Sistema periodico

AVOLA DEGLI ELEMENTI E PROPRIETÀ PERIODICHE

La moderna tavola periodica (vedi Tabella 1) è strutturata in 18 colonne ed è organizzata in primo

luogo in funzione della configurazione elettronica esterna degli elementi.

Le colonne del sistema periodico (GRUPPI) contengono infatti elementi che, avendo la stessa

configurazione elettronica esterna, hanno proprietà chimiche analoghe.

Nelle prime due colonne a sinistra (IA e IIA) ci sono gli elementi che contengono rispettivamente 1

o 2 elettroni in un orbitale di tipo s. Tali gruppi hanno un proprio nome e si chiamano

rispettivamente gruppo del metalli alcalini (IA) e dei metalli alcalino-terrosi (IIA)

Nelle colonne a destra dal gruppo IIIA al VIIIA abbiamo invece gli elementi che, dopo aver

riempito l’orbitale esterno s, sistemano via via i loro elettroni negli orbitali p di pari numero

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quantico. Quindi ad esempio N, P, As, Sb e Bi hanno una configurazione elettronica esterna ns np

ed in totale 5 elettroni sul guscio esterno. Il fatto che n (numero quantico principale) corrisponda a 2

per l’azoto, 3 per il fosforo, 4 per l’arsenico ecc. determinerà una massa atomica e un raggio

atomico maggiori, ma in prima istanza possiamo dire che tali grandezze non hanno una grossa

influenza nelle proprietà chimiche. Nel blocco p il gruppo VIIA è chiamato gruppo degli alogeni,

mentre quello degli elementi che hanno una configurazione elettronica completa e risultano quindi

non in grado di combinarsi spontaneamente con altri elementi è il gruppo dei gas nobili

Il blocco che corrisponde al riempimento degli orbitali d è quello che va dal gruppo IIIB al IIB

(dallo scandio allo zinco, dall’ittrio al cadmio ecc.). Gli elementi di questo blocco prendono anche il

nome di metalli di transizione. Il blocco f è costituito dalle due “stringhe” di 14 elementi ciascuno

poste in fondo alla tavola (lantanidi e attinidi).

Si noti come nella tavola periodica venga appunto esplicitata la configurazione elettronica esterna,

riassumendo quella interna col simbolo del gas nobile in cui essa risulta completata.

Gli elementi della tavola periodica sono classificati in metalli e non metalli e la linea di

demarcazione tra tali due classi passa tra boro e alluminio, silicio e germanio, arsenico e antimonio,

tellurio e polonio. Può essere utile a fini classificatori, anche se alcuni elementi, soprattutto quelli

posizioni vicino al “confine” abbiano proprietà a volte intermedie. Un tipico metallo, come noto,

può essere ridotto in fili (duttile), in lamine (malleabile), conduttore dell’elettricità e del calore. In

condizioni ambiente, allo stato elementare, è quasi sempre solido (ad eccezione del mercurio) e

spesso alto fondente (con alcune eccezioni). I non metalli sono invece non conduttori e, a volte, a T

ambiente gassosi.

Gli elementi riportati nelle due versioni della tavola periodica riportati nelle pagine seguenti

(Tabelle 1 e 2) sono 109. Di essi il n° 43 (tecnezio), 61 (promezio) e tutti quelli dal 93 in poi

(transuranici) non esistono stabilmente in natura e sono stati spesso preparati (a volte

semplicemente e fugacemente evidenziati) in laboratorio. Tutti gli altri esistono in natura ma non

sempre allo stato elementare (in sostanze semplici cioè costituite almeno in linea di principio da

atomi di un solo elemento) ma più spesso solo allo stato combinato. Possiamo elencare i pochi

elementi che nel nostro pianeta sono presenti solo o anche in forma non combinata: ossigeno e

azoto (mescolati tra loro nell’aria); gas nobili (presenti in piccola percentuale nell’atmosfera); zolfo

e carbonio (come solidi in giacimenti); alcuni metalli, detti nobili, come l’oro, l’argento, il platino,

il rame.

Ad eccezione di quelli sopra nominati, tutti gli altri elementi li troviamo solo allo stato combinato

nell’aria, nell’acqua, nella crosta terrestre. TABELLA 1

Fermando l’attenzione sui gruppi principali (blocco s e blocco p) ricordiamo come già il numero del

gruppo di appartenenza (nella notazione da noi utilizzata) ci dia una informazione sulla

configurazione elettronica esterna di un elemento e quindi sulla sua capacità di combinarsi. Tenendo

conto che nelle combinazioni gli elementi, perdendo od acquistando elettroni o comunque

mettendoli in gioco nella formazione di legami chimici, tendono ad acquisire la configurazione

elettronica esterna del gas nobile che li segue o li precede nel sistema periodico possiamo dire che

un elemento del primo secondo o terzo gruppo principale quando si combina tende a perdere (per il

terzo gruppo in taluni casi a mettere in gioco) tutti i propri elettroni esterni. Gli elementi dei gruppi

dal IVA al VIIA possono invece “acquistare” (completamente o in condivisione) gli elettroni che

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mancano per arrivare alla configurazione esterna s p (ottetto) oppure mettere in gioco i propri

elettroni esterni fino al massimo numero di questi.

Una grandezza, che viene di solito attribuita agli elementi e che formalizza quanto sopra detto è il

cosiddetto numero di ossidazione che può essere definito come “il numero di elettroni che è

necessario dare o togliere ad un atomo di un elemento combinato in un composto per portarlo

allo stato elementare”. E’ una definizione che sarà meglio compresa e precisata in seguito. Qui è

importante notare come in genere nella tavola periodica siano riportati per i vari elementi gli stati di

ossidazione che presentano nei loro principali composti. Per quanto detto sopra, la posizione di un

elemento nel sistema periodico può già orientarci sui numeri di ossidazione che esso può assumere.

Un elemento del primo o del secondo gruppo può assumere rispettivamente solo numero di

ossidazione +1 e +2 e così li troviamo in natura, sotto forma di effettivi ioni carichi positivamente.

Analogamente gli alogeni si presentano in natura sostanzialmente come ioni di carica –1, in accordo

col numero di ossidazione adottato per completare l’ottetto acquistando un elettrone. E’ possibile

però preparare anche altri composti degli alogeni in cui il numero di ossidazione è legato alla messa

in gioco dei loro elettroni esterni fino ad un massimo comunque di 7, che corrisponde al numero del

gruppo in cui essi si trovano.

Una volta isolati o preparati allo stato elementare, gli elementi del sistema periodico possono

trovarsi, a condizioni ambientali in uno dei 3 stati di aggregazione. Ricordiamo che a 25 °C e 1 atm

sono liquidi solo il mercurio e il bromo. Allo stato gassoso si trovano: l’idrogeno, l’azoto,

l’ossigeno, il fluoro, il cloro e i gas nobili. Tutti gli altri elementi sono allo stato solido.

Passando da un elemento all’altro della stessa riga (PERIODO) del sistema periodico si nota come

nel caso del 2° e 3° periodo si passi da un elemento (ad es. il sodio numero atomico 11, simbolo

Na) dotato di spiccate caratteristiche metalliche, il cui ossido è fortemente basico via via ad

elementi sempre meno metallici sino ad arrivare al cloro il cui ossido a più alto numero di

ossidazione (+7) ha caratteristiche fortemente acide (vedi Tabella 2) Questo tipo di andamento

periodico è assunto da molte proprietà degli elementi chimici.

Se però consideriamo i periodi più lunghi (dal 4° in poi) notiamo come in corrispondenza dei

metalli di transizione la variazione delle proprietà subisca una evidente rallentamento. Questo è

dovuto al fatto che tali elementi differiscono non per la configurazione elettronica dell’ultimo

livello ma per il riempimento diverso degli orbitali d, che in ogni caso risultano interni e quindi

influenzanti in minor misura molte delle proprietà elementari. Questo è ancora più evidente nel caso

del blocco f, in cui il riempimento di orbitali ancora più interni si traduce in stringhe di 14 elementi

le cui proprietà sono in gran parte estremamente simili.

Tra le proprietà periodiche ne introduciamo ora due, l’energia di prima ionizzazione e l’affinità

elettronica, che ci permetteranno in seguito di definirne una terza, di esse praticamente più

importante, l’elettronegatività. TABELLA 2

ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE

L'energia di prima ionizzazione di un elemento è l'energia necessaria per allontanare 1

elettrone da un atomo di un elemento allo stato di gas.

E' cioè l'energia richiesta per il processo: e-

Þ +(g)

M M +

(g)

L'energia di prima ionizzazione si misura in kJ per mole di atomi di 1 elemento (o in altra unità di

misura di energia: Kcal, erg ecc.).

N. B.

- L'energia di prima ionizzazione è sempre positiva. Deve essere cioè spesa sempre dell'energia per

favorire l'allontanamento di 1 elettrone da un atomo. Il sistema deve sempre assorbire energia (ad

esempio sotto forma di calore).

-Un processo che avviene con assorbimento di energia si dice endotermico.

-L'energia di prima ionizzazione per gli elementi chimici varia periodicamente con la posizione

dell'elemento nel sistema periodico. Essa aumenta lungo un periodo e diminuisce all'interno di un

gruppo.

Il fatto che l’energia di prima ionizzazione diminuisca scendendo lungo un gruppo può essere

spiegato con l’aumentare del raggio atomico che porta l’elettrone esterno sempre più lontano dal

nucleo e soprattutto con l’effetto schermante che i gusci interni sempre più numerosi esercitano

sull’attrazione tra nucleo ed elettrone che diviene quindi sempre più debole.

L’aumento dell’energia di prima ionizzazione lungo un periodo è dovuto invece alla diminuzione

del raggio atomico con conseguente aumento dell’attrazione tra l’elettrone esterno ed il nucleo che

aumenta anche la propria carica positiva all’aumentare del numero atomico (vedi anche i dati di

Tabella 2)

AFFINITA' ELETTRONICA

E' l'energia associata al processo di addizione di 1 elettrone all'atomo di 1 elemento con

formazione cioè di uno ione negativo: -

e- Þ

M + M

(g) (g)

- Per alcuni elementi questo processo ha luogo con cessione di energia (processo esotermico) e

quindi per tali elementi l'affinità elettronica ha segno negativo.

- Ciò è indice di una tendenza da parte dell'atomo dell'elemento in questione ad accettare 1 elettrone

(Es. Alogeni, H, O ecc.).

- In altri casi occorre fornire energia al sistema perché il processo si realizzi (processo

endotermico) e l'affinità elettronica assume quindi valore positivo.

- In generale l'affinità elettronica (anch'essa misurata in kJ per mole di atomi) cresce in un periodo e

diminuisce in un gruppo.

Dal grafico è evidente anche in questo caso l’andamento periodico de