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I modelli e struttura atomica

chimica



I modelli e struttura atomica

La teoria atomica di Dalton


Nel '800 Dalton basandosi sulle leggi ponderali delineò un teoria atomica che verteva principalmente sui seguenti punti:

Tutta la materia è formata da atomi.

Ogni elemento è formato da atomi tutti uguali fra loro.



Gli atomi non posso essere creati né distrutti, né spezzati. (Legge di conservazione di massa, Lavoiser 1774).

Atomi di elementi diversi hanno massa diversa.

Le sostanze composte derivano dalle molteplici combinazioni degli atomi dei diversi elementi.

Le reazioni chimiche consistono nell'unione e/o nella separazione di atomi.


1.2 I modelli atomici di Thomson (1904) e Rutherford


Agli inizi del '900 grazie alle scoperte relative ai fenomeni elettrici e radioattivi, cominciava a farsi strada l'ipotesi che l'atomo fosse formato da particelle positive e negative distinte. Nel 1904 J.J. Thomson ipotizzò che gli atomi fossero costituiti da una massa carica positivamente, uniformemente distribuita all'interno della quale erano presenti li elettroni, carchi negativamente, in numero tale da determinare l'equilibrio delle carche e quindi la neutralità. Proprio per questa sue caratteristiche viene anche definito modello a "panettone".

Per cercare di chiarire la reale distribuzione delle cariche positive e negative che costituiscono l'atomo, furono successivamente studiati gli effetti di deflessione (scattering) che queste producono su "particelle-proiettile" dotate di carica. Nel 1911 Rutherford effettuò diversi esperimenti di scattering nei quali venivano fatte collidere particelle α (emesse da una sorgente radioattiva) con sottilissimi fogli d'oro. Il loro risultato risultò sorprendente ed incompatibile con il modello di Thomson. La maggior parte delle particelle (circa il 99%) attraversava infatti indisturbata il diaframma metallico ma alcune particelle venivano deviati (deflesse) di angoli considerevoli ed in alcuni casi venivano addirittura riflesse. Secondo il modello di Thomson che prevedeva una distribuzione casuale ed uniforme delle cariche le particelle α si sarebbero dovute comportare tutte allo stesso modo. Gli esperimenti condotti suggerivano a Rutherford le seguenti affermazioni:

Essendo la massa delle particelle α circa 7500 volte maggiore a quella degli elettroni e considerando l'alto numero di particelle in grado di attraversare la lamina d'oro, la struttura atomica deve essere estremamente rarefatta e quindi la massa atomica deve essere concentrata in un ragione particole: il nucleo (la diffusione era infatti causata dalla repulsione tra le particelle alfa incidenti e una carica positiva estremamente concentrata, ricorda che la forza colombiana e < dell'interazione nucleare forte ).

Il nucleo deve essere 10-4 - 10-5 volte più piccolo dell'atomo e deve essere carico positivamente ( risultato di calcoli condotti analizzando le percentuali di particelle deflesse e analizzando gli angoli di deviazione).

Gli elettroni impegnano la superficie periferica dell'atomo; dunque per non cadere sul nucleo (che li attrae a causa della forza columbiana) gli elettroni devono possedere una naturale energia cinetica agente in senso opposto a quella columbiana del nucleo. (Per questo motivo il modello di Rutherford viene anche definito modello planetario; si sono dunque un nucleo e delle orbite sulle quali si muovono gli elettroni.).

Il numero degli elettroni deve essere uguale a quello delle particelle con carica positiva (definite dalla stesso Rutherford protoni) in mod 818c22i o da garantire la neutralità dell'atomo a livello macroscopico.


Il numero di protoni è detto numero atomico (Z), è uguale a quello degli elettroni e varia da elemento a elemento. (Protoni=Elettoni=Z)

Solo nel 1932, James Chadwick scopri la presenza di un'altra particelle nucleare, il neutrone. Chadwick, bombardo il Berillio con particelle alfa e si accorse che emetteva una radiazione invisibile le cui particelle non venivano deflesse da campi magnetici o elettrici e sono perciò neutre. L'unico effetto di queste particelle era quello di provocare l'emissione di protoni da nuclei di azoto verso i quali erano state dirette; per questo motivo neutroni e protoni devo avere una massa compatibile e cioè esprimibile dallo stesso ordine di grandezza La reazione può essere schematizzata dalla seguente formula:



Il numero di protoni addizionato al numero dei nei neutroni da il numero di massa (A).( Il numero di nucleoni ( o barioni) di un atomi costituisce il suo numero di massa Neutroni+Z=A)

Atomi che hanno stesso numero atomico (Z) e diverso numero di massa vengono definiti Nuclidi o Isotopi. Se A<2Z il nuclide è definito leggero se invece A>2Z il nuclide è definito pesante. .


Il modello di Rutherford presentava tuttavia grandi difetti in quanto gli elettroni che ruotano intorno al nucleo dovrebbero perdere energia cinetica sotto forma di emissione di radiazioni elettromagnetica, secondo quanto afferma la legge dell'elettrodinamica, finendo per cadere sul nucleo.


1.3 Il modello atomico quantistico di Bohr (1913)


Le regolarissime righe emesse dall'idrogeno eccitato suggerirono al danese Bohr la possibilità di usare la teoria quantistica di Planck per interpretare la struttura dell'atomo.

Secondo Planck infatti, l'energia delle onde elettromagnetiche può esistere soltanto sotto forma di "pacchetti energetici" definiti e limitatati: i quanti. Il contenuto energetico di ogni quanto definito dalla seguente relazione:

E = hv

(dove h è la costante di Planck (pari a 6.6 x 10 -34 J sec) e v è la frequenza della radiazione)


La teoria quantistica attribuisce alle onde elettromagnetiche una natura per cosi dire corpuscolare. Questi "corpi" vengono definiti fotoni e sono necessari per descrivere i fenomeni di interazione delle onde elettromagnetiche con la materia (emissione ed assorbimento).

Dunque, basandosi su questa teoria, Bohr considerò correlabile le righe degli spettri di emissione con il contenuto energetico degli elettroni presenti negli atomi. Sulla base di questa osservazione Bohr poté dunque delineare un nuovo modello atomico detto appunto quantistico.

L'atomo, nel suo stato fondamentale, può esistere solo in determinati valori quantici che corrispondono a determinati valori della sua energia. In questi stati gli elettroni non emettono radiazioni e perciò non precipitano nel nucleo. La distanza tra l'elettrone e il nucleo dipende dunque dalla sua energia e l'elettrone può trovarsi solo a distanza particolari dal nucleo, su orbite fisse.

Il raggio delle orbite circolari fisse descritte dagli elettroni possono essere ricavate dalla seguente formula: r = n2 *53 pm . Nella formula, n rappresenta il primo numero quantico o numero quantico principale; esso può assumere numeri interi positivi diversi da zero e stabilisce il livello energetico. (Dunque per n=1 l'elettrone si trova nel livello con energia minore)

L'energia totale dell'elettrone che descrive un determinata orbita ad un distanza precisa dal nucleo si calcola come somma dell'energia cinetica e di quella potenziale; si ricava dunque dalla seguente formula: En= -2.18 * 10-18 / n2 joule. Il valore negativo dell'energia deriva dalla convenzione di porre pari a zero l'energia potenziale dell'elettrone a distanza infinita dal nucleo. Ne consegue dunque che l'energia assume valori sempre più negativi man mano che si avvicina al nucleo, infatti l'energia posseduta dagli elettroni in prossimità del nucleo deve essere minore.



L'atomo può passare da uno stato fondamentale ad uno stato eccitato assorbendo energia. In questo modo gli elettroni posso assumere l'energia necessaria per passare da un'orbita più interna ad una più esterna. L'energia assorbita affinché avvenga questo salto energetico sarà dunque uguale alla differenza di energia che esiste tra il livello energetico superiore e quello inferiore. L'elettrone eccitato, rispettando il secondo principio della termodinamica, tenderà a ritornare allo stato stazionario di partenza restituendo l'energia acquistata sotto forma di un fotone la qui energia è dunque calcolabile nel modo seguente: E2 - E1 = ΔE=hv. La radiazione emessa, avendo una frequenza univocamente determinata (v = ΔE / h) , è rigorosamente monocromatica e apparirà dunque come un precisa riga dello spettro di emissione.


1.4 Il modello quantistico ondulatorio (Dalla meccanica deterministica a quella probabilistica.)


Il modello di Bohr venne ulteriormente perfezionato da Sommerfeld nel 1916. Egli infatti si accorse che le orbite circolari descritti da Bohr erano alquanto semplificanti visto che la teoria si basava sulla legge di Coulomb formalmente simile alla legge di gravitazione universale. Dunque , come i pianeti erano obbligati a ruotare su orbite ellittiche cosi doveva essere anche per gli elettroni. (Ricordiamo che la circonferenza è un caso particolare di ellisse, quindi il primo livello elettronico non cade in contraddizione). Proprio per questo motivo, spinto dall'osservazione delle strutture fine delle righe spettrali (che sono correlate ai sottolivelli energetici), introdusse due nuovi numeri quantici, quello azzimatale (l) e quello magnetico (m) dei quali parleremo in maniera più approfondita in seguito.

Ma un notevole salto di perfezionamento del modello atomico di Bohr si ebbe ad opera di Louis V. de Broglie che fu il primo ad supporre che gli elettroni oltre ad avere una natura corpuscolare avessero una natura ondulatoria; Dunque de Broglie eguagliò l'equazione di Planck e quella di Einstein, dunque possiamo scrivere: E = mc2 = h *v.

Ricordando che c non è la velocità della luce ma quella di un raggio catodico e che v = u/ λ, possiamo scrivere: mv2 = h * u/ λ e quindi risulta  λ = h / mv

Riassumendo, possiamo affermare che tutti i microcorpi si comportano sia come corpuscoli sia come onde elettromagnetiche. E viceversa, ai copri macroscopici è associata una lunghezza d'onda si dimensioni infinitesimali e dunque non percettibili dall'uomo (questo fatto è dovuto al grandezza preponderante rappresentata da m).

Nel 1927 Heisenberg con un rigoroso procedimento matematico basato sulle matrici, detto correlazioni di incertezza, poté affermare il cosi detto principio di indeterminazione secondo il quale è impossibile conoscere contemporaneamente l'esatta posizione e l'esatta velocità di una particella elementare. Infatti la natura ondulatoria di particelle microscopiche comporta un'intrinseca difficoltà a localizzarle senza perturbarle.  

Nel 1935, sviluppando il pensiero di de Broglie, Erwin Schrodinger, cosi una particolare meccanica ondulatoria basata sull'equazione d'onda, di tipo algebrico-matematico, nella quale veniva contemporaneamente attribuite all'elettrone la natura ondulatoria e quella di una particella. Inserendo nell'equazione d'onda i tre numeri quantici n,l e m si ottiene la cosiddetta funzione d'onda il cui quadrato esprime la probabilità di trovare l'elettrone nei diversi punti dello spazio. Le zone di massima probabilità elettronica (90%) si dicono Orbitali ed hanno dunque un significato unicamente probabilistico-matematico.



1.5 I numeri quantici  


L'equazione d'onda è dunque definita dia seguenti numeri quanti:


Numero quantico principale (n) : appartiene ai naturali e può assumere valori da 1 a 7    (1 n 7). Al crescere di n cresce di n aumenta l'energia associata agli elettroni e quindi la loro distanza dal nucleo. Si può dunque affermare che descrive il livello energetico dell'orbitale.


Numero quantico azimutale (l): è strettamente collegato ad n e può infatti assumere i valori compresi tra 0 e n-1 (0   l n - 1). Esso definisce la forma dell'orbitale e il numero di sottolivelli. I diversi valori di l (e quindi i diversi sottolivelli energetici) sono indicati con le lettere s, p,d,f.

Quindi:

se n=1 l=0 Orbitale di tipo sferico (s) (1 solo sottolivello)

se n=2 l=0 Orbitale di tipo sferico (s) (2 sottolivelli)

l=1 Orbitale a doppia asola (p)

se n=3 l=0 Orbitale di tipo sferico (s) (3 sottolivelli)

1=1 Orbitale a doppia asola (p)

l =2 Orbitale di tipo d

etc. (N.B. n et l determinano il contenuto energetico degli orbitali)


Numero quantico Magnetico (m) : è strettamente collegato ad l e quindi ad n, può infatti assumere i valori compresi tra +l e -l (-l m +l). Esso indica l'orientamento (magnetico) dell'orbitale.

Quindi:

se l = 1 m può assumere i valori +1 (px) 0 (py) -1 (pz)

Avremo perciò 3 orbitali di tipo pm diversamente orientati nello spazio (px, py,px), indicati ciascuno con un diverso valore di m.

se l = 2 m può assumere i valori +2 +1 0 -1 -2

Avremo perciò 5 orbitali di tipo d, indicati ciascuno con un diverso valore di m.

se l = 3 m può assumere i valori +3 +2 +1 0 -1 -2 -3. Avremo perciò 7 orbite di tipo f, indicati ciascuno con un diverso valore di m.

etc.

Gli orbitali che differiscono solo per il numero quantico magnetico vengono definiti



degeneri; ad es. se quando l=1 il sottolivello p è formato da tre orbitali degeneri.


Numero quantico magnetico di Spin: attribuisce all'elettrone un momento angolare   intrinseco. Esso può assumere i valori +1/2 e -1/2 che descrivono se l'elettrone è polarizzato in un vero o nell'altro. In altre parole gli elettroni per superare la forza attrattiva del nucleo generano un campo magnetico che è appunto espresso da questo numero quantico. Per il campo magneti valgono le stesse proprietà del campo elettrico, quindi polarità uguali si respingono mentre polarità opposte si attraggono. E' una proprietà intrinseca dell'elettone e non è correlabile alla sua collocazione spaziale.


I vettori spin sono paralleli ma orientati in senso opposto.




1.6 La configurazione elettronica


Nel rappresentare la configurazione elettronica è necessario seguire alcune regole:


1) Principio di Aufbau: Gli elettroni si dispongono spontaneamente negli orbitali vuoti meno energetici. L'ordine ottenuto in questo modo non rispetta però l'oridne di riempimento che ci si aspetterebbe in base alla sequenza ordinata dei livelli energetici. In tal modo per primo si riempie l'orbitale 1s, seguito dal 2s, 2p, 3s e 3p. A questo punto si produce una prima inversione rispetto all'ordine atteso, in quanto l'orbitale 4s, pur trovandosi in un livello energetico più esterno rispetto al 3d, si riempie prima. Poi si riempie il 3d, seguito dal 4p, 5s, 4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6s,7p.




2) Principio di esclusione di Pauli: Ciascun orbitale può contenere fino a due elettroni con spin antiparallelo. In questo caso si dice che l'orbitale è saturo.


3) Principio di massima molteplicità di Hund: Quando devo essere riempiti gli orbitali isoenergetici (degeneri), gli elettroni si dispongono prima con spin parallelo sui diversi orbitali e solo successivamente se necessario vanno a saturare gli orbitali. Questa regola si basa dunque sulla considerazione che gli elettroni hanno la stessa carica elettrica e perciò, tendono a respingersi finché è possibile.


















2. La tavola periodica degli elementi


Il sistema periodico degli elementi organizzato per la prima volta da Mendeleev e successivamente rielaborato si basa sull'ordinamento orizzontale degli elementi secondo numero atomico crescente.

L'organizzazione degli elementi viene definita periodica in quanto con cadenza periodica, all'aumentare della massa atomica, le medesime proprietà degli elementi si ripresentano costantemente.


1.1 Numero atomico, numero di massa, isotopi e massa relativa (uma)


Come abbiamo già puntualizzato in precedenza (vedi Rutherford) per numero atomico, rappresentato con la lettera Z, si intende il numero di protoni di un dato elemento; dunque, ricordando che l'atomo è elettricamente neutro possiamo anche affermare che il numero di protoni deve essere uguale a quello di elettroni.

Dunque: Numero di protoni = Numero di elettroni = Numero atomico = Z


Successivamente grazie all'esperimento eseguito da Chadwick sul berillio, furono scoperte delle particelle nucleari che prima non erano state individuate: i neutroni. Grazie ai risultati di tale esperimento (vedi 1.2) si poté affermare che i neutroni dovevano avere carica elettrica nulla e che dovevano possedere una massa molto simile a quella dei protoni, esprimibile dallo stesso ordine di grandezza. Venne dunque definito il numero di massa (A) come la somma di neutroni e protoni.

Dunque: Numero di protoni + Numero di neutroni = Numero di massa = A

Atomi che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa, che hanno cioè uguale numero di protoni ma diverso numero di neutroni, vengono definiti isotopi o nuclidi . Gli isotopi di uno stesso elemento hanno stesse caratteristiche chimiche ( in quanto i neutroni non influiscono sulle caratteristiche chimiche degli atomici) ma differenti proprietà fisiche.

Nuclidi che hanno maggior numero di portoni rispetto ai neutroni vengo definiti Nuclidi pesanti; nuclidi che al contrario hanno un maggior numero di neutroni rispetto ai protoni vengono definiti Nuclidi Leggeri.

Dunque: se A<2Z Nuclide leggero ( P+N < P+P = N < P)

se A>2Z Nuclide pesante ( P+N > P+P= N >P)

es. H: (Prozio o idrogeno ordinario) 1 Protone e 0 Neutroni

(Deuterio -Pesante) 1 Protone e 1 Neutrone

(Trizio - Pesante) 1 Protone e 2 Neutroni


In realtà il peso atomico è la media ponderata (pesata) delle masse dei suoi isotopi. Ogni elemento chimico è presente in natura sotto forma di una miscela dei suoi isotopi, i quali sono però più o meno abbondanti e contribuiscono pertanto in maniera diversa al peso atomico dell'elemento, in proporzione alla loro diffusione percentuale.

Prendiamo ad esempio i due isotopi più diffusi del Cloro, il Cloro-35 () ed il Cloro-37 (). Se essi fossero presenti in natura con le medesime percentuali, il peso atomico relativo medio del Cloro sarebbe di 36 u. In realtà su 100 atomi di Cloro, 75 sono di Cloro-35 e 25 sono di Cloro-37. Per calcolare il peso atomico medio dobbiamo dunque calcolare non una media semplice, ma una media che tenga conto della loro diversa frequenza, del loro diverso 'peso' (inteso come importanza) ), appunto una media ponderata o pesata.

La massa atomica relativa (Mr)








2.2 La struttura della tavola periodica


La struttura della tavola periodica più comunemente diffusa ad oggi è quella risistemata da Alfred Werner. In base all'andamento periodico delle proprietà degli elementi, essi vengono divisi in Blocchi e classificati in base a Gruppi e Periodi.


- E' possibile infatti individuare 4 blocchi che vengono rispettivamente chiamati s,d,p,d,f, che come è facilmente intuibile si riferiscono ai quattro sottolivelli atomici, corbellabili dunque al fatto che l'ultimo livello energetico è impiegato da un determinato tipo di orbitale. Dunque possiamo di riflesso affermare che la struttura della tavola periodica è innanzitutto determinata dall'ordine di riempimento dei sottolivelli. Le colonne del gruppo s saranno dunque due, tante quanti sono gli elettroni che posso essere ospitati in tale sottolivello, le colonne del gruppo p saranno 6 quelle del gruppo d 10..

Gli elementi del gruppo d vengono anche definiti metalli di transizione perché   hanno caratteristiche metalliche e perché stanno riempiendo un orbitale di tipo d tendo fermo un orbitale di tipo s per poi passare ad un orbitale di tipo p. (Regola di Aufbau

Gli elementi che invece appartengono al blocco f vengono chiamati metalli di transizione interna o terre rare ( perché questi elementi sono rari sulla terra ma si possono trovare in grande quantità sulla superficie lunare e sugli asteroidi). I metalli di transizione interna si distinguono in due famiglie: lantanidi (che stanno riempiendo un gruppo 4f ) e i attinidi (che stanno riempiendo un sottolivello 5f)



Le singole colonne dei vari blocchi vengono chiamati gruppi, le righe periodi.

(Osservando la tav. periodica in senso orizzontale)

- Gli elementi che appartengo ad un dato periodo stanno riempiendo un dato livello energetico e dunque il numero che esprime il periodo è il primo numero quanti (n) dell'ultimo orbitale occupato.

Dunque appartengo al primo periodo gli elementi il cui ultimo (e unico) livello energetico è 1: è formato dunque solo da 2 elettroni, tanti quanti posso essere ospitati da un orbitale di tipo s; al terzo periodo apparterranno 8 elementi tanti quanti gli elettroni che possono essere ospitati, rispettivamente 2 in un orbitale s e 6 in un orbitale p (perché gli elementi del terzo periodo impiegano solo orbitali di tipo s e p rispettando la legge di Aufbau che prevede l'anticipazione di un orbitale 4s prima di passare al 3d che sarà riempito dagli elementi che appartengono al gruppo d e al terzo periodo ). { Si può dunque affermare che la struttura del sistema periodico è strettamente collegata all'ordine di riempimento dei sottolivelli atomici).

(Osservando la tavola periodica in senso verticale)

- I gruppi invece sono sottodivisi in due categorie: la sezione A (- elementi non di transizione formata dai blocchi s e p) e la sezione B (- elementi di transizione formata dal blocco d). Caratteristica comune degli elementi che appartengono ad una stesso gruppo è di avere proprietà chimico-ficiche simili. I loro atomi hanno lo stesso numero di elettroni nel livello energetico più esterno.

Sezione A:

  • Gruppo I: La configurazione elettronica esterna è xs1, vengono detti metalli (2.3) alcalini e tendono a cedere il loro unico elettrone per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile che li precede (stabilità elettronica). Infatti hanno bassa energia di ionizzazione e bassa affinità elettronica (vedi 2.4. Sono fortemente reattivi e dunque esistono in natura solo sottoforma di composti e mai come metalli puri (si ottengono per elettrolisi, fornendo cosi energia al sistema e separandoli dal composto). Vengono definiti alcalini in quanto dormano alcali (nome storico per indicare le basi). Gli alcalini hanno infatti forti proprietà basiche che si manifestano in acqua con la produzione di Idrossidi (ioni ossidrili + metallo).[Il numero di valenza è per forza fisso]
  • Gruppo II: La configurazione elettronica esterna è xs2 (dove x = livello energetico = periodo), vengono detti metalli alcalino - terrosi. Pur avendo l'orbitale s saturo sono fortemente instabili e reattivi. Tendono dunque a ionizzarsi perdendo due elettroni e raggiungendo la stabile configurazione elettronica del gas nobile che li precede. Infatti ad esempio Mg è molto instabile il suo ione monovalente positivo lo è ancora di più; Mg tenderà dunque ad ionizzarsi in ione bivalente positivi assumendo la configurazione elettronica di Ne.[Il numero di valenza è fisso e coincide con il massimo]
  • Gruppo III: La configurazione elettronica esterna è xs2 xp1. Ad eccezione del Boro sono metalli. ( Va ricordato che le caratteristiche metalliche aumentano scendendo quindi sono minori nell'alluminio e maggiori nel tallio).
  • Gruppo IV: La configurazione elettronica esterna è xs2 xp2. Gli elementi di questo gruppo presentano proprietà differenti; C è un non metallo, Si e Ge sono semimettali, Sn e Pb sono Metalli.
  • Gruppo V: La configurazione elettronica esterna è xs2 xp3. Anche in questo caso gli elementi si diversificano per le proprietà (vedi "linea nera" di separazione).
  • Gruppo VI: La configurazione elettronica esterna è xs2 xp4.  Importante è ricordare che O, caratterizzato da spiccate caratteristiche non metalliche, forma composti denominati ossidi con tutti gli elementi.
  • Gruppo VII: La configurazione elettronica esterna è xs2 xp5, vengono detti alogeni e sono tutti non metalli. Sono molto reattivi e quindi tendono a formare molecole stabili biatomiche acquistando un elettrone e assumendo quindi la configurazione elettronica del gas nobile che lo succede.
  • Gruppo VII (O): La configurazione elettronica esterna è xs2 xp6, vengono definiti gas nobili in quanto hanno 8 elettroni nel livello energetico più esterno. Pertanto non sono per niente reattivi e tendono all'inerzia chimica.

Il numero romano che definisce il gruppo, definisce quindi il numero degli elettroni nel livello energetico più esterno e dunque anche la valenza massima.


Sezione B:

La numerazione della sezione B si giustifica con il fatto che il loro comportamento e quindi la loro valenza sono determinati non solo dal numero di elettroni presenti nell'ultimo livello energetico ma anche dal numero di elettroni presenti nel livello sottostante (avranno dunque molte valenze). In generale le differenze tra gli elementi che compongono la sezione B dei gruppi sono minime infatti, la configurazione elettronica esterna è simile in tutti (1 o 2 elettroni).


2.3 Metalli, non metalli, semimetalli


I metalli hanno una forte tendenza ad ionizzarsi (trasformandosi in ioni positivi o cationi; si ossidano più o meno facilmente) e quindi una buona conducibilità elettrica e calorica. Sono lucenti, malleabili ( possono essere tirati in lamine sottili), tenaci (si rompono con difficoltà), duttili (possono essere tirati in fili sottili) e lucenti e tutti tranne il mercurio sono solidi a temperature ordinarie.

I non metalli tendono ad acquistare elettroni (si riducono più o meno facilmente) e ad assumere la configurazione elettronica del gas nobile che li succede. Sono gassosi e se solidi fragili e non lucenti, sono cattivi conduttori o addirittura isolanti termici o elettrici.

I semi metalli hanno invece caratteristiche ambivalenti (soprattutto il Silicio e il Germano); sono semi conduttori.

Le caratteristiche metalliche diminuiscono spostandoci dal basso a sx. (Gli elementi che presentano le caratteristiche metalliche in modo preponderante si trovano in basso a sx della tavola periodica. - Questo andamento è facilmente comprensibile analizzando il raggio atomica vedi 2.4)















2.4 Periodicità delle proprietà degli elementi


-Il raggio atomi: In ambito di un determinato gruppo le dimensioni degli atomi crescono al cresce del numero atomico al contrario all'interno di un periodo le dimensioni degli elementi diminuiscono al crescere del numero atomico. Infatti all'interno di un gruppo gli elettroni vengono disposti u nuovi livelli energetici sempre più distanti dal nucleo e il raggio atomico aumenta; aumenta anche ad opera dell'effetto schermante che permette agli elettroni del livello più esterno di allontanarsi maggiormente.) All'interno di un periodo al contrario, poiché contemporaneamente all'aumento del numero degli elettroni che si dispongono all'interno dello stesso livello energetico, aumenta anche Z e quindi la maggiore positività del nucleo permette una maggiore attrazione degli elettroni da parte di questo.

Ciò spiega in definitiva la maggior facilità con cui gli atomi metallici, che possiedono raggi atomici mediamente superiori rispetto ai non metalli, perdono i loro elettroni superficiali.

- Raggio ionico: La cessione di elettroni comporta una riduzione del raggio atomico, poiché il nucleo risulterà più positivo rispetto alla negatività degli elettroni e potrà attrarli a se con maggiore intensità. L'acquisto di elettroni comporta un incremento delle dimensioni del raggio atomico.


-Energia di ionizzazione E' l'energia necessaria a trasformare un atomo in ione positivo (cioè l'energia necessaria a strappare un elettrone da un atomo). E' possibile il suo calcolo bombardando l'atomo con un fascio di elettroni.


X(g) + EI ion (kj/mol) X+(g) + e-


E' importante sottolineare che le energie di ionizzazione sono collegate alla configurazione elettronica dei vari elementi. Infatti se aumenta il raggio atomico diminuirà l'energia di ionizzazione e viceversa. Quindi l'energia di ionizzazione crescerà dal basso verso l'alto e da sinistra verso destra.

-Affinità elettronica Esprime l'energia che si sviluppa quando un atomo si riduce diventando ione negativo. Come l'affinità elettronica, aumenta all'interno di un periodo da sinistra a destra e diminuisce all'interno di un gruppo dall'alto verso il basso. (Cresce lungo un periodo, decresce lungo un gruppo.)


-Elettronegatività: Esprime la tenda di un elemento di attrarre verso di se gli elettroni messi in comune con altri elementi per raggiungere la stabilità elettronica (l'ottetto del gas nobile che lo precede o che lo segue). L'elettronegatività dipende dall'energia di ionizzazione e dall'affinità elettronica. Ci sono vari modi per calcolarla; Il metodo proposto da Muliken è la media aritmetica di A.E e E.I.

Quindi e = (AE+EI )/2. L'elettronegatività è espressa da un numero dimensionale.







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