La periodicità degli elementi chimici e la geometria molecolare

LA PERIODICITÀ

Dimitri Mendeleev, un chimico russo, fu il primo a ideare un sistema per organizzare gli elementi. Egli sapeva che alcuni di essi presentavano delle somiglianze, tra cui cloro, bromo e iodio, pertanto pensò che questo tipo di somiglianze fosse l'indizio di uno schema nascosto: per ogni elemento scrisse su un cartoncino il punto di fusione, la densità, il colore e il peso atomico (la massa atomica relativa) e notò che alcune proprietà degli elementi si presentavano intervalli regolari. Nelle prime versioni della sua tavola periodica dispose elementi con proprietà simili su una stessa riga e in alcuni casi lasciò spazi vuoti prevedendo la posizione di elementi che furono scoperti solo successivamente.

Periodi e Gruppi

La tavola periodica consentiva di prevedere l'esistenza e le proprietà di elementi ancora sconosciuti. Si capì in seguito che il criterio secondo cui ordinare gli elementi non era la massa atomica, bensì il numero atomico: le proprietà chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico. La tavola è organizzata in 7 righe orizzontali -periodi- di 18 colonne -gruppi -. Il primo periodo contiene solo due elementi: Idrogeno ed Elio. Il secondo ne comprende 8, dal litio fino al neon e così via. I gruppi sono numerati sia con numeri romani sia secondo numeri arabi.

Nei periodi

Nella tavola periodica quando si passa da un elemento al successivo lungo un periodo il numero atomico aumenta di un'unità: per esempio il litio ha Z=3 mentre il berillio, elemento successivo, Z=4 al. Poiché assieme al numero di protoni aumenta anche il numero di elettroni, la configurazione elettronica deve tenere conto dell'aggiunta di un elettrone. Ciascun periodo coincide con il numero quantico principale n, cioè con il livello energetico, che va riempiendosi lungo quel periodo. Nella tavola periodica ci sono sette periodi perciò sette livelli energetici.

Nei gruppi

Tutti gli elementi appartenenti al primo gruppo hanno un solo elettrone nell'ultimo livello energetico: gli elementi di un gruppo hanno lo stesso numero di elettroni di valenza e perciò hanno proprietà chimiche simili. Gli elettroni periferici presenti nell'ultimo livello energetico sono chiamati elettroni di valenza, il livello più esterno è definito guscio di valenza. Negli elementi del gruppo VIIIA la configurazione elettronica è indicata con la simbologia ns2 np6 ed è detta otteziale perché nel guscio di valenza sono presenti otto elettroni. Gli elementi appartenenti a questo gruppo sono detti gas nobili e sono chimicamente stabili,cioè difficilmente reagiscono, e pertanto sono definiti inerti. A eccezione dell'elio tutti gli altri gas nobili hanno otto elettroni sull'ultimo livello energetico.

Per gli elementi dei gruppi principali, cioè i gruppi A, con l'eccezione dell'elio, il numero di elettroni di valenza è uguale al numero romano del gruppo: elementi del gruppo IVA hanno 4 elettroni di valenza. Per gli elementi dei gruppi principali, i gruppi A, il numero del periodo indica il livello di energia principale più esterno, che è occupato dagli elettroni di valenza. Gli elementi del primo periodo hanno gli elettroni esterni nel primo livello.

I blocchi s, p, d, f

In base all'ordine di riempimento degli orbitali la tavola periodica può essere divisa in quattro blocchi:

1. il blocco S-> comprende il gruppo IA degli elementi detti metalli alcalini e gruppo IIA degli elementi alcalino terrosi.
2. Il blocco P-> che comprende 6 gruppi con configurazione ns2 np ...
3. il blocco D-> gli elementi di transizione, gruppi B, di cui elettroni di valenza comprendono gli elettroni s del livello più esterno e alcuni d del livello che lo precede
4. il blocco F-> riportato esternamente alla tavola periodica comprende i lantanidi e gli attinidi.

LE PROPRIETÀ PERIODICHE

Nella tavola periodica la configurazione elettronica esterna degli elementi si ripete con regolarità; alcune proprietà degli atomi variano in modo abbastanza prevedibile quando ci si sposta lungo i periodi o i gruppi e sono chiamate proprietà periodiche. Le proprietà periodiche sono la carica nucleare effettiva, il raggio atomico, l'energia di ionizzazione, affinità elettronica e l'elettronegatività degli elementi.

La carica nucleare effettiva

La carica nucleare effettiva è l'azione attrattiva che il nucleo esercita sugli elettroni di valenza che risentono meno all'attrazione della carica positiva perché: · sono più lontani dai protoni · sono schermati dagli elettroni compresi tra il nucleo e il guscio di valenza . sono respinti dagli elettroni interni perché si tratta di cariche dello stesso segno. La carica nucleare effettiva aumenta lungo il periodo da sinistra a destra e diminuisce leggermente dall'alto verso il basso lungo il gruppo sia perché aumenta la distanza tra glielettroni di valenza e il nucleo sia perché aumentano gli elettroni interni che fanno da schermo.

Il raggio atomico

Il raggio atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi uguali e aumenta lungo il gruppo dall'alto verso il basso, perché man mano che si procede verso il basso aumentano i livelli energetici, e diminuisce lungo il periodo da sinistra verso destra, perché la carica nucleare effettiva aumenta e l'atomo si contrae.

L'energia di ionizzazione

L'energia di ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo o uno ione allo stato gassoso. L'energia richiesta per strappare il primo elettrone da un atomo neutro è chiamata energia di prima ionizzazione e può essere misurata in modo accurato espressa in kilojoule/mol.

• Spostandosi lungo un gruppo, l'energia di ionizzazione diminuisce, perché l'elettrone strappato è più lontano dal nucleo e quindi è trattenuto con minore forza;
• Spostandosi lungo il periodo, l'energia tende ad aumentare, perché l'elettrone esterno risente di una carica nucleare effettiva crescente e quindi occorre maggiore energia per allontanarlo.

L'energia necessaria per rimuovere un secondo elettrone da uno ione è chiamata energia di seconda ionizzazione; in modo analogo si definisce energia di terza ionizzazione e così via.

L'affinità elettronica

L'affinità elettronica è l'energia sviluppata quando l'atomo di un gas acquista un elettrone. Essa diminuisce nel gruppo dall'alto verso il basso, poiché gli elettroni dell'ultimo livello energetico sono sempre meno attratti dal nucleo e l'atomo fa fatica ad acquistare nuovi elettroni poiché l'energia che verrebbe eventualmente liberata sarebbe molto bassa, e aumenta lungo il periodo da sinistra verso destra poiché la carica nucleare effettivo aumenta e l'atomo facilmente acquista elettroni.

L'elettronegatività

L'elettronegatività è la grandezza che misura la capacità di un atomo di attrarre elettroni coinvolti in un legame chimico Elettronegatività diminuisce spostandosi verso il basso in un gruppo e aumenta spostandosi verso destra in un periodo.

I METALLI

In virtù delle proprietà fisiche e chimiche, si possono raggruppare gli elementi in tre grandi famiglie: metalli, non metalli e semimetalli.

• I metalli sono elementi che tendono con facilità a perdere elettroni, sono molto numerosi, sono solidi a temperatura ordinaria, eccetto il mercurio che è il liquido, e hanno un aspetto lucente. Sono buoni conduttori di calore ed energia, duttili e malleabili. I non metalli sono elementi che tendono con facilità ad acquistare elettroni, sono cattivi conduttori di calore ed energia, possono essere gassosi, liquidi e solidi e non sono né duttili né malleabili e si trovano nella parte destra della tavola periodica.
• I semimetalli sono un gruppo limitato di elementi che hanno un comportamento intermedio tra metallico e non metallico.

Metalli alcalini

I metalli alcalini si trovano in natura sia nei composti sia in soluzione nell'acqua di mare: litio, sodio, potassio, rubino e cesio, che si combinano facilmente con l'acqua liberando idrogeno e formando composti con ossigeno e idrogeno. La tendenza a reagire con l'acqua aumenta scendendo nel gruppo: il litio reagisce lentamente, il potassio piuttosto vivacemente, mentre il cesio dà una reazione esplosiva. Questi metalli reagiscono anche con l'ossigeno e con elementi del gruppo VIIA, alogeni, dando origine a composti chiamati alogenuri solubili d'acqua.

Metalli alcalino-terrosi

Berillio, magnesio, calcio, stronzio e radio sono molto reattivi anche se meno dei metalli alcalini e sono chiamati alcalino terrosi: reagiscono formando composti con idrogeno chiamati idrossidi, oppure con ossigeno, chiamati ossidi, o cloro, chiamati cloruri.

I non metalli

Alogeni

Fluoro, cloro, bromo e iodio sono tipici non metalli, in natura sono presenti come molecole biatomiche; a causa dell'elevata affinità elettronica reagiscono facilmente con altri atomi a cui sottraggono elettroni. Il fluoro è il più reattivo, lo iodio il meno reattivo e reagiscono con i metalli. La reattività degli alogeni diminuisce scendendo nel gruppo.

Gas nobili

Elio, cripto, neon sono meno reattivi e la loro reattività aumenta scendendo nel gruppo.

Il legame ionico

Il legame ionico è un legame forte e intramolecolare che si instaura quando la differenza di elettronegatività è maggiore di 1,9, cioè quando un atomo è molto più elettronegativo dell'altro. Nel legame ionico avviene un trasferimento di elettroni di valenza tra due atomi: l'atomo meno elettronegativo cede uno o più elettroni a quello più elettronegativo. L'atomo che cede un elettrone si trasforma in catione e l'atomo che accetta l'elettrone si trasforma in anione. Il legame ionico è dovuto alla forza elettrostatica che si genera tra gli ioni di carica opposta Il composto che si forma è il composto ionico. Quando c'è il trasferimento di elettroni, gli elementi che prendono parte alla realizzazione del legame assumono la configurazione elettronica del gas nobile più vicino.

Un esempio: il KCl

Considerando la formazione del cloruro di potassio KCl, la differenza di elettronegatività è 2,2 e il cloro è + elettronegativo del potassio. Il potassio ha un elettrone nell'ultimo livello, mentre il cloruro 7 elettroni, per raggiungere l'ottetto:

• il potassio può cedere un elettrone oppure acquistarne uno
• il cloro può acquistare un elettrone o cederne 7

Tra le due opzioni è più conveniente che il potassio perda un elettrone, diventando catione, e che il cloro ne acquisti uno, diventando anione.

I limiti delle formule di Lewis

L'uso delle formule di Lewis per rappresentare la formazione di un legame ionico ha un limite: nei metalli non si vede il guscio interno, cioè il livello dove è completo l'ottetto elettronico. Il potassio, perdendo un elettrone, e il cloro, acquistando un elettrone, raggiungono la configurazione elettronica stabile dell'Argo. I metalli hanno bassa energia di ionizzazione e quindi perdono con facilità uno o più elettroni; i non metalli hanno alta affinità elettronica quindi acquistano un elettrone con relativa facilità.

Come si formano i cristalli?

Un aggregato poliatomico si può formare solo a condizione che l'energia del composto finale sia minore del valore energetico di ciascun atomo isolato. Nel cloruro di sodio:

1. l'atomo di sodio cede un elettrone e si trasforma in catione; per strappare un elettrone dobbiamo fornire una quantità di energia pari all'energia di ionizzazione, e dato che forniamo energia, questa ha segno positivo;