Proprietà periodiche degli elementi e legame chimico

PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI

• Le proprietà chimiche degli elementi si ripetono in modo periodico
• Gli elementi per questo motivo sono ordinati nella Tavola Periodica

m=1          H                   He m=2   Li Be B C N O F Ne m=3   Na Mg Al Si P S Cl Ar m=4   K Ca Ga Ge As Se Br Kr

• La configurazione elettronica di un elemento si può ricavare in base alla posizione che esso occupa
• Gli atomi di elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica ns^xnp^y

• Le proprietà chimiche di un elemento dipendono in gran parte dal numero di elettroni presenti negli orbitali più esterni e p dei suoi atomi
• Le dimensioni atomiche diminuiscono da sinistra a destra all'interno di un periodo e crescono dall'alto verso il basso lungo un gruppo
• Le dimensioni di un atomo o di uno ione dipendono dalla carica nucleare di tale specie e dalla sua configurazione elettronica

Energia di ionizzazione

L'energia che si deve spendere per allontanare un elettrone da un atomo allo stato gassoso in modo da produrre uno ione positivo allo stato gassoso viene detta energia di ionizzazione.

• Allo stato gassoso perché in tale stato gli atomi, o le molecole, sono lontani l'uno dall'altro, con ovulasia misura delle loro proprietà fisiche è una misura "assoluta", ovvero senza interferenze da parte di forze intramolecolari o intercolcolari esercitate da specie circostanti

L'energia che occorre per far sì che una mole di atomi diventi una mole di ioni

• Minima energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo gassoso neutro, A, per produrre uno ione gassoso con carica positiva, A⁺, e un elettrone e^-

• A(g) → A⁺(g) + e^-(g)

Energia di prima ionizzazione

• Minima energia necessaria per allontanare un elettrone da uno ione gassoso A⁺ e produrre uno ione gassoso A²⁺

• A⁺(g) → A²⁺(g) + e^-(g)

Energia di seconda ionizzazione

Le energie di ionizzazione presentano un carattere periodico e dipendono dalla struttura elettronica

• Passa un periodo l'energia di ionizzazione aumenta (è massima nell'elio)
• Lungo un gruppo (dall'alto al basso) l'energia di ionizzazione diminuisce (più piccola è la dimensione dell'atomo, più è elevata l'energia necessaria)
• I gas nobili hanno energie di prima ionizzazione relativamente grandi
• Quindi è molto difficile allontanare elettroni dagli atomi per questo motivo sono elementi molto stabili
• I metalli alcalini hanno energie di ionizzazione relativamente basse (cesio miglioru metallo)
• In accordo con la loro tendenza a perdere elettroni e con la loro natura estremamente reattiva
• Devono diventare cationi per reagire

III gruppo (B, Al, Ga, In, Te)

• T³⁺ non esiste

VII gruppo (N, P, As, Sb, Bi)

• N³⁺ non esiste
• Bi³⁺ esiste

Gli ioni si trovano più facilmente in fondo ad un gruppo dove l'ultimo guscio occupato è molto distante

Nella tavola periodica, la suddivisione tra metalli e non metalli non è netta. Ha contiene una zona di transizione.

METALLO + O₂ = ossido + H₂O = idrossido

2Na + 1/2 O₂ → Na₂O + H₂O → 2NaOH

NaOH = Na⁺ + OH^-

NON METALLO + O₂ = anidride + H₂O = acido

2Cl₂ + 3O₂ → 2Cl₂O₃ + H₂O → H₂Cl₂O₃

HClO₃ → ClO₃^- + H⁺

- Alcune specie sono anfotere cioè, nell'insieme delle loro reazioni, si possono comportare, da metallo o da non metallo

III^o gruppo

- Alluminio (elemento di confine):

Al(OH)₃ → 3(OH)^- + Al³⁺

AL(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O

H₄AlO₃ → (AlO₃)^3- + 3H⁺

H₃AlO₃ + NaOH → Na₃AlO₃ + 3H₂O

MX₃ - una specie chimica M che formi 3 legami X₃

- La composizione dipende dal numero di elettroni dell'elemento che prendo in considerazione

- Ogni elemento ha una configurazione elettronica di valenza

III^o GRUPPO:

• B, Al, Ga, In, Tl

VALENZA COVALENTE → 3IONICA → 1 o 3

B (BORO)

BH₃ + H₂ → BH₄^-

Al (ALLUMINIO)

La valenza può ampliarsi per accettare elettroni per completare gli orbitali vuoti

Finché non raggiunge una struttura stabile

IV^o GRUPPO:

• C, Si, Ge, Sn, Pb

VALENZA COVALENTE → 2 o 4

C (CARBONIO)

Si (SILICIO)

CH₂ - metilene - specie molto reattiva

CH₄ - Metano