TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Nella tavola periodica gli elementi sono sistemati in ordine di numero atomico crescente in file orizzontali , andando a capo quando si ripresentano le stesse caratteristiche chimico-fisiche.

Le righe orizzontali sono chiamate periodi e le colonne sono chiamate gruppi. Le righe sono una sopra l'altra, in modo che gli elementi che formano le colonne, abbiano proprietà chimico fisiche simili.

Proprietà periodiche degli elementi

Dimensione dell'atomo aumenta lungo un gruppo e diminuisce lungo un periodo

Energia di ionizzazione (EI) è l'energia necessaria per strappare un elettrone a un atomo.

Aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Affinità elettronica (AE)è l'energia che si libera quando un atomo neutro acquista un elettone.

Aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Elettronegatività è la tendenza di un atomo di tenere unito a se gli elettroni dell'ultimo livello.

Aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo

Classificazione degli elementi

Denominazione dei gruppi della tavola periodica

MODELLI ATOMICI

Se numerose evidenze sperimentali avevano permesso di trovare l'esistenza delle particelle subatomiche, le loro dimensioni, cosí infinitamente piccole, non permettevano di visualizzarne la disposizione all'interno dell'atomo. Gli scienziati, pertanto, a partire dalla fine del XIX secolo sentirono l'esigenza di ideare dei modelli.

MODELLO ATOMICO DI THOMSON

Propose il primo modello fisico dell'atomo: aveva infatti scoperto un anno prima l'elettrone. Egli immaginò che un atomo fosse costituito da una sfera di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano stati ancora scoperti) in cui gli elettroni - negativi - erano immersi (modello a panettone).

MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD

Rhuterford ipotizzó che la massa e la carica positiva fossero concentrate in una parte molto piccola dell'atomo chiamata nucleo, e che gli elettroni si trovavano nella zona periferica, a grande distanza dal nucleo.

Questa ipotesi nasceva da un'importante esperienza, effettuata da due allievi di Rutherford. In tale esperimento una lamina sottilissima di metallo veniva bombardata con particelle alfa (cariche positivamente) e uno schermo rivelatore indicava poi i punti di arrivo della particelle alfa, permettendo quindi di stabilirne la traiettoria dopo il passaggio attraverso la lamina. Se fosse stato valido il modello di Thomson, cioè se l'atomo avesse avuto una struttura omogenea, la particelle alfa avrebbero dovuto comportarsi tutte nello stesso modo, perché in qualunque punto avessero colpito la lamina metallica avrebbero trovato situazioni equivalenti.

In realtà le particelle alfa si comportarono in modo diverso: per la maggior parte passarono senza subire nessuna deviazione, ma alcune vennero deviate secondo vari angoli e alcune vennero addirittura respinte. Questo comportamento spinse Rutherford a formulare la sua ipotesi; le particelle che non venivano deviate erano quelle che passavano abbastanza distanti dai nuclei. Quelle che si avvicinavano ai nuclei venivano deviate per effetto della repulsione elettrica, visto che sia le particelle che i nuclei erano positivi; tanto più si avvicinavano ai nuclei, tanto più fortemente venivano deviate. Quelle che andavano direttamente verso i nuclei venivano respinte: queste ultime erano poche, perché il nucleo occupa una parte molto piccola rispetto allo spazio occupato da un atomo e quindi la propabilità che una particella si dirigesse proprio contro un nucleo era bassa.

MODELLO ATOMICO DI BOHR

Il nuovo modello di atomo fu proposto da Bohr nel 1913.

Alcuni anni prima Max Planck aveva introdotto un concetto che non faceva parte della fisica classica, quello di quantizzazione. Si parla di quantizzazione se una grandezza  può assumere soltanto determinati valori e non altri. Bohr pensò che un'ipotesi analoga potesse permettere di spiegare i fenomeni che riguardano gli atomi.

Il modello di Bohr si basa su alcune ipotesi fondamentali:

PRIMA IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato.

SECONDA IPOTESI: Il momento angolare (MASSAxVELOCITA'xRAGGIO) degli elettroni é quantizzato. Esso può assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non può assumere i valori intermedi fra quelli permessi.

Dopo aver introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell'elettrone utilizzando le leggi della fisica classica. L'elettrone é soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto di rotazione e quindi costituisce la forza centripeta. Gli elettroni nelle loro orbite possiedono una certa quantità di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all'attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo.

TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia.

Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioè da un'orbita più interna a una più esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una quantità di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore, l'elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. L'ipotesi di Bohr sulla struttura dell'atomo spiega quindi perché gli spettri di emissione degli atomi sono spettri discontinui, a righe: ogni riga corrisponde a un ben determinato valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenza di energia fra due orbite.

MODELLO ATOMICO MODERNO

Sulla base:

Principio di indeterminazione di Heisemberg cioè l'indeterminazione associate ad alcune coppie di grandezze, come la posizione e la quantità di moto importanti per la descrizione dello stato dell'elettrone all'interno dell'atomo

Scoperta della doppia natura dell'elettrone da parte di de Broglie cioè della capacità delle particelle molto piccole, come gli elettroni, di comportarsi sia come particelle che come onde.  

non era più possibile trattare l'elettrone come una particella classica.

Bohr nel suo modello, aveva introdotto l'ipotesi della quantizzazione, ma per il resto aveva trattato l'elettrone come una particella classica, che si muove su orbite ben determinate il cui raggio può essere calcolato in base a semplici considerazioni meccaniche sulle forze in gioco. Le nuove scoperte però imponevano un modo completamente diverso di affrontare il problema, che portò all'elaborazione di una nuova fisica, la meccanica quantistica.

Si passa dal concetto di orbita, dove l'elettrone presenta una traiettoria ben precisa, al concetto di orbitale.

L'orbitale regioni dello spazio intorno al nucleo, nelle quali vi è la massima possibilità di trovare l'elettrone. Si può dire che gli orbitali hanno varie forme e si protendono lontano dal nucleo in modo diverso, in relazione ai numeri quantici che ne caratterizzano la funzione d'onda. Ogni funzione d'onda, o orbitale, descrive uno stato dell'atomo. Le diverse funzioni d'onda di un atomo si denotano indicando i valori dei tre numeri quantici: n, l, m; a ogni terzetto di numeri quantici corrisponde un orbitale ben preciso.

IL NUMERO QUANTICO PRINCIPALE n. Questo numero può assumere valori maggiori o uguali a 1. Ha il ruolo più importante nel determinare l'energia del dato orbitale.

IL NUMERO QUANTICO ANGOLARE l. É un numero legato al valore del momento angolare che l'elettrone ha nel suo moto intorno al nucleo; determina la forma degli orbitali e insieme al numero n, contribuisce a determinare l'energia. I valori possibili sono i numeri interi che vanno da 0 a n-1.

IL NUMERO QUANTICO MAGNETICO m. É un numero che determina l'inclinazione del vettore momento angolare dell'elettrone; determina l'orientamento degli orbitali nello spazio. Può assumere come valori i numeri interi compresi tra -l e +l.

NUMERO QUANTICO DI SPIN momento angolare proprio degli elettroni.può assumere solo due valori +1/2 e -1/2.

CONFIGURAZIONE ELLETTRONICA

È la disposizione degli elettroni negli orbitali atomici. Da questa dipendono la reattività, la valenza e la geometria delle molecole che questi va a comporre.

Gli elettroni occupano gli orbitali a partire da quelli con energia più bassa e seguono due regole importanti:

Principio di esclusione di Pauli dice che in un atomo non possono esserci due elettroni che abbiano tutti e quattro i numeri quantici uguali. Siccome il numero quantico di spin può assumere solo due valori, ne segue che in un orbitale non possono stare più di due elettroni.

Regola di Hund secondo cui gli elettroni tendono ad occupare il maggior numero possibile di orbitali disponibili con lo stesso valore di energia

LA TAVOLA PERIODICA

Verso la metà del XIX secolo i chimici osservarono che il comportamento chimico-fisico degli elementi presentava delle regolarità che potevano essere evidenziate organizzando gli elementi in forma tabulare. Il chimico russo Mendeleev propose una tavola periodica, nella quale gli elementi erano ordinati in righe e colonne, di modo che quelli aventi caratteristiche chimico-fisiche simili fossero disposti in gruppi definiti. A ciascun elemento venne assegnato, in funzione della posizione che occupava nella tavola, un numero progressivo (numero atomico) variabile da 1 (assegnato all'idrogeno) a 92 (assegnato all'uranio). Mendeleev mostrò tanta fiducia nella sua tavola, da lasciare posti vuoti in corrispondenza di elementi che, in base ai suoi ragionamenti, avrebbero dovuto esistere, ma che non erano ancora stati osservati sperimentalmente. Tali elementi furono effettivamente scoperti negli anni successivi.

Il termine periodico mette in evidenza il fatto che a intervalli regolari ( cioè dopo un dato numero di elementi) si ritrovano elementi con caratteristiche simili.

La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:

GRUPPO colonne verticali della tavola, comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna. All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche simili.

PERIODO linee orizzontali delle tabella. Il numero atomico (Z) degli elementi aumenta di una unità ad ogni passaggio

Se vogliamo dare una definizione del sistema periodico possiamo dire che il sistema periodico degli elementi è una tabella nella quale gli elementi sono ordinati secondo il loro numero atomico crescente.

Esiste una corrispondenza tra la configurazione elettronica degli elementi e la loro posizione nel sistema periodico.

Il livello più esterno dove si trovano gli elettroni è quello che determina la posizione dell'elemento nel sistema periodico

Aspetti fondamentali della corrispondenza fra sistema periodico e struttura elettronica degli elementi:

Ogni periodo inizia con il riempimento di un orbitale di tipo s e si chiude con il riempimento degli orbitali di tipo p con lo stesso numero quantico. Il numero quantico n degli orbitali di tipo s e p che vengono riempiti nel dato periodo è anche il numero del periodo.

L'ultimo elemento di un periodo ha gli orbitali di tipo s e p di uno stesso livello energetico completamente occupati. È questa una situazione particolarmente stabile ,per cui l'elemento con questo tipo di configurazione è un gas nobile. Questa situazione si chiama di ottetto completo

Gli elementi di uno stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni sul livello più esterno, disposti su orbitali dello stesso tipo.

Il fatto che gli elementi di uno stesso gruppo abbiano comportamenti chimici simili e lo stesso numero di elettroni sul livello più esterno porta a concludere che il comportamento chimico di un elemento è determinato dal numero di elettroni del livello più esterno.