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LA STRUTTURA ELETTRONICA E LA PERIODICITÀ CHIMICA

chimica




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La struttura elettronica e la periodicità chimica


All'inizio del diciannovesimo secolo gli scienziati cominciarono a mettere in ordine la quantità crescente di informazioni che divenivano disponibili.

Nel 1869, questi sforzi cul 656i89g minarono nell'elaborazione di ciò che oggi viene chiamata legge periodica, la quale afferma che alcune proprietà fisiche e chimiche si esprimano intervalli periodici, quando gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero atomico. Quest'ultimo è indicato con la lettera Z e corrisponde al numero di protoni contenuti nel nucleo (è generalmente indicato in basso a sinistra del simbolo dello stesso elemento). Va ricordata, inoltre, la differenza tra numero atomico e massa atomica. infatti quest'ultima, indicata con la lettera A, corrisponde al numero di neutroni e poltroni contenuti nel nucleo, cioè il numero nucleoni del nucleo (è generalmente indicato in alta sinistra del simbolo dell'elemento). In tutti gli atomi con lo stesso numero atomico (Z.) si comportano chimicamente nello stesso modo sono classificati come atomi dello stesso elemento chimico.




Una tabella periodica è una disposizione tabellare degli elementi, in ordine crescente di numero atomico, che pone gli elementi con proprietà simili nella stessa colonna verticale della tabella.

All'interno della tabella periodica ciascuno elemento rappresentato in un riquadro. In ogni box sono riportati per ogni elemento il simbolo, il numero atomico e la massa atomica.



v     Periodi e gruppi di elementi


Due termini connessi con l'uso di una tabella periodica sono:

- periodo: ovvero la riga orizzontale degli elementi nella tabella periodica. Ai fini del riconoscimento, i periodi sono numerati consecutivamente. Il terzo periodo, quindi, corrisponderà alla terza riga degli elementi, il quarto periodo alla quarta riga e così via.


- gruppo: è rappresentato dalla colonna verticale degli elementi della tabella periodica. Gli elementi all'interno di un gruppo hanno proprietà chimiche simili. Sono in un solo tre schemi differenti di classificazione per i cupi che comprendono numeri romani e lettere A e B (prevalentemente usato in Nord America). In uno sforzo teso ad eliminare tale confusione l'Internazional Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) ha proposto una nuova conversione che numeri e gruppi semplicemente usando i numeri da 1 a 18.



v     Sulla tabella periodica si trovano:


- Metalli alcalini: disposti sull'estrema sinistra della tabella (Li, Na, K., Rb, Cs); questi elementi appartengono al gruppo IA, escludendo l'idrogeno. Questi elementi sono metalli teneri, lucenti che reagiscono rapidamente con l'acqua.

- Metalli alcalini terrosi: disposti sempre sulla sinistra della tabella (Be, Mg, Ca, Sr, Ba); questi elementi e, invece, appartengono al gruppo IIA. Anche essi sono metalli teneri e lucenti, ma reagiscono solo moderatamente con l'acqua.

-Alogeni: sono disposti sull'estrema destra della tabella (F, Cl, Br, I, Al). Gli alogeni sono elementi del gruppo VIIA. Sono molto reattivi colorati, sono in cassa alla temperatura ambiente o diventano tali a temperatura leggermente superiori a quelle ambientali.

- Gas nobili: si trovano sempre sull'estrema destra della tabella ed appartengono agli elementi del gruppo VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).


v     LA FORMA DELLA TABELLA

Gli elettroni:

1) Sono una delle tre particelle subatomiche fondamentali.

2) Hanno una massa piccolissima se paragonata ai protoni e ai neutroni.

3) sono localizzati all'esterno del nucleo dell'atomo.

4) si muovono rapidamente intorno al nucleo in un volume che definisce le dimensioni dell'atomo.

Il comportamento degli elettroni è descritto dalla "Meccanica quantistica".

durante primi anni del ventesimo secolo (1910-1930) almeno una grossa rivoluzione nel campo della fisica. Infatti, durante questo periodo divenne chiaro che le leggi radicate dalla fisica, proprio quelle leggi che erano state usate per molti anni per prevedere il comportamento degli oggetti macroscopici, non erano più in grado di spiegare il comportamento di entità estremamente piccole come gli atomi e gli elettroni. Il lavoro dei fisici europei a portare avanti questa conclusione. Essi furono capaci di formalizzare i numeri ci si applicano solo agli oggetti molto piccoli. Da queste nuove leggi, nel complesso chiamate meccanica quantistica, derivano le informazioni sulla disposizione e il comportamento degli elettroni intorno al nucleo.

Un grosso impulso dato dal fisico austriaco Schrodinger. Egli infatti dimostrò che le leggi della meccanica quantistica potevano essere utilizzate per caratterizzare il moto degli elettroni.

La teoria quanto-meccanica odierna descrive la disposizione degli elettroni in un atomo in funzione della loro energia. Le regia di un elettrone e la proprietà più importante, essa si manifesta principalmente nella sua velocità. Maggiore, quindi, sarà la sua energia, più alta sarà la sua velocità media. Più velocemente un elettrone viaggia, più velocemente tende a muoversi lontano dal nucleo a quale è legato.

Una delle più importanti caratteristiche dell'energia di un elettrone e che esse è una proprietà quantizzata, ovvero una proprietà che può assumere solo determinati valori, cioè che non tutti valori sono permessi. Dato che l'energia di un elettrone è quantizzata, un elettrone può avere solo determinate energie.

l'opposto della quantizzazione e la continuità. Le descrizione del comportamento degli elettroni implicano l'uso dei termini d'uscio, sotto guscio e orbitale.



v     Gusci elettronici


Gli elettroni con più alta energia tendono ad essere localizzati più lontano dal nucleo rispetto quelli con più bassa energia. Basandosi su queste considerazioni distanza-energia dal nucleo, gli elettroni possono essere raggruppati in gusci o in livelli principali di energia. Un guscio elettronico è una regione dello spazio intorno al nucleo che contiene gli elettroni che hanno approssimativamente la stessa energia e che rimangono la maggior parte del tempo approssimativamente alla stessa distanza del nucleo. Un numero, n, è utilizzato per identificare ciascun guscio elettronico. I gusci elettronici sono numerati 1,2,3 e così via, andando dal nucleo verso l'esterno. L'energia degli elettroni aumenta con la distanza del guscio dal nucleo. Gli elettroni nel primo guscio sono quelli con minore energia.

Il numero massimo di elettroni nei vari gusci elettronici varia. Più alta è l'energia del guscio, maggiore è il numero di elettroni che esso può contenere, e questo perché più lontani sono gli elettroni dal nucleo, più grande è il volume di spazio che essi hanno a disposizione.

Il guscio a più bassa energia (n=1) può contenere al massimo 2 elettroni. Nel secondo, terzo, quarto guscio, invece, possono essere posti 8, 18 e 32 elettroni.

Per calcolare il numero massimo di elettroni consentiti in ciascun guscio basta fare:

capacità del guscio elettronico = 2n ², dove n è il numero del guscio.

Esempio:

quando n = 4 il valore 2n

Inoltre sebbene esista una occupazione massima di elettroni per ciascun guscio o livello di energia, un guscio può contenere anche meno elettroni



v     SOTTOGUSCI ELETTRONICI

Tutti gli elettroni (due) nel primo guscio hanno la stessa energia, ma nei gusci a più alta energia ciò non è vero. Le loro energie sono simili ma non identiche. L'intervallo di energie per gli elettroni in un guscio è dovuto all'esistenza di sotto guscio elettronici o sottolivelli di energia degli elettroni. Un sottoguscio elettronico è una regione di spazio all'interno di un guscio elettronico che contiene elettroni con la stessa energia.



Il numero di sottogusci nei diversi gusci varia. Infatti un guscio contiene lo stesso numero di sotto guscio del suo numero di guscio enne; cioè


Il numero di sottogusci in un guscio = n dove n = numero di guscio


Così, ciascun guscio successivo a un sottoguscio in più del precedente. Il guscio 3 contiene quindi tre sottogusci, mentre il guscio 4 ne conterrà quattro e così via.

E sotto gusci sono identificati dal numero e da una lettera. Il numero indica il guscio a cui appartiene il sottoguscio, mentre le lettere, s, p, d, ed f (tutte lettere minuscole), denotano sottogusci di energia crescente all'interno del guscio. Il sottoguscio a più bassa energia in un guscio è sempre un sottoguscio s, il successivo è il p, poi d, e infine l'f. Il guscio 1 ha un solo sottoguscio l'1s. Il guscio 2 ha due sottogusci, il 2s e il 2p. Il guscio 3 ha tre sottogusci 3s, 3p e 3d e cosi via.

Un sottoguscio s può contenere massimo due elettroni. Quindi l'1s, 2s, 3s. 7s, hanno tutti una occupazione massima dei due elettroni. Mentre gli altri sottogusci avranno:

p: massimo 6 elettroni

d massimo 10 elettroni

f: massimo a 14 elettroni

Per esempio, nello guscio 4, il sottoguscio s contiene 2 elettroni, quello p ne contiene 6, quello d ne contiene 10, mentre quello f ne contiene 14, per un totale di 32 elettroni. Tale numero corrisponde all'occupazione massima del guscio 4, calcolata tramite l'operazione: 2n



v     Gli orbitali elettronici


Un orbitale elettronico è una regione di spazio in un sottoguscio elettronico in cui è probabile che si trovi un elettrone con una specifica energia. A

Un'analogia per le relazioni tra i gusci, i sottogusci e gli orbitali può essere trovata ad esempio in uno condominio. Un guscio sarà l'equivalente di un piano del condominio. Come ogni piano contiene degli appartamenti di diversa grandezza, un guscio contiene sottogusci di differente dimensione. Inoltre, come un appartamento contiene varie stanze, un sottoguscio contiene gli orbitali. Poi come un appartamento è un insieme di stanze; un sottoguscio è un insieme di orbitali.

Le caratteristiche degli orbitali, le stanze della nostra "casa dell'elettrone", sono:

Il numero di orbitali in un sottoguscio varia; risulta essere uno per i sottogusci s, tre per quelli p, 5 per quelli d e sette per quelli f.

Il numero massimo di elettroni in una capitale non varia. Esso è sempre uguale a 2.

La notazione utilizzata per distinguere gli orbitali è la stessa utilizzata per i sottogusci. Così, gli orbitali nel sottoguscio 4f sono chiamati orbitali 4f.

Così come gli elettroni in un sottoguscio hanno la stessa energia, anche tutti gli elettroni negli orbitali dello stesso sottoguscio avranno la stessa energia. Questo significa che l'indicazione del guscio e del sottoguscio è sufficiente per specificare l'energia di un elettrone.

Gli orbitali hanno dimensione e forma definite correlate al tipo di sottoguscio nel quale si trovano.

In ogni istante un elettrone può essere in un solo punto dell'orbitale, ma cosa del suo rapido movimento nell'orbitale stesso è come se"occuparsi" l'intero orbitale.

Orbitali nello stesso sottoguscio differiscono principalmente nell'orientamento. Gli orbitali dello stesso tipo, ma in differenti gusci (per esempio 1s, 2s 3s), hanno la stessa forma generale, ma differiscono per le dimensioni (volume).



*    LO SPIN ELETTRONICO

Un'altra caratteristica degli elettroni è che essi posseggono una proprietà chiamata spin elettronico. Quando in un orbitale sono presenti due elettroni essi hanno sempre valore di spin opposti; cioè uno ruota in senso orario, l'altro in senso antiorario.



v     CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE


Una configurazione elettronica è un resoconto di quanti elettroni un atomo ha in ciascun dei suoi sottogusci. Le configurazioni elettroniche indicano i livelli energetici degli elettroni presenti in un atomo.

Le configurazioni elettroniche non sono scritte utilizzando parole, ma simboli. I sottogusci  sono indicati usando una combinazione di numeri e lettere ( 1s, 2s, 2p, ecc.). Un apice segue la lettera che indica il sottoguscio specificando il numero di elettroni presenti in esso.

Utilizzando questa notazione, la configurazione elettronica dell'ossigeno sarà:

1s²2s²2p (si legge "uno-s-due, due-e-sue-, due-p-quattro")

In questo modo un atomo di ossigeno ha una disposizione elettronica di due elettroni nel sottoguscio 1s, due elettroni nel 2s e quattro nel 2p.



*    IL PRINCIPIO DELL'AUFBAU

Per determinare la configurazione elettronica di un atomo, viene utilizzata una procedura chiamata principio dell'Aufbau. Tale principio afferma che gli elettroni normalmente occupano i sottogusci elettronici in un atomo in ordine crescente di energia.

Gli elettroni non occupano questi sottogusci in modo casuale; esiste una regola basata sul principio dell'Aufbau, e cioè "gli orbitali vengono riempiti in ordine crescente di energia".



La disposizione dei sottogusci elettronici in termini di energia crescente è complessa perché le energie dei  sottogusci in differenti gusci elettronici spesso si sovrappongono. Iniziando dal guscio 4,uno o più gusci hanno energie più basse dei sottogusci a più alta energia di un guscio precedente, e così acquistano per primi gli elettroni. Per esempio, il sottoguscio 4s acquista elettroni prima del sottoguscio 3d.

Esempio:



1s, 2s, 3s, 3p 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d...





v    I diagrammi degli orbitali


Per specificare l'occupazione degli orbitali da parte degli elettroni sono necessari due principi:

Il principio dell'Aufbau;

La regola di Hund.

La regola di Hund afferma che quando gli elettroni sono posti in un insieme di orbitali di eguale energia (gli orbitali di uno sottoguscio), l'ordine di riempimento è tale che ciascuno orbitale sarà occupato da un elettrone, prima che uno degli orbitali accomodi un secondo elettrone.

Uno schema degli orbitali è un diagramma che mostra l'occupazione di ciascun orbitale di un atomo.

Tale schema per l'idrogeno, avente un unico elettrone, sarà:



H


1s


Un atomo di Elio, contenente due elettroni, entrambi dell'orbitale 1s, avrà tale schema:



He:





I due elettroni presenti hanno spin opposto. La notazione usata per indicare lo spin opposto è una freccia che punta in alto e l'altra verso il basso. I due elettroni si dicono appaiati. Gli elettroni appaiati sono due elettroni con spin opposto presenti nello stesso orbitale. Quando solo un elettrone è presente in un orbitale si dice che l'elettrone è spaiato. Un elettrone spaiato è  un singolo elettrone in un orbitale.

Gli atomi possono essere classificati come:

Paramagnetici: se l'atomo presenta una disposizione elettronica contenente una o più elettroni spaiati. La presenza di tali elettroni fa si che le sostanze paramagnetiche siano leggermente attratte da un magnete.

Diamagnetici: se l'atomo a una disposizione elettronica in cui tutti gli elettroni sono appaiati.



*    Configurazioni elettroniche e legge periodica

La conoscenza della configurazione elettronica degli elementi dalla spiegazione della legge periodica. Quest'ultima mette in evidenza come le proprietà degli elementi si ripetano in modo regolare. Questi elementi con proprietà chimiche simili sono posti uno sotto l'altro nelle colonne verticali (gruppi) della Tabella Periodica. Le proprietà chimiche si ripetono in maniera regolare tra gli elementi perché le configurazioni elettroniche si ripetono in modo regolare tra gli elementi.


v    configurazioni elettroniche e tabella periodica

v   



La specifica posizione di un elemento nella Tabella Periodica può essere usata per ottenere informazioni sulla sua configurazione elettronica.

Nella Tabella vi sono 2 colonne di elementi, nella parte centrale 10 colonne di elementi, alla destra un blocco di 6 colonne di elementi e nella parte inferiore, in due righe, 14 colonne di elementi. Il numero di colonne di elementi nelle varie regioni della tabella, 2, 6, 10 e 14, e lo stesso del numero massimo di elettroniche vari tipi di sottoguscio possono contenere. Questa è una considerazione importante e nonno, come sembrerebbe,1 coincidenza. Infatti le varie regioni descritte dalla Tabella sono chiamate l'area s (2 colonne), l'area p (6 colonne), l'area d (10 colonne), l'area f (14 colonne).

L'elettrone caratteristico di un elemento e l'ultimo elettrone aggiunto alla sua configurazione elettronica, quando vista e scritta in accordo con il principio dell'Aufbau. Quest'ultimo elettrone ha aggiunto è quello che determina la differenza tra la configurazione elettronica dell'elemento considerato rispetto a quello che lo precede nella tabella periodica.

Per gli elementi posti nell'area s della Tabella Periodica, l'elettrone caratteristico si trova sempre nel sottoguscio s, mentre gli elementi dell'area p hanno gli elettroni caratteristici nel sottoguscio p; allo stesso modo gli elementi delle arie d ed f avranno gli elettroni caratteristici nei rispettivi sottogusci d ed f.

L'aria di localizzazione di un elemento nella tabella periodica può essere usata per determinare il tipo di sottoguscio e contiene l'elettrone caratteristico.

Tutti gli elementi nella prima colonna di una specifica area contengono solo un elettrone nel sottoguscio, tutti gli elementi della seconda colonna contengono due elettroni nel sottoguscio e così via.


v    SISTEMI DI CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI

Gli elementi possono essere classificati in due diversi modi:

Un sistema basato sulle configurazioni elettroniche in cui elementi sono descritti come gas nobili, elementi rappresentativi, elementi di transizione o di transizione interna;

Un sistema basato su alcune proprietà fisiche degli elementi, in cui gli elementi sono descritti come metalli o non metalli.

I gas nobili sono tutti gli elementi nella colonna dell'estrema destra della tabella periodica. Essi sono tutti gassosi a temperatura ambiente e hanno una scarsa tendenza a formare composti chimici. Con una sola eccezione, l'elettrone caratteristico per un gas nobile completa sempre uno sottoguscio p. Perciò, essi hanno una configurazione elettronica che termina in p6. L'eccezione è l'elio, in cui l'elettrone caratteristico complete il primo guscio,1 guscio che ha solo due elettroni.

Gli elementi rappresentativi sono tutti gli elementi nelle aree s e p della Tabella con l'eccezione del gas nobili. In questi elementi l'elettrone caratteristico riempie completamente o parzialmente uno sottoguscio s o p.

Gli elementi di transizione sono tutti gli elementi nell'area d della Tabella. La caratteristica è la presenza dell'elettrone caratteristico in un sottoguscio d.

Gli elementi di transizione interna sono tutti gli elementi nell'aria f della Tabella. La caratteristica della loro configurazione elettronica e la presenza dell'elettrone caratteristico in un sottoguscio f.

Sulla base di alcune proprietà fisiche degli elementi, essi possono essere classificati in due diverse categorie:

Metalli: sono gli elementi che hanno come proprietà caratteristiche la lucentezza, la conduttività termica, la conduttività elettrica e la malleabilità. Con l'eccezione del mercurio, tutti i metalli sono solidi a temperatura ambiente (25 °C). I metalli sono buoni conduttori di calore e ed elettricità. La maggior parte dei metalli e duttile (può essere lavorato infili) e malleabile (può essere lavorata in fogli). Molti metalli hanno alta lucentezza, e elevata densità ed elevati punti di funzione. Inoltre con due eccezioni, tutti i metalli sono di un colore dal bianco argenteo alla grigio argenteo alla grigio smorto. Le due eccezioni sono il rame e il loro punto

Non metalli sono elementi caratterizzati dall'assenza della proprietà di lucentezza, conduttività termica, conduttività elettrica e malleabilità. Molti non metalli sono gassosi a temperatura ambiente (25 °C). L'unico non metallo liquido a temperatura ambiente è il bromo. Non pari allo stato solido solo il carbonio lo zolfo e il fosforo. In generale, i non metalli hanno densità e pronti di fusione più bassi dei metalli.

La maggioranza degli elementi sono metalli: solo 22 elementi sono mentali, il resto (91) sono metalli. La lì spessa a gradini che corre attraverso l'area p della Tabella separi metalli da non metalli; i metalli sono sulla sinistra e non metalli sulla destra. Fa eccezione l'idrogeno e pur essendo uno metallo e posto sul lato sinistro della tabella.

Molti non metalli sono relativamente abbondanti si trovano i non numerosi composti importanti essendo in minoranza rispetto i metalli. Ne è esempio l'acqua.


v    periodicità chimica


La periodicità chimica e la variazione nelle proprietà degli elementi in funzione della loro posizione nella Tabella.

Non tutti i metalli possiedono proprietà metalliche allo stesso modo. Per esempio, alcuni metalli sono migliori conduttori di elettricità di altri. Allo stesso modo, non tutti non metalli possiedono proprietà non metalliche dello stesso tipo.

Il carattere metallico e non metallico può essere correlato con la posizione dell'elemento nella Tabella.

Il carattere metallico aumenta da destra a sinistra all'interno di un dato periodo della Tabella.

Il carattere metallico aumenta dall'alto verso il basso all'interno di un gruppo della Tabella.

Simili, ma opposti, sono gli andamenti per il carattere non metallico:

E carattere non metallico aumenta da sinistra a destra all'interno di un dato periodo della Tabella.

Il carattere non metallico aumenta dal basso verso l'alto all'interno di un gruppo della tabella periodica.










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