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LA TAVOLA PERIODICA

rappresentata nella cosiddetta forma “estesa” (18 alcuni gruppi significativi verranno descritte nel

gruppi). Al suo interno sono disposti 105 elementi; paragrafo successivo.

si distinguono: Se, invece, rivolgiamo la nostra attenzione ai periodi,

possiamo osservare che il primo periodo è costituito

soltanto da due elementi (idrogeno ed elio), cui

I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali, che seguono due periodi di otto elementi ciascuno. A

riuniscono gli elementi con configurazioni partire dal quarto periodo, la zona centrale è

elettroniche simili; poiché gli elettroni esterni sono occupata dai cosiddetti elementi di transizione con

quelli che entrano in gioco nei fenomeni di tipo variazioni di proprietà molto limitate. Il quarto ed il

chimico, elementi di uno stesso gruppo presentano quinto periodo comprendono 18 elementi, mentre il

proprietà chimiche analoghe, soprattutto per quanto sesto ed il settimo comprendono un numero

riguarda gli elementi successivi al primo, che spesso maggiore di elementi, per cui è stato necessario

presenta in parte caratteristiche proprie. sistemare due serie di elementi a parte: si tratta,

rispettivamente, dei LANTANIDI, o terre rare, (che

I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali, seguono il lantanio, La Z = 57) e degli ATTINIDI

con gli elementi disposti in ordine di peso atomico (che iniziano con l’attinio, Ac Z = 89).Gli elementi

crescente, sono indicati da un numero progressivo che costituiscono ciascuna di queste due serie

all’estrema sinistra della Tavola. Lungo il periodo si presentano tra loro proprietà chimiche molto simili e

ha una graduale variazione delle proprietà, legata alle si sono sempre incontrate notevoli difficoltà per

variazioni nella struttura elettronica. separarli.

I gruppi vengono generalmente numerati Come accennato, nella Tavola Perodica possono

progressivamente da sinistra a destra secondo essere individuate zone corrispondenti al

convenzioni comuni; le principali proprietà di

LA TAVOLA PERIODICA

TRANSIZIONE; per questi, la relazione tra il

riempimento dei diversi tipi di orbitali; possiamo numero del gruppo e gli elettroni esterni è un po’ più

distinguere vari BLOCCHI: complicata. Lantanidi ed attinidi rappresentano i

• BLOCCO-S: in cui gli elettroni più esterni cosiddetti ELEMENTI DI TRANSIZIONE

occupano ORBITALI S, e che comprende i gruppi I INTERNI.

e II (primi due gruppi a sinistra).

• BLOCCO-P: in cui gli elettroni esterni occupano Secondo un’ultima suddivisione, si può osservare

ORBITALI P, e che comprende i gruppi III, IV, V, che la maggior parte degli elementi della Tavola

VI, VII, oltre al Gruppo 0 (ultimi sei gruppi a periodica sono

destra). METALLI, mentre i NON-

METALLI sono concentrati nella parte destra della

• BLOCCO-D: in cui vengono progressivamente Tavola; i gas nobili (ultima colonna a destra)

riempiti gli ORBITALI D, e che comprende vengono considerati un gruppo particolare di non-

elementi nella parte centrale della Tavola che, oltre a metalli. Metalli e non-metalli vengono spesso

presentare proprietà analoghe verticalmente, si separati da una linea diagonale a scalini: gli

somigliano anche orizzontalmente. elementi lungo questa linea sono i METALLOIDI

• BLOCCO F: in cui vengono riempiti gli (chiamati anche semi-metalli), non classificabili in

ORBITALI F, e che comprende lantanidi ed attinidi. modo preciso, che per certi aspetti presentano

proprietà metalliche, pur avendo anche alcune

Gli otto gruppi del blocco-s e del blocco-p sono i proprietà dei non-metalli. Tra le proprietà

cosiddetti ELEMENTI RAPPRESENTATIVI; per considerate per distinguere i metalli dai non-

gli elementi di questa sezione della Tavola periodica metalli, la conducibilità elettrica e la natura (acida

il numero del gruppo indica il numero di elettroni o basica) degli ossidi.

nel livello più esterno. Gli elementi del blocco-d e del Quindi, il carattere metallico diminuisce lungo i

blocco-f rappresentano, invece, gli ELEMENTI DI

LA TAVOLA PERIODICA

periodi da sinistra verso destra ed aumenta nei gruppi giustificabili, osservando i valori delle energie di

dall’alto in basso: l’elemento con più spiccate ionizzazione: ad esempio, nel caso di Na staccare il

caratteristiche metalliche è il cesio, quello con secondo elettrone richiede nove volte più energia

caratteristiche in assoluto più non-metalliche il fluoro. rispetto al primo.

5.3 GRUPPI CARATTERISTICI 2. ALOGENI (Gruppo VII)

Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, gli

1. METALLI ALCALINI (GRUPPO I) ED alogeni possono presentarsi in diversi stati fisici (lo

ALCALINO-TERROSI (GRUPPO II) iodio è solido, il bromo è liquido, cloro e fluoro sono

Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s gas); il loro nome, che significa “generatori di sali”,

), mentre i metalli del Gruppo

nello strato esterno (ns 1 sottolinea la forte reattività di questi non metalli che

II anno due elettroni s esterni (ns ); gli elettroni

2 mostrano, nonostante alcune differenze, proprietà

esterni debolmente trattenuti dal nucleo, rendono molto simili tra loro, conseguenza della somiglianza

molto reattivi questi metalli, che perdono facilmente tra le strutture elettroniche (ns np , 7 elettroni nello

2 5

gli elettroni esterni e formano ioni stabili (con carica strato esterno). Diversamente dagli elementi del

+1 per i metalli alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi). blocco s, possono assumere nei composti diversi

Ad esempio: numeri di ossidazione.

→ + e

Na Na + - 3. GAS NOBILI (GRUPPO 0)

Ca Ca + e

2+ - Sono caratterizzati da una grande inerzia chimica,

che può essere messa in relazione con lo strato

esterno completo (orbitali s e orbitali p

Presentano sempre stati di ossidazione di +1 e completamente riempiti, ns np ), molto stabile. Si

2 6

+2, rispettivamente; questi sono perfettamente

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orbitali 3d, 4d e 5d, rispettivamente. In questa zona

presentano come molecole monoatomiche e, a causa della Tavola periodica gli elementi presentano

delle ridotte interazioni tra atomi, hanno bassi punti analogia di proprietà anche orizzontalmente, ed

di ebollizione e di fusione. ancora una volta questo può essere messo in

relazione con la struttura elettronica poco

4. DAL CARBONIO AL PIOMBO (GRUPPO IV) dissimile. Il terzo ed il quarto livello hanno

Gli elementi di questo gruppo, tutti con energie vicine e risultano parzialmente

configurazione elettronica dello strato esterno ns

2 sovrapposti: infatti, nell’ordine di riempimento

np , mostrano, caratteristiche meno omogenee

2 degli orbitali l’orbitale 4s viene riempito prima del

rispetto ad altri gruppi: il carbonio è un non-metallo, 3d, pur appartenendo ad un livello successivo.

silicio e germanio sono metalloidi, stagno e piombo Quindi, questi elementi che differiscono per il

presentano le caratteristiche tipiche dei metalli. Le riempimento di un livello sottostante quello

differenze di proprietà al crescere del numero esterno manifestano proprietà molto simili.

atomico possono essere messe in relazione con Possiamo notare che le configurazioni di Cr e di Cu

l’aumento del carattere metallico (cui corrisponde sembrano violare l’ordine di riempimento degli

una diminuzione del carattere non-metallico) a mano orbitali.

a mano che si scende lungo il gruppo. Cr (Z = 24) [Ar]3d 4s (invece di 3d 4s ): un

5 1 4 2

sottolivello semiriempito, in cui ogni orbitale

5. METALLI DI TRANSIZIONE contiene un elettrone, risulta particolarmente

Gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z = stabile.

30) formano la prima serie degli elementi di

transizione; analogamente, nei periodi successivi Cu (Z = 29) [Ar]3d 4s (invece di 3d 4s ): il

10 1 9 2

possono essere individuate una seconda ed una terza sottolivello d completamente riempito risulta più

serie. Nelle tre serie si ha il riempimento degli

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cioè all’aumentare del numero di livelli elettronici:

stabile. infatti, al crescere di n, i livelli si troveranno

Possono essere considerati metalli di transizione mediamente ad una maggiore distanza dal nucleo, e

quelli che formano almeno uno ione con orbitale d questo effetto sarà maggiore per piccoli valori di n,

parzialmente riempito; la vicinanza di energia tra vista la più ampia differenza di energia tra due livelli

gli orbitali d ed s fa sì che essi possano presentare successivi.

stati di ossidazione variabili. Inoltre, le ridotte Muovendosi lungo un PERIODO, i raggi atomici

dimensioni degli atomi e la struttura compatta che diminuiscono da sinistra a destra, in quanto le

li caratterizzano (ogni atomo è circondato da altri cariche positive del nucleo risultano

12 atomi) conferiscono loro alti punti di progressivamente maggiori; di conseguenza gli

ebollizione e di fusione. elettroni sono più trattenuti, con conseguente

contrazione delle dimensioni atomiche. Tuttavia,

l’entità della diminuzione del raggio diventa meno

5.4 PROPRIETA’ PERIODICHE rilevante a mano a mano che gli atomi sono più

pesanti: in proporzione, l’aggiunta di un protone

5.4.1 RAGGIO ATOMICO E RAGGIO IONICO provoca una variazione della forza minore rispetto

a quello che accade in un atomo piccolo. Infine,

Determinare le dimensioni di un atomo pone all’interno di una SERIE DI TRANSIZIONE, si

qualche difficoltà, in quanto l’atomo non ha limiti ha una variazione di dimensioni molto limitata,

definiti; sono state formulate varie definizioni di dovuta al fatto che la forza attrattiva del nucleo si

raggio atomico, inteso come metà della distanza tra i mantiene approssimativamente costante.

nuclei misurata alla distanza minima a cui possono

avvicinarsi due atomi uguali. Nella tavola periodica, il

raggio atomico cresce nei GRUPPI dall’alto in basso, Per quanto riguarda gli ioni, i cationi (a carica +)

LA TAVOLA PERIODICA

sono più piccoli degli atomi da cui derivano, in

quanto gli elettroni rimasti sono più attratti dal Andamento generale del raggio degli atomi

nucleo. Al contrario, gli anioni (a carica -) hanno

dimensioni maggiori, in quanto gli elettroni sono Diminuzione

meno trattenuti dal nucleo e tendono ad He

Aumento

allontanarsi a causa della reciproca repulsione. Per

specie isoelettroniche, che hanno cioè lo stesso

numero di elettroni e la stessa configurazione, il Cs

raggio ionico diminuisce al crescere della carica e

del numero atomico. Ad esempio, se confrontiamo

Na, Mg, Ne, Na e Mg , abbiamo che Mg è più

+ 2+ r (He) = 0,31 Å

piccolo di Na (si trova più a destra nello stesso r (Cs) = 2,67 Å

periodo), Ne ancora più piccolo (ha solo due

livelli), i cationi sono più piccoli dei rispettivi 5.4.2 ENERGIA DI IONIZZAZIONE

atomi, in particolare, essendo Ne, Na e Mg

+ 2+

isoelettronici (10 elettroni, 1s 2s 2p ), Na è più

2 2 6 + L’energia necessaria per estrarre un elettrone è in

piccolo di Ne (carica nucleare 11 contro 10 del relazione con la distribuzione degli elettroni nei

neon) ed Mg è ancora più piccolo.

2+ vari livelli e con il carattere metallico di un elemento;

inoltre, le energie necessarie per strappare elettroni

successivi al primo sono in genere progressivamente

più elevate.

Il valore dell’energia di ionizzazione è influenzata

principalmente da tre parametri:


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AUTORE

Atreyu

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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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