopo una serie di 7 elementi quello successivo ha caratteristiche simili a quello iniziale della serie precedente
La legge non convince gli altri chimici e viene comunque riconosciuta l'importante intuizione della periodicità
Mendeleev ordini gli elementi conosciuti in base alla legge periodica degli elementi, allinea gli elementi in base alla massa atomica crescente tenendo conto anche delle proprietà chimiche (dispone in righe da 7 elementi)
Mendeleev modifica la disposizione da verticale a orizzontale, i 63 elementi conosciuti vengono divisi in 12 file orizzontali e 8 verticali
osservazioni:
1 gli elementi con proprietà chimiche simili sono nella
stessa colonna
2 ci sono due caselle vuote per eventuali elementi da scoprire (prevedendo la massa atomica e le proprietà in base alla posizione)
Oggi il criterio d'ordine non corrisponde più alla massa atomica, bensì al numero atomico (Z) crescente, all'aumentare di Z aumenta anche la massa atomica, i due ordinamenti cambiano solo poche coppie (es argon-potassio)

Legge della periodicità

le proprietà fisiche e chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico
Solo nei primi anni del '900 si capì perchè gli elementi chimici presentassero ciclicamente proprietà simili: il posto occupato da ciascun elemento è stabilito dal numero atomico, che indica il numero dei protoni nel nucleo e quindi anche il numero di elettroni che si muovono intorno al nucleo, di conseguenza le strutture elettroniche più esterne degli elementi si ripetono periodicamente, dopo aver completato un livello
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
La periodicità quindi è dovuta alla struttura esterna degli elementi, gli elettroni esterni sono detti elettroni di valenza

Alcune regolarità

-i metalli alcalini (litio, sodio, potassio) hanno proprietà simili, reagiscono violentemente all'acqua, formano facilmente composti con l'ossigeno
a temperatura ambiente, hanno bassa densità e bassi punti di fusione+ ogni elemento ha solo un elettrone sul sottolivello più esterno
-i metalli alcalino-terrosi (berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario) hanno proprietà chimiche e fisiche simili perchè hanno tutti due elettroni nel guscio di valenza

Struttura della tavola periodica

1. il posto di ciascun elemento dipende dal numero atomico (Z)
2. gli elementi presenti sono 118
3. le righe orizzontali formano 7 periodi, in ciascuno di essi il numero di elettroni di valenza cresce e le proprietà cambiano sistematicamente lungo il periodo
4. gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, caratterizzati da bassissima reattività perchè hanno una configurazione elettronica stabile
5. le colonne verticali formano i gruppi, che hanno una doppia numerazione, in numeri arabi e romani, quest'ultima interessa solo i gruppi principali, i cui elettroni esterni riempiono i sottolivelli s e p
6. fra i gruppi II e III ci sono molti elementi di transizione, che hanno elettroni nel sottolivello s e d
7. in fondo alla tavola periodica ci sono due file che sono dei lantanidi e degli attinidi, che hanno gli elettroni nel sottolivello s e f
La struttura a strati degli elettroni nell'atomo è la chiave che ci consente di fare piena luce sulla tavola periodica, infatti gli strati elettronici corrispondono ai periodi del sistema periodico. Lo strato più esterno è detto strato di valenza perché determina il comportamento chimico dell'elemento
Per gli elementi dallo scandio in poi, all'aumentare di n diminuiscono le differenze energetiche tra un sottolivello e l'altro (4s->3d, 5s->4d)
Newlands formula la legge delle ottave
dato che gli elementi di una stessa colonna hanno caratteristiche simili, ogni colonna è detta gruppo

Annotazione di Lewis

Solo gli elettroni di valenza condizionano le sue proprietà chimiche, i simboli di Lewis servono per la rappresentazione, ma è usata solo per gli atomi che hanno nel livello esterno elettroni nei sottolivelli s e p. Si può anche notare che il numero di punti corrisponde al gruppo di appartenenza. I punti si dispongono mettendo prima 1 per ogni lato secondo i punti cardinali, in seguito si mette il secondo

Principali famiglie chimiche

Metalli alcalini (I gruppo): molto reattivi, soprattutto a aria e ossigeno. Perdono facilmente l'unico elettrone di valenza diventando ioni positivi con carica +1
Metalli alcalino-terrosi (II gruppo): molto reattivi, in natura si trovano come composti e nel sottolivello s hanno due elettroni di valenza che tendono a perdere diventando ioni con carica +2
Metalli di transizione del blocco d: hanno diverso numero di elettroni nel sottolivello d, ma proprietà molto simili (minore reattività con l'acqua del gruppo I e II). Sono usati spesso nelle costruzioni sotto forma di leghe
Elementi del blocco f: sono metalli. Le terre rare (lantanidi+ittrio+scandio) sono usati in strumenti ad alta tecnologia. Gli attinidi sono radioattivi.
Gli elementi transuranici sono stati prodotti artificialmente e hanno emivita molto breve
Alogeni (gruppo VI): allo stato elementare sono in forma di molecole diatomiche, a temperatura ambiente i primi due sono gassosi, il bromo è liquido e lo iodio è solido. Sono tutti altamente reattivi e acquistano facilmente un elettrone diventando ioni negativi con carica -1
Gas nobili (gruppo VIII): hanno reattività quasi nulla perché il loro livello più esterno è completo. Per la loro inerzia chimica vengono usati quando bisogna evitare reazioni non volute.

Proprietà atomiche e andamenti periodici

alcune proprietà variano lungo i gruppi e lungo i periodi.
Tra le proprietà che variano in modo periodico ci sono il raggio atomico, l'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica e l'elettronegatività.

Il raggio atomico

gli atomi non hanno margini definiti ma con alcune tecniche (es diffrazione a raggi x) si possono misurare i raggi atomici (=metà della distanza minima di avvicinamento fra i nuclei di due atomi dello stesso elemento). Il raggio atomico varia periodicamente all'aumentare del numero atomico, aumenta discendendo lungo un gruppo e diminuisce procedendo da sinistra a destra lungo un periodo. I fattori che lo influenzano sono:
1 il numero quantico principale n, che aumenta scendendo lungo il gruppo
2 gli elettroni interni, che schermano la carica positiva del nucleo
Procedendo da sinistra a destra lungo un periodo aumenta il numero atomico e quindi la carica nucleare, il risultato è l'incremento delle attrazioni tra il nucleo e gli elettroni con la conseguente diminuzione del raggio atomico.
Scendendo lungo un gruppo gli elettroni risentono sempre meno dell'attrazione nucleare, a causa dell'aumento della distanza e per l'accentuarsi dell'effetto schermante da parte degli elettroni interni, pertanto il raggio atomico aumenta.

L'energia di ionizzazione

è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato allo stato gassoso, aumenta lungo un periodo (perchè l'elettrone esterno è attratto da un maggior numero di protoni nel nucleo) e diminuisce lungo un gruppo (perchè l'elettrone esterno si trova via via a distanze maggiori dal nucleo e risente di una minore forza attrattiva). I metalli del gruppo I hanno valori minori di energia di ionizzazione, mentre i gas nobili hanno valori elevati.
Le energie di ionizzazione secondarie di uno stesso elemento sono sempre maggiori di quelle primarie, perchè strappare un elettrone da un atomo già in possesso di una carica positiva richiede più energia, soprattutto se il secondo elettrone si trova in un guscio completo.
L'affinità elettronica (=l'energia che si libera quando l'atomo isolato in fase gassosa cattura l'elettrone)
se l'atomo cattura uno o più elettroni si trasforma in ione negativo (=anione) e può liberare una certa quantità di energia, chiamata affinità elettronica. Questa si misura in kilojoule/mole ed è determinabile per via sperimentale, come l'energia di ionizzazione.

L'elettronegatività

è la grandezza più adatta a descrivere il comportamento di un atomo quando interagisce con un'altro. L'elettronegatività di un elemento misura la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni coinvolti in un legame.
Quando due atomi formano un legame, si scambiano e condividono elettroni, l'elettronegatività è la grandezza che permette di prevedere se questi elettroni saranno equidistanti dai due nuclei o spostati verso uno dei due.
Aumenta lungo un periodo da sinistra a destra (perchè aumenta la carica positiva del nucleo, diminuisce il raggio atomico e aumenta la forza con cui il nucleo attira a sé qualsiasi elettrone esterno, cioè appunto l'elettronegatività) e diminuisce lungo un gruppo (perchè aumenta il raggio atomico e diminuisce la forza con cui il nucleo attira a sé un qualsiasi elettrone esterno, ovvero l'elettronegatività)
Proprietà chimiche e andamenti periodici
molte proprietà chimiche degli elementi dipendono dalla loro tendenza a perdere elettroni (bassi valori di energia di ionizzazione) o ad acquistarli (alti valori di affinità elettronica).
Da destra verso sinistra lungo il terzo periodo dal sodio all'alluminio l'energia di ionizzazione cresce, diminuisce la reattività e il carattere metallico. Invece guardando dall'argon al silicio, l'elevata reattività del cloro è dovuta all'alto valore di affinità elettronica.
Secondo le proprietà chimiche e fisiche si dividono in metalli, non metalli e semimetalli

Metalli

a temperatura ambiente sono solidi, a parte il mercurio, e sono grigi, a parte oro e rame. Sono buoni conduttori di calore ed elettricità e sono malleabili e duttili, con eccezioni.
Nella tavola periodica il carattere metallico aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce verso destra lungo il periodo.
Tutte le loro caratteristiche dipendono dal singolare legame chimico che unisce gli atomi metallici. I metalli hanno un ruolo importante anche nel nostro corpo, però non sono allo stato elementare, ma sono ioni positivi (cationi).

Non metalli

hanno caratteristiche fisiche opposte a quelle dei metalli, c'è varietà di colori, sono cattivi conduttori elettrici e del calore (eccetto il carbonio), quindi sono isolanti. Possono essere gassosi, liquidi e solidi, questi ultimi non sono ne malleabili ne duttili, si frantumano.
Il carbonio sotto forma di graffite è conduttore elettrico, ma non del calore, sottoforma di diamante è invece l'esatto opposto.

Semimetalli

sono solidi a temperatura ambiente e hanno caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli. Non sono ne conduttori ne isolanti, ma diventano eccellenti semiconduttori quando presentano impurezze di elementi vicini.
Sono importanti perchè permettono la realizzazione di apparecchi elettronici di dimensioni ridotte, che hanno un microcircuito stampato su un sottile frammento di silicio detto wafer.

Il legame ionico

Quando i metalli si trovano da soli, allo stato di elementi, o insieme ad altri metalli hanno caratteristiche note (sono duttili, malleabili, conduttori di corrente elettrica e di calore). Il loro comportamento cambia quando sono presenti in un composto con non metallo, quindi i due tipi di legami sono diversi
per esempio prendendo il sodio e il cloro, il primo ha basso valore di energia di prima ionizzazione mentre il cloro ha un'elevata affinità elettronica, il trasferimento di un elettrone da un atomo di sodio ad uno di cloro produce due ioni e permette a entrambi di raggiungere la configurazione del gas nobile più vicino (ione sodio del neon, ione cloro dell'argon). I due ioni di carica opposta si attraggono l'un l'altro per effetto della forza elettrostatica-> così nasce il legame ionico.
I tre contributi più importanti sono 1 l'energia di ionizzazione 2 l'affinità elettronica 3 l'energia ricavata con l'avvicinamento degli ioni di carica opposta fino alla distanza del legame.
Quando molti ioni di carica opposta si aggregano in una struttura compatta, l'attrazione elettrostatica fornisce la spinta decisiva per la formazione del legame.
Il legame ionico è dovuto alla forza di attrazione elettrostatica che tiene uniti gli ioni di carica opposta
Questa porta alla formazione di una struttura cristallina e compatta, dove ogni ione è circondato da ioni di carica opposta
osservazioni:
1 i metalli dei gruppi I,II, III tendono a perdere elettroni e diventano ioni positivi, raggiungendo la
configurazione del gas nobile che precede il metallo
2 i metalli di transizione sono più imprevedibili (argento perde un elettrone, il cadmio due e lo scandio 3), lo stesso elemento può dare origine a ioni con carica diversa
3 i non metalli dei gruppi VI e VII tendono ad acquistare elettroni e si trasformano in ioni negativi con la configurazione del gas nobile più vicino
4 se metalli e non metalli si incontrano, sono i primi che cedono gli elettroni più esterni, si stabilisce una forza d'attrazione che rappresenta il legame ionico. Il numero di atomi deve essere tale da garantire il bilanciamento delle cariche.

Il legame covalente

Ci sono moltissime sostanze formate solo da non metalli e hanno caratteristiche molto diverse, però hanno alti valori sia di affinità elettronica sia di energia di ionizzazione.
Il legame covalente spiega come si legano gli atomi dei non metalli e le loro proprietà, è responsabile della formazione delle molecole, in questo legame gli elettroni sono condivisi fra due atomi di idrogeno, così entrambi raggiungono la configurazione del gas nobile più vicino. Questi elettroni sono detti condivisi e appartengono contemporaneamente a due atomi. L'energia del legame corrisponde a quella necessaria per separare i due atomi. Quindi:
il legame covalente si forma quando due atomi mettono in comune una o più coppie di elementi
Gli atomi possono raggiungere anche la configurazione stabile di un gas nobile condividendo due o tre coppie di elettroni, creando legami multipli, si dicono legami doppi o tripli. Questi legami, si può dimostrare sperimentalmente, che sono più corti e più forti di uno singolo, è necessaria più energia per spezzarli.
Nel legame covalente dativo la coppia di elettroni comuni è fornita da uno solo degli atomi partecipanti al legame.
Quando un atomo ha già raggiunto l'ottetto esterno e possiede una o più coppie di elettroni liberi può comportarsi da donatore nei confronti di un atomo accettore (legame rappresentato da una freccia).
Legame covalente puro: quando due atomi identici sono uniti da legami covalenti, esercitano la stessa forza di attrazione sugli elettroni.
Legame covalente polare: quando gli atomi sono di natura diversa, quindi esercitano sugli elettroni una diversa forza di attrazione. L'equilibrio generale della molecola e la neutralità globale non vengono alterati, ma c'è un polo parzialmente positivo e uno parzialmente negativo, si forma allora un dipolo (separazione di cariche)
Quanto è maggiore la differenza di elettronegatività (Δe.n.) fra i due atomi tanto è maggiore la polarità del legame che li unisce Δe.n.=0,4 legame covalente puro
0,4=Δe.n.=1,9 legame covalente polare
Δe.n.>1,9 legame ionico