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LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI.
INTRODUZIONE.
Fin dalla seconda metà del XVII secolo, gli elementi conosciuti erano circa 60 e già si poneva il problema di classificarli: si notò, infatti, che elencando gli elementi in ordine di peso atomico crescente, essi avevano proprietà chimiche regolari e comparivano nell’elenco a intervalli ben definiti, mai vicini tra loro. Questa periodicità delle caratteristiche chimiche venne considerata come una pura curiosità senza particolare importanza, fino a quando il chimico russo D. Mendeleev cominciò ad ipotizzare che questo comportamento fosse dovuto alla struttura atomica dei singoli elementi e pose i 60 elementi conosciuti secondo uno schema ben preciso:
Così facendo, Mendeleev costruì una tabella in cui il I° periodo era formato solo da due elementi ( Idrogeno ed Elio) ed i periodi successivi erano costituiti da sette elementi (dal Litio al Fluoro; dal Sodio al Cloro…); inoltre, egli introdusse un VIII° gruppo per sistemare i metalli pesanti. Convinto della periodicità rilevata, lo studioso russo lasciò anche delle caselle vuote (alcuni elementi sembravano fuori posto!) che sarebbero state occupate successivamente da nuovi elementi scoperti in seguito. Quindi, egli previde l’esistenza di elementi non ancora scoperte e le loro proprietà proprio in base alla periodicità delle caratteristiche chimiche.
Negli stessi anni in cui Mendeleev elaborò la sua tavola periodica, vennero scoperti i gas nobili (chimicamente inerti e stabili) ai quali fu attribuito il gruppo “zero” e vennero inseriti mano a mano i nuovi elementi scoperti; i metalli del gruppo VIII° furono ulteriormente suddivisi nei due sottogruppi A e B, sempre in base alle loro proprietà chimiche.
La suddivisione degli elementi in GRUPPI era basata sulla forma degli ossidi che si ottenevano facendo reagire i vari elementi con l’ossigeno:
a) gli elementi del I° gruppo davano ossidi del tipo M2O (Na2O, K2O…);
b) gli elementi del II° gruppo davano ossidi del tipo MO (MgO, CaO, BaO…);
c) gli elementi del III° gruppo davano ossidi del tipo M2O3 (Al2O3, B2O3…).
La successiva suddivisione dei vari gruppi in sottogruppi A e B è basata sempre sulle proprietà chimiche; ad esempio, Rame, Argento ed Oro (sottogruppo IB), pur generando ossidi del tipo M2O come gli elementi del sottogruppo IA, sono molto meno reattivi e si ossidano difficilmente.
Negli anni successivi, la tavola periodica subì ulteriori modifiche fino alla forma attuale in cui gli elementi dei sottogruppi B sono inseriti tra il II° ed il III° sottogruppo A. Per essere più precisi, la moderna tavola periodica prevede una numerazione dei gruppi da 1 a 18 con 7 periodi di cui due, originati dagli elementi Lantanio ed Attinio, sono posti esternamente al blocco compatto della successione degli elementi secondo il numero atomico Z crescente.
Gli elementi rappresentativi della tavola periodica si trovano nei sottogruppi A, mentre gli elementi dei sottogruppi B si rifanno sotto certi aspetti a quelli dei sottogruppi A. Da sottolineare che tra elementi di diversi gruppi A esistono notevoli differenze.
La prima distinzione che risulta evidente è quella tra METALLI (solidi lucenti, buoni conduttori di calore ed elettricità) e NON METALLI (solitamente gassosi o solidi, con caratteristiche opposte a quelle dei metalli), indicata da una linea a gradini che va dal Boro all’Astato (gli elementi addossati contro questa linea sono detti SEMIMETALLI ed hanno caratteristiche intermedie tra quelle dei metalli e dei non metalli). Dato che gli elementi riportati nella tavola periodica presentano caratteristiche chimico – fisiche regolari, essi risultano suddivisi nei seguenti gruppi:
Gruppo I à metalli alcalini: a parte l’Idrogeno, sono elementi monovalenti che danno idruri del tipo MH ed ossidi del tipo M2O; reagiscono violentemente con l’acqua originando gli idrossidi del tipi MOH.
Gruppo II à metalli alcalino – terrosi: sono elementi bivalenti che danno idruri del tipo MH2 ed ossidi del tipo MO; sono tutti metalli teneri, malleabili e buoni conduttori di calore.
Gruppo III à sono elementi trivalenti con caratteristiche metalliche che aumentano andando dall’alto verso il basso lungo il gruppo, ovvero il Boro è un non metallo, Alluminio e Gallio sono semimetalli (comportamento anfotero) mentre il Tallio è un metallo.
Gruppo IV à sono elementi che possono avere valenze diverse, ma la valenza massima rispetto all’idrogeno e all’ossigeno è sempre 4; in analogia al gruppo precedente, il Carbonio è un tipico non metallo, Silicio e Germanio sono semimetalli e Stagno e Piombo sono metalli.
Gruppo V à sono elementi prevalentemente non metallici (Azoto e Fosforo) e semimetallici (Arsenico ed Antimonio hanno comportamento anfotero). Sono metalli solo gli elementi più pesanti (Bismuto). La valenza massima rispetto all’ossigeno è 5, quella rispetto all’idrogeno è 3.
Gruppo VI à gli elementi più leggeri sono non metalli (Ossigeno e Zolfo), mentre il Polonio è un vero metallo. Hanno valenza massima rispetto all’ossigeno uguale a 6 e rispetto all’idrogeno uguale a due.
Gruppo VII à alogeni: sono tutti non metalli che si trovano in natura sottoforma di sali; hanno valenza massima rispetto all’ossigeno uguale a 7 e valenza 1 rispetto all’idrogeno.
Gruppo VIII à gas nobili: sono elementi chimicamente inerti, perciò molto stabili; non legandosi ad altri elementi essi posseggono valenza nulla.
Riassumendo:
a) gli elementi dello stesso gruppo hanno uguale valenza sia rispetto l’ossigeno che rispetto l’idrogeno;
b) la valenza rispetto all’ossigeno aumenta da 1 a 7 procedendo lungo il periodo, mentre quella rispetto all’idrogeno aumenta dal primo al quarto gruppo, per poi diminuire;
c) il carattere metallico diminuisce lungo il periodo ed aumenta scendendo lungo il gruppo.
LA MODERNA TAVOLA PERIODICA.
Alla prima classificazione degli elementi si arrivò semplicemente studiando la periodicità delle proprietà chimiche degli elementi, periodicità che venne completamente interpretata nei primi decenni del 1900 grazie agli studi sulla struttura elettronica degli atomi e che portò alla definitiva compilazione della moderna tavola periodica secondo i seguenti concetti fondamentali:
Quindi,si può affermare che gli elementi della tavola periodica possono essere considerati come appartenenti a quattro blocchi diversi,a seconda degli orbitali occupati dagli elettroni di valenza, denominati blocco s (all’estrema sinistra della tavola, comprende i metalli alcalini e alcalino – terrosi), blocco p ( all’estrema destra della tavola, comprendente i gruppi dal III al VIII), blocco d (al centro della tavola, comprende gli elementi di transizione) e blocco f (serie distaccate dei lantanidi e degli attinidi).
In base a quanto detto finora, è molto semplice risalire alla struttura elettronica di qualsiasi elemento conoscendo la sua posizione sulla tavola periodica. Ad esempio, il Bismuto che appartiene al 6° periodo ed al V gruppo ha cinque elettroni di valenza nel livello di energia identificato da n = 6; più precisamente, appartenendo al blocco p, i suoi cinque elettroni si trovano in numero di due nell’orbitale 6s ed i rimanenti tre negli orbitali 6p. Altrettanto semplice è effettuare l’operazione inversa, cioè assegnare il posto ad un atomo conoscendone il numero di elettroni; ad esempio lo zolfo possiede 16 elettroni, per cui la sua configurazione elettronica sarà 1s22s22p63s23p4 à lo zolfo si trova nel blocco p, all’intersezione tra il 3° periodo ed il gruppo VI.
LE PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI.
RAGGIO ATOMICO E VOLUME ATOMICO.
Il volume degli atomi è dovuto agli elettroni che si muovono negli orbitali atomici intorno al nucleo ed è definito come lo spazio occupato da una mole dell’elemento , ovvero come il rapporto tra il peso atomico e la densità dell’elemento allo stato solido. Con raggio atomico, invece, si intende la metà della distanza di minimo avvicinamento tra due atomi. Entrambe queste grandezze decrescono lungo il periodo ed aumentano lungo il gruppo; infatti, il numero quantico principale n che definisce l’energia dell’orbitale, tanto maggiore quanto più l’orbitale si estende nello spazio lontano dal nucleo, rimane invariato lungo il periodo, ma aumenta lungo il gruppo à aumento del raggio atomico lungo il gruppo. Invece, il raggio atomico diminuisce lungo il periodo poiché,man mano che gli elettroni si aggiungono sullo stesso livello di energia (che corrisponde anche ad un aumento della carica nucleare positiva), si verifica una contrazione della nube elettronica intorno al nucleo.
ENERGIA DI IONIZZAZIONE.
L’energia di ionizzazione è definita come l’energia necessaria per strappare un elettrone da un atomo in fase gassosa e portarlo a distanza infinita:
A + energia à A+ + e-
Infatti, fornendo energia ad un atomo, i suoi elettroni saltano su livelli energetici superiori (salti quantici) finché, con energia ancora maggiore, è possibile l’espulsione di un elettrone dal guscio più esterno di un atomo con formazione di uno ione positivo.
Tale energia aumenta lungo il periodo (aumentando il numero atomico, aumenta la carica nucleare e gli elettroni sono maggiormente trattenuti) e diminuisce lungo il gruppo poiché gli elettroni più esterni si trovano sempre più lontani dal nucleo poiché occupano orbitali più esterni (risentono meno fortemente dell’attrazione esercitata dal nucleo).
AFFINITA’ ELETTRONICA.
L’affinità elettronica è l’energia che viene liberata quando una atomo in fase gassosa cattura un elettrone:
A + e- à A- + energia
Tale energia rappresenta una misura della tendenza degli atomi a formare ioni negativi, è massima per gli elementi in alto a destra della tavola periodica (ossigeno, fluoro, zolfo, cloro, bromo) e segue lo stesso andamento dell’energia di ionizzazione.
ELETTRONEGATIVITA’.
L’elettronegatività è la misura della tendenza di un atomo coinvolto in un legame ad attrarre su di sé gli elettroni di legame. Essa aumenta lungo il periodo e diminuisce lingo il gruppo, per cui gli atomi più elettronegativi si trovano in alto a destra della tavola periodica (Fluoro, Ossigeno…), mentre quelli meno elettronegativi si trovano in basso a sinistra(Francio, Cesio…). La spiegazione di questo andamento è molto semplice: procedendo lungo il periodo, aumenta il numero di protoni e gli elettroni si trovano sempre nello stesso livello di energia; ne deriva che il nucleo esercita una maggiore attrazione sugli elettroni. Scendendo, invece, lungo il gruppo, l’atomo diviene sempre più grande poiché aumenta il numero di livelli energetici; ne segue che il nucleo esercita una forza attrattiva verso gli elettroni esterni sempre minore.
Fonte: http://www.sabbia.altervista.org/alterpages/files/LATAVOLAPERIODICADEGLIELEMENTI.doc
Sito web da visitare: http://www.sabbia.altervista.org
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