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Il sistema periodico degli elementi

Il sistema periodico degli elementi

Poco dopo lo sviluppo della teoria atomica della materia da parte di John Dalton agli

inizi del XIX secolo, parecchi scienziati iniziarono a ricercare dei criteri di classifica-

zione per gli elementi chimici noti fino ad allora.

Nel 1817, il chimico tedesco Johann Dobereiner tentò una prima classificazione, attra-

verso alcuni semplici confronti. Il suo lavoro lo portò a scoprire che le proprietà di alcu-

ni metalli (calcio, bario, stronzio) erano molto simili. Notò anche che la massa atomica

(meglio: di reazione) dello stronzio era grosso modo intermedia tra quella del calcio

(minima) e quella del bario (massima). Dobereiner scelse di definire triade o terna una

simile organizzazione. In seguito, il chimico tedesco riuscì a definire in modo sperimen-

tale altre triadi di elementi che manifestavano al loro interno caratteristiche simili (vedi

tabella seguente).

Nome dell’elemento Massa atomica Massa atomica media

Calcio 40,0

Stronzio 87,6 88,5

Bario 137,0

Cloro 35,5

Bromo 79,9 81,3

Iodio 127,0

Zolfo 32,0

Selenio 79,2 79,8

Tellurio 127,5

Nel 1863 l’inglese John Newlands arrivò a proporre un criterio di classificazione più

complesso, disponendo gli elementi chimici in ordine crescente di massa atomica:

tutto ciò era conseguente anche alle numerose sperimentazioni che erano state condotte

da diversi studiosi sulle triadi di Dobereiner.

Newlands aveva notato che ogni otto elementi chimici si ripetevano delle proprietà si-

mili: dispose quindi gli elementi chimici che gli erano noti in sette gruppi, ognuno dei

quali era a sua volta costituito da sette elementi. Definì questa disposizione come legge

delle ottave (vedi tabella seguente).

1 2 3 4 5 6 7 8

Li Be B C N O F Na

Na Mg Al Si P S Cl K

K Ca

Nel 1869 il chimico russo Dmitrji Mendeleev ordinò gli elementi chimici secondo

peso atomico crescente ed osservò che le loro proprietà e la capacità di combinarsi va-

riavano gradualmente (con l'aumentare del peso atomico) per un certo numero di essi;

dopo di che queste proprietà si modificavano bruscamente e riprendevano, per la serie

seguente di elementi, con lo stesso tipo di variabilità e le stesse analogie riscontrate nel-

la serie precedente.

Questa periodicità di comportamento suggerì a Mendeleev di ordinare gli elementi in

una specie di casellario, disponendo in senso orizzontale, sulla stessa riga, le serie entro

le quali si aveva la variabilità di comportamento: queste righe vengono dette periodi.

1

Prof. Silvio Reato – Valcavàsia Ricerche

In questo modo si venivano a trovare ordinati in senso verticale, in colonne (uno sotto

l'altro, in quelli che egli chiamò gruppi) tutti gli elementi che presentavano proprietà

analoghe e la stessa capacità di combinazione.

Tale inquadramento degli elementi costituisce la prima forma della Tavola Periodica.

Quest’ultima ha subìto dei cambiamenti a partire dalla sua prima stesura, soprattutto per

la scoperta di nuovi elementi e per conoscenze più moderne.

Attualmente gli elementi sono distribuiti in base al loro numero atomico.

Le proprietà chimiche di un elemento sono strettamente legate alla sua struttura elettro-

nica, perché il legame tra gli atomi, per formare delle molecole, consiste essenzialmente

in una interazione fra i loro elettroni (che possono essere ceduti, acquistati o condivisi),

al fine di permettere agli atomi che costituiscono la molecola il raggiungimento di una

condizione stabile che consiste nel completamento dell'orbita elettronica più esterna.

La conseguenza di questo modo di ragionare è che nel legame tra gli atomi sono inte-

ressati essenzialmente soltanto gli elettroni più esterni, meno fortemente legati e

quindi più facilmente mobilizzabili.

Ancora: possiamo dire che le analogie di comportamento tra atomi che fanno parte

dello stesso gruppo del sistema periodico si spiegano con il fatto che tali atomi

hanno la stessa struttura elettronica nella loro orbita più esterna.

Descrizione della tavola periodica

Per la trattazione che segue è consigliabile studiare confrontando direttamente la tavola

periodica.

La prima osservazione da fare è che la fine di un periodo coincide con un elemento

che ha una struttura tale che il guscio elettronico più esterno è completamente

riempito, è cioè un elemento che non presenta orbitali vuoti o con elettroni spaiati.

Tutti questi elementi, che appartengono al gruppo VIII A (detto anche gruppo 0), sono

gassosi a temperatura ambiente, vengono chiamati gas nobili e sono caratterizzati da u-

n'assoluta inerzia chimica: cioè non hanno nessuna tendenza a reagire spontaneamente

con altri elementi o tra di loro per dare dei composti.

Nel primo periodo (n = 1) ci sono solo due elementi:

Z Nome Simbolo Configurazione elettronica Osservazioni

1

1 Idrogeno H 1s

2

2 Elio He 1s Completa il sottolivello (= livello) 1s

Si riempie solo il primo livello energetico.

Al secondo periodo (n = 2) appartengono invece otto elementi, poiché la capacità di

riempimento del secondo livello elettronico è di otto elettroni, suddivisi in due sottoli-

velli energetici: un orbitale 2s (possono contenere due elettroni) e tre orbitali 2p (pos-

sono contenere sei elettroni).

Gli elementi chimici del secondo livello sono:

Z Nome Simbolo Configurazione elettronica Osservazioni

1 1

3 Litio Li 1s 2s

2 2

4 Berillio Be 1s 2s Completa il sottolivello 2s

1 2 1

5 Boro B 1s 2s 2p 2


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AUTORE

Atreyu

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+1 anno fa


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in farmacia (Facoltà di Medicina e Chirurgia e di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali)
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA MEDICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Tor Vergata - Uniroma2 o del prof Coletta Massimiliano.

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