Proprietà periodiche · Chimica

Quali sono le proprietà periodiche

Ricostruito dalle slide 1–3.

La tavola periodica è organizzata a blocchi (s, p, d, f) secondo l’ordine di riempimento degli orbitali visto nella lezione precedente: elementi dei gruppi principali (blocchi s e p), di transizione (blocco d) e di transizione interni (blocco f). Le proprietà atomiche da studiare sono:

numero atomico Z e configurazione elettronica, con il numero di elettroni di valenza;
dimensioni atomiche (raggi);
energia di ionizzazione;
affinità elettronica;
elettronegatività.

Sono “periodiche” perché variano in modo regolare lungo i periodi e i gruppi, in funzione della configurazione elettronica.

Carica nucleare effettiva e schermatura

Slide 5–9. Riprende il concetto della lezione del 12 ottobre.

Un elettrone in un atomo polielettronico subisce una forza coulombiana di attrazione dal nucleo e una forza di repulsione dagli altri elettroni. Per approssimare, si immagina che ogni elettrone senta una sola forza centrale attrattiva: quella del nucleo, diminuita dalla schermatura del campo medio degli altri elettroni.

Definizione

Zeff = Z − σ, dove Z è il numero atomico e σ è la costante di schermo. L’energia dell’orbitale è E_n ∝ −Zeff² / n².

Dai calcoli SCF di Clementi e Raimondi (1963): per n = 1, 2, 3 l’orbitale ns penetra più di np, quindi E(ns) < E(np), esattamente come nella lezione 4. Sulla tabella delle slide, l’elettrone più esterno vede:

	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
Zeff	1,28 (2s)	1,91 (2s)	2,42 (2p)	3,14	3,83	4,45	5,10	5,76

	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Zeff	2,51 (3s)	3,31 (3s)	4,07 (3p)	4,29	4,89	5,48	6,12	6,76

Definizione

Negli elementi rappresentativi Zeff aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e dall’alto in basso lungo un gruppo (slide 9): per esempio da Li (1,28) a Na (2,51).

I raggi atomici

Slide 4 e 10–11.

Non esiste un raggio unico: dipende da come lo si misura.

Definizione

Raggio metallico: metà della distanza tra i centri di due atomi contigui in un metallo.
Raggio covalente: metà della separazione tra due atomi uguali legati in una molecola (legame singolo).
Raggio di van der Waals: metà della distanza tra due atomi uguali di due molecole adiacenti.

Raggi atomici (metallici e covalenti) in pm, dalla slide 10:

Gruppo	1	2	13	14	15	16	17	18
1° periodo	H 37							He 31
2° periodo	Li 152	Be 112	B 85	C 77	N 75	O 73	F 72	Ne 70
3° periodo	Na 186	Mg 160	Al 143	Si 118	P 110	S 103	Cl 99	Ar 98
4° periodo	K 227	Ca 197	Ga 135	Ge 123	As 120	Se 117	Br 114	Kr 112
5° periodo	Rb 248	Sr 215	In 166	Sn 140	Sb 141	Te 143	I 133	Xe 131
6° periodo	Cs 265	Ba 222	Tl 171	Pb 175	Bi 155	Po 164	At 142	Rn 140

Definizione

Tendenza: il raggio diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo e aumenta dall’alto in basso lungo un gruppo (freccia di aumento sulla tavola della slide). Il grafico di raggio contro Z ha un andamento a dente di sega, con i massimi sugli alcalini (Li, Na, K, Rb, Cs).

Il perché, ricostruito dal corso: in un periodo il livello n è lo stesso ma Zeff cresce, quindi gli elettroni esterni sono tirati più vicino al nucleo; in un gruppo, scendendo, entra un nuovo livello n e il raggio cresce.

Procedura: confrontare i raggi di atomi e ioni

Stesso periodo: più a destra, più piccolo (Zeff maggiore). Esempio: Na 186 > Mg 160 > Al 143.
Stesso gruppo: più in basso, più grande (n maggiore). Esempio: Li 152 < Na 186 < K 227.
Atomo contro il suo ione: il catione è più piccolo, l’anione più grande.
Specie isoelettroniche (stesso numero di elettroni): il raggio diminuisce al crescere di Z: più protoni attirano gli stessi elettroni.

Raggi di cationi e anioni

Slide 12–15.

Definizione

Il catione è sempre più piccolo dell’atomo da cui deriva; l’anione è sempre più grande.

Confronto atomo contro ione (slide 13 e 14), in pm:

Specie	Atomo	Ione
Li	152	Li⁺ 78
Na	186	Na⁺ 98
K	227	K⁺ 133
Rb	248	Rb⁺ 148
Cs	265	Cs⁺ 165
F	72	F⁻ 133
Cl	99	Cl⁻ 181
Br	114	Br⁻ 195
I	133	I⁻ 220

Altri raggi ionici dalla slide 14: Be²⁺ 34, Mg²⁺ 78, Ca²⁺ 106, Sr²⁺ 127, Ba²⁺ 143, Al³⁺ 57, N³⁻ 171, O²⁻ 140, S²⁻ 184, Se²⁻ 198, Te²⁻ 211.

Specie isoelettroniche (slide 15), con 10 elettroni come il neon: F⁻ 133 > Na⁺ 98 > Mg²⁺ 78 pm. Gli elettroni sono gli stessi, ma con Z = 9, 11 e 12 la carica nucleare cresce e il raggio scende: Mg²⁺ è il più piccolo. S²⁻ (184 pm) è molto più grande perché ha un livello in più.

L’energia di ionizzazione

Slide 16–22.

Definizione

Energia di ionizzazione: l’energia minima richiesta per allontanare un elettrone da un atomo portandolo a distanza infinita, con energia cinetica nulla. X(g) → X⁺(g) + e⁻. L’energia dell’idrogeno è E_n = −Z²/n² · R_H, e il livello “ionizzato” a n = ∞ ha energia 0.

Energie successive: I₁ (prima), I₂ (seconda), I₃… per i processi X → X⁺, X⁺ → X²⁺, X²⁺ → X³⁺. Vale sempre I₁ < I₂ < I₃.

Tendenza generale (slide 17): l’energia di prima ionizzazione aumenta lungo un periodo da sinistra a destra e aumenta dal basso verso l’alto lungo un gruppo. Nel grafico I₁ contro Z (slide 21) i massimi sono i gas nobili (He 2373, Ne 2080, Ar 1521…), i minimi gli alcalini; ogni “dente” corrisponde al riempimento di un livello n = 1, 2, 3, 4, 5.

Prime energie dalla tabella (slide 18, kJ/mol):

Elemento	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
I₁	520	899	801	1086	1400	1314	1680	2080

Elemento	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
I₁	495,9	738,1	577,9	786,3	1012	999,5	1251	1521

Le due anomalie (slide 22, con i diagrammi a orbitali):

Be → B (e Mg → Al): I₁ scende (899 → 801). Il nuovo elettrone entra in un orbitale p, che penetra meno ed è meno stabile di s, quindi si toglie più facilmente.
N → O (e P → S): I₁ scende (1400 → 1314). In N tre elettroni stanno in tre orbitali 2p con spin parallelo (Hund); in O il quarto elettrone si appaia a uno dei precedenti e la repulsione tra i due nello stesso orbitale lo rende più facile da rimuovere.

La spiegazione delle anomalie è ricavata dalle figure e dalla lezione 4: nelle slide ci sono i diagrammi e i numeri, non il testo.

Procedura: ordinare per energia di prima ionizzazione

Parti dalla regola generale: cresce verso destra e verso l’alto.
Controlla le due eccezioni nel periodo: gruppo 2 sopra gruppo 13, e gruppo 15 sopra gruppo 16.
I gas nobili hanno sempre il massimo del periodo; gli alcalini il minimo.

Procedura: contare gli elettroni di valenza dalle energie successive

Nella tabella delle energie (slide 18 e 20) sono evidenziati Li e Be, Na e Mg, K e Ca.

Si cerca il salto grande tra due energie consecutive: indica che si comincia a togliere un elettrone interno (di core), a livello inferiore.

Li: I₁ = 520 e I₂ = 7300: un solo elettrone facile da togliere, quindi 1 elettrone di valenza.
Be: I₁ = 899, I₂ = 1757, I₃ = 14850: il salto è tra I₂ e I₃, quindi 2 elettroni di valenza.
Stesso schema per Na (495,9 → 4560) e Mg (738,1 → 1450 → 7730).

L’affinità elettronica

Slide 23–25.

Definizione

Affinità elettronica: il valore di segno opposto alla variazione di energia quando un atomo allo stato gassoso accetta un elettrone e forma un anione. X(g) + e⁻ → X⁻(g).

Esempi della slide: F(g) + e⁻ → F⁻(g): ΔH = −328 kJ/mol; O(g) + e⁻ → O⁻(g): ΔH = −141 kJ/mol. Il grafico dell’affinità in funzione di Z e la tavola periodica tridimensionale mostrano che l’effetto è massimo verso gli alogeni, in alto a destra.

Ndr

La slide dice che l’acquisto di un elettrone “avviene sempre con il rilascio di calore, EA < 0”. Non è sempre così: per i gas nobili e gli alcalino-terrosi il processo è endotermico, e anche il secondo elettrone (O⁻ → O²⁻) richiede energia. Inoltre, con la definizione “di segno opposto”, F avrebbe EA > 0; la slide usa invece EA come ΔH (−328 kJ/mol). Conviene tenere le due convenzioni distinte e controllare quale usa il prof all’esame.

Dai valori noti (non sulla slide): Cl ha un valore più negativo di F, circa −349 kJ/mol, nonostante F sia più in alto: a F il piccolo raggio rende più forte la repulsione dell’elettrone in arrivo.

L’elettronegatività

Slide 26.

Definizione

Elettronegatività assoluta di Mulliken: χ_M = ½ (I + E_a), la media tra l’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica. È la capacità di un atomo di attirare gli elettroni.

La scala di Pauling e quella di Mulliken concordano: χ_P = 1,35 · (χ_M)^1/2 − 1,37.

Le tavole periodiche tridimensionali della slide mostrano che l’elettronegatività cresce verso destra e verso l’alto, con il massimo in alto a destra, fluoro.

Nota

L’elettronegatività combina due proprietà già viste: un atomo molto elettronegativo ha I alta (trattiene i suoi elettroni) ed E_a molto negativa (acquista volentieri elettroni).

Energia di ionizzazione e reattività

Slide 27. Esempio: i metalli alcalino-terrosi in acqua.

M(s) + 2H₂O → H₂(g) + M(OH)₂ + Q (reazione esotermica, si libera calore), con le due semireazioni redox:

M(s) → M²⁺ + 2e⁻ (ossidazione del metallo);
2H₂O + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻ (riduzione dell’acqua).

Ndr

La slide scrive la seconda semireazione come “H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻”, che non è bilanciata: servono due molecole d’acqua.

Il titolo collega il tema all’energia di ionizzazione: più bassa è l’energia che serve per togliere gli elettroni di valenza (I₁ e I₂ per un alcalino-terroso), più il metallo è reattivo. Quindi la reattività cresce scendendo nel gruppo.

Da fare

Rifare le tre procedure di confronto: raggi, I₁, elettroni di valenza dalle energie successive.
Imparare le due anomalie dell’energia di ionizzazione (Be/B e N/O) con i diagrammi a orbitali.
Ripassare le specie isoelettroniche: raggio F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺.
Controllare con un compagno cosa ha sottolineato il prof sull’esame, e quale convenzione ha usato per l’affinità elettronica.
Continuare con i nomi e i simboli degli elementi 1–30, 35–38, 47, 53–56, 78, 79.