Elettroni e proprietà degli elementi

Materie:	Riassunto
Categoria:	Chimica
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CAPITOLO 13 - ELETTRONI E PROPRIETÀ DEGLI ELEMENTI: LA TAVOLA PERIODICA

1 – LA STRUTTURA ELETTRONICA DELL’ATOMO
Gli elettroni sono molto importanti in quanto le proprietà chimiche degli atomi sono legate alla loro disposizione intorno al nucleo, ossia quella che viene chiamata struttura elettronica.
Gli elettroni sono attratti dal nucleo e per sapere come si dispongono è utile riferirsi alla forza con cui essi vengono tenuti in “orbita” attorno al nucleo.
A – la forza di attrazione dipende dalla carica del nucleo, cioè dal numero di protoni: se aumenta il numero atomico aumenta la forza di attrazione tra il nucleo e ciascun elettrone.
B – la forza di attrazione elettrone – nucleo dipende dalla distanza tra il nucleo e ciascun elettrone: se questa distanza aumenta la forza di attrazione del nucleo sull’elettrone diminuisce.

F = K (Z(n. protoni) x e+) x E-/D2

Se si toglie uno o più elettroni, l’atomo perde la sua neutralità diventando uno ione positivo (catione). Questa energia prende il nome di energia di ionizzazione. Quando togliamo il primo elettrone, questa energia viene chiamata energia di prima ionizzazione (EI), cioè la quantità di energia che occorre spendere per togliere ad un atomo l’elettrone legato più debolmente.

L’istogramma rappresenta una andamento irregolare dei valori di EI, un andamento “a picchi”: ogni volta che EI raggiunge un valore massimo, subito dopo si ha un minimo. All’inizio questo andamento può sembrare strano se si osserva la prima regola della forza di attrazione. Infatti andando avanti i nuclei possiedono sempre più elettroni; però dobbiamo prendere in considerazione anche la regola b che ci ricorda dell’importanza della distanza. Infatti se la distanza aumenta, l’energia diminuisce. Perciò quando l’energia raggiunge il picco e inizia un altro livello vuol dire che aumenta la distanza. Si va a capo ogni volta che il livello si completa. Attraverso queste considerazioni possiamo proporre un modello generale di distribuzione degli elettroni attorno al nucleo:
nel modello atomico a livelli gli elettroni compiono il loro movimento intorno al nucleo disponendosi su determinati livelli che si trovano a distanze diverse dal nucleo e ai quali corrispondono precisi valori di energia.
Dobbiamo dire che esiste un’energia di ionizzazione per tutti gli elettroni contenuti in un atomo perciò esiste una seconda o terza, ecc. energia di ionizzazione. Nella maggior parte dei casi, gli elettroni occupano soprattutto i primi tre livelli: nel primo livello c’è posto per due elettroni, nel secondo per 8 e nel terzo sempre per 8 elettroni. Così possiamo capire la disposizione degli elettroni e possiamo capire che l’energia utilizzata nella prima ionizzazione e in quelle a seguire non è la stessa; infatti quando si toglie l’elettrone più distante dal nucleo si impiega meno energia e ciò è dovuto proprio alla distanza. Però se ci sono due elettroni che hanno la stessa distanza, l’energia utilizzata dovrebbe essere uguale. Invece il primo dei due elettroni che viene tolto impiega meno energia dell’altro. Ciò si spiega perché oltre alle forze di attrazione intervengono anche forze di repulsione tra gli elettroni; ossia la presenza di altri elettroni rende più debole la forza di attrazione. Perciò l’ultimo elettrone, rimasto solo ha una forza di attrazione maggiore e quindi impiega più energia.
Infine possiamo dire che in ogni caso gli elettroni occupano via via i livelli a partire da quello più vicino al nucleo e solo quando un livello è completo passano a quello successivo.
Modello atomico a livelli: a – gli elettroni si dispongono intorno al nucleo in livelli energetici ben definiti;
b – i livelli che gli elettroni possono occupare sono 7;
c – ogni livello può contenere un numero massimo di elettroni;
d – gli elettroni si dispongono ordinatamente nei vari livelli, partendo dal primo, cioè quello più vicino al nucleo, e completando ciascun livello prima di passare a quello successivo.
Rappresentazione della struttura elettronica di un atomo:
zolfo (Z=16) possiamo scrivere: S (2.8.6)
iodio (Z=53) possiamo scrivere I (2.8.8.18.17) oppure I [Kr], 17

2 – IL SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI
La tavola periodica (PAG.209) è così rappresentata:
gli elementi sono sistemati in base al numero atomico crescente. Essa è divisa in 7 periodi (righe orizzontali) e in 8 periodi (righe verticali).

3 – ALCUNE PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
Esistono variazioni periodiche di alcune caratteristiche degli atomi.
1) ENERGIA DI IONIZZAZIONE
• Osservando i dati delle energie di ionizzazione degli atomi si può osservare che:
In ogni gruppo l’energia di ionizzazione tende a diminuire procedendo dall’alto verso in basso; ciò accade perché man mano che ci si sposta verso il basso si incontrano atomi i cui elettroni esterni sono situati sempre più lontani dal nucleo. Questi elettroni sono trattenuti dal nucleo meno fortemente, perciò l’energia di ionizzazione diminuisce.
• in ogni periodo l’energia di ionizzazione tendenzialmente aumenta procedendo da sinistra verso destra; ciò accade perché gli atomi aumentano la loro carica nucleare mentre gli elettroni esterni si dispongono sempre nello stesso livello. Quindi la forza di attrazione aumenta e cresce di conseguenza l’energia di ionizzazione.
2) AFFINITÀ ELETTRONICA
Se ad un atomo neutro togliamo un elettrone, esso diventa uno ione positivi; se invece aggiungiamo un elettrone, l’atomo si trasforma in uno ione negativo (anione). Questi processi di cattura di un elettrone sono esoenergetici ed è chiamata affinità elettronica (Ae) la quantità di energia che viene scambiata quando si aggiunge un elettrone ad un atomo.
3) LE DIMENSIONI DEGLI ATOMI
Sappiamo che gli atomi sono piccolissimi. Se consideriamo la posizione degli elementi nella tavola periodica vediamo che gli elementi di uno stesso gruppo sono più grandi man mano che si scende e questo accade perché gli elettroni più esterni si trovano collocati in livelli sempre più distanti e sono sempre meno attratti dal nucleo; inoltre la carica positiva risulta “schermata” dagli elettroni dei livelli sottostanti.
Per quanto riguarda gli elementi di uno stesso periodo le dimensioni degli atomi diminuiscono da sinistra verso destra perché gli elettroni sono collocati sullo stesso livello ma aumenta la carica del nucleo e quindi la maggiore forza di attrazione sugli elettroni porta ad una riduzione delle dimensioni dell’atomo.
5) IL CARATTERE METALLICO
Ogni periodo inizia con un metallo e finisce con un non-metallo. I metalli presentano bassi valori di Ei e di Ae, quindi negli atomi di questi elementi le forze attrattive tra elettroni esterni e nucleo sono deboli. Possiamo dire che i metalli sono quelli che appartengono ai primi due gruppi. Per queste ragioni possiamo aggiungere che il carattere metallico aumenta, per gli elementi di uno stesso gruppo; andando verso il basso.
I non-metalli sono gli elementi i cui elettroni esterni sono fortemente attratti dal nucleo (alta Ei) e che sono disposti a ricevere un elettrone( alta Ae).
Siccome Ei e Ae cambiano durante un periodo, non è possibile stabilire un confine tra un metallo e un non-metallo. Però è lecito prevedere situazioni elettroniche intermedie che giustificano il comportamento semimetallico degli elementi che si chiamano metalloidi.
Infine le caratteristiche metalliche e non-metalliche degli elementi si riflettono anche sulle proprietà dei loro composti con l’ossigeno: gli ossidi dei metalli sono tanto più basici quanto più il metallo ha caratteristiche metalliche, gli ossidi dei non-metalli (anidridi) hanno carattere acido, soprattutto per quanto riguarda i non-metalli dei gruppi 15,16 e 17 del 2° e 3° gruppo.

4 – FAMIGLIE CHIMICHE ED ELETTRONI DI VALENZA
Sappiamo che esiste una stretta relazione tra le proprietà degli elementi, la loro collocazione nella tavola periodica e la loro struttura elettronica.
Se consideriamo gli elementi del gruppo 1 possiamo notare che presentano proprietà fisiche e manifestano un comportamento chimico talmente simili che sono raggruppati nella sola famiglia dei metalli alcalini.
Questi elementi sono di colore grigio, lucenti e conduttori di corrente elettrica. Tutti reagiscono con l’acqua formando idrossidi con la stessa formula chimica (MetOH); all’aria si ricoprono con uno strato di ossido (Met 2°); infine reagiscono con il cloro formando cloruri la cui formula è (MetCl). La valenza di tutti questi elementi è 1. il motivo di queste somiglianze sta nella struttura elettronica degli atomi. Tutti gli atomi degli elementi del gruppo 1 e solo essi hanno un unico elettrone nel livello più esterno occupato. Quindi questi elementi si comportano nello stesso modo perché i loro atomi hanno tutti un elettrone nel livello più esterno.
Anche gli elementi che appartengono al gruppo 2 della tavola periodica fanno parte della stessa famiglia, detta dei metalli alcalino-terrosi. Questi elementi sono tutti metalli che formano con l’ossigeno degli ossidi bianchi con la formula MetO ed elevata temperatura di fusione; con il cloro formano composti con formula MetCl(2) e con l’acqua reagiscono tutti. Anche gli elementi di questo gruppo hanno la stessa valenza che è 2. essi hanno i valori di Ei e di Ae piuttosto bassi e presentano la stessa struttura elettronica. Essi si comportano in modo analogo perché i loro atomi presentano 2 elettroni nel livello più esterno.
Esiste una terza famiglia, quella degli alogeni. Questi elementi sono non-metalli e sono costituiti da molecole biatomiche. Si combinano tutti con il sodio formando sempre dei composti di formula generale NaAlg, che hanno elevata temperatura di fusione e con l’idrogeno formano composti importanti di formula HAlg. Però il loro numero di elettroni che occupano il livello più esterno non è sempre uguale (pag. 216). Le strutture elettroniche possono essere rappresentate differentemente in modo che i 17 elettroni dell’ultimo livello sono divisi in due gruppi perché in realtà solamente 7 sono gli elettroni più esterni.
Possiamo dire che:
a – il comportamento chimico degli atomi non dipende da tutti gli elettroni e neppure da quelli dell’ultimo livello ma soltanto dai suoi elettroni più esterni;
b – questi elettroni sono detti elettroni di valenza;
c – il numero di elettroni di valenza di un atomo coincide con il numero romano che indica il gruppo in cui si trova l’elemento stesso.
Perciò possiamo capire che possiamo conoscere gli elettroni di valenza degli elementi contrassegnati dal numero romano. Ciò significa che per gli elementi che appartengono ai gruppi da 3 a 12 non possiamo dedurre gli elettroni di valenza.

Infine prendiamo in considerazione gli elementi del gruppo 18. questi costituiscono una famiglia con proprietà simili. Si trovano tutti allo stato gassoso in condizioni ordinarie ed hanno scarsissima tendenza a reagire con altri elementi: visto che non si sono trovati i composti dei primi tre elementi (elio,neon e argo) mentre per gli altri due (xeno e cripton) si sono trovati dei composti instabili, si può dire che sono gli unici elementi gassosi costituiti da singoli atomi isolati e per le loro caratteristiche vengono chiamati gas nobili. La particolarità della loro struttura elettronica è che possiedono tutti, e solo essi, un numero di elettroni tale da riempire in modo completo il livello più esterno.
Inoltre, apparte l’elio, solamente 8 sono gli elettroni più esterni nell’ultimo livello e questa situazione viene indicata con la parola ottetto.