Il russo Mendeleev nel 1869, enunciando la seguente legge “le proprietà degli elementi variano con cadenza periodica all’aumentare della massa atomica“, pubblicò la sua prima tavola periodica che chiamò Tavola Periodica degli elementi in cui dispose gli elementi ordinandoli in righe e colonne secondo il loro peso atomico crescente, e ponendo l’uno sotto l’altro quelli che mostravano proprietà chimiche e fisiche simili, in modo da formarne dei gruppi, lasciando degli spazi vuoti per elementi non ancora conosciuti, riuscendo così a prevederne l’esistenza.
Per un elemento X (vedere figura a lato).
Numero Atomico = n° di protoni = n° di elettroni = Z
Il numero atomico di un elemento è uguale al numero dei suoi protoni e coincide con il suo numero d’ordine nel sistema periodico. È generalmente indicato con “Z” e naturalmente esso indica anche il n° degli elettroni e quindi anche la loro disposizione intorno al nucleo.
Numero di Massa = n° di protoni + n° di neutroni = A
Il numero di massa atomica è la somma del numero dei protoni e dei neutroni. Esso è sempre un numero intero ed è generalmente indicato con “A”.
È possibile calcolare il numero dei neutroni, sub particelle atomiche che non influiscono sulle caratteristiche chimiche degli atomi:
Numero di neutroni = A – Z
Gli Isotopi sono atomi di uno stesso elemento che hanno una massa differente. Essi contengono lo stesso numero di protoni ma differente numero di neutroni, ed hanno identiche proprietà chimiche ma differenti proprietà fisiche.
ESEMPIO: L’idrogeno ha tre isotopi: 1H (protio) che presenta nel nucleo solo 1 protone, 2H (deuterio) 1 protone ed 1 neutrone, e 3H (trizio) 1 protone e 2 neutroni
Nella tavola periodica gli elementi si succedono in funzione del loro numero atomico crescente, organizzati in periodi (righe orizzontali) e gruppi (colonne verticali). Gli elementi che costituiscono un gruppo hanno proprietà fisiche e chimiche simili (hanno configurazione elettronica simile).
Gli atomi sono oggetti estremamente piccoli. Per esprimere le loro dimensioni, le unità di misura sono:
Osservando la tavola periodica osserviamo: il raggio atomico diminuisce lungo un periodo (aumenta la carica nucleare); il raggio atomico aumenta lungo un gruppo (gli elettroni occupano livelli energetici più esterni).
Si chiama energia di prima ionizzazione l’energia richiesta per staccare un elettrone da un atomo neutro. Il processo di ionizzazione può essere indicato nel modo seguente:
X + Energia -> X+ + e-
Dove X rappresenta l’atomo di un elemento generico, X+ il corrispondente ione positivo, e- l’elettrone rimosso.
Le energie di prima ionizzazione crescono da sinistra verso destra nell’ambito di un periodo, diminuiscono dall’alto verso il basso nell’interno di un gruppo. Le energie di ionizzazione successive sono più elevate rispetto alla energia di prima ionizzazione.
L’elettronegativà degli atomi esprime la tendenza ad attrarre a se gli elettroni messi in comune con altri atomi per raggiungere la stabilità. L’elettronegatività dipende dall’energia di ionizzazione e dall’affinità elettronica, perciò: un atomo che ha una bassa energia di ionizzazione e una bassa affinità elettronica tende a cedere piuttosto che ad acquistare elettroni (ad esempio è il caso degli elementi del Gruppo IA); al contrario un atomo che ha una elevata energia di ionizzazione e una elevata affinità elettronica, tende ad acquista piuttosto che a cedere elettroni (è il caso, ad esempio, degli elementi del Gruppo VIIA).
L’elettronegatività espressa con dei numeri adimensionali: agli elementi più elettronegativi spettano i valori più elevati. La scala dei valori di elettronegatività più famosa e più utilizzata è quella proposta dal chimico statunitense L. Pauling nel 1932. Sia l’energia di ionizzazione che l’affinità elettronica forniscono utili indicazioni sul modo di comportarsi degli atomi singoli, isolati, dei vari elementi nei confronti degli elettroni. Solo gli elementi del Gruppo VIIIA hanno una configurazione elettronica tale che gli atomi tendono a conservare inalterata la propria struttura, rifiutando sia la cessione sia l’acquisto di elettroni cioè, hanno elevata energia di ionizzazione e bassissima affinità elettronica.
In questa tabella sono riportati valori di elettronegatività che non coincidono con quelli riportati nella nostra tavola periodica, determinati e proposti da Pauling. In questa tabella, altresì, c’è una scelta di sistemazione diversa dei lantanidi e degli attinidi (il lantanio e l’attinio sono collocati nel blocco f anzichè nel blocco d).
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18. Reazioni che implicano trasferimento di elettroni e loro bilanc...
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21. Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea
22. Acidi e Basi
23. Acidi e Basi forti e deboli
24. Ruolo dell'acqua come solvente e come reagente
25. Equilibrio chimico in soluzione acquosa
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