Struttura della Tavola Periodica

Struttura della Tavola Periodica

• La moderna tavola periodica differisce da quella di Dimitri Mendeleev per il numero di elementi e l'ordinamento basato sul numero atomico crescente anziché sulla massa atomica.
• La legge della periodicità afferma che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano periodicamente in funzione del loro numero atomico.
• Sono stati identificati 118 elementi nella tavola periodica, disposti in periodi (righe) e gruppi (colonne).
• I primi tre periodi sono chiamati brevi, mentre dal quarto al settimo sono detti lunghi.
• Da sinistra a destra, si passa da elementi metallici a non metallici, con una linea spezzata che separa i due tipi, partendo dal boro e terminando al polonio.
• Gli elementi adiacenti a questa linea sono i semimetalli.
• I gruppi sono rappresentati da numeri romani e lettere maiuscole A e B, distinguendo tra elementi tipici, di transizione e di transizione interna.
• Gli elementi in un gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili, mentre nei periodi variano gradualmente.
• I metalli alcalini hanno configurazione elettronica esterna NS1, sono solidi grigio-argento e relativamente teneri.
• I metalli alcalino-terrosi hanno configurazione esterna NS2 e sono piuttosto reattivi.
• Gli alogeni sono non metalli con configurazione esterna NS2 NP5, alta elettronegatività e tendenza a formare composti ionici con i metalli.
• I gas nobili sono monoatomici, incolori, inodori e insapori, con configurazione esterna NS2 NP6 (tranne l'elio) e scarsa reattività.
• La tavola periodica si può spiegare in base alle configurazioni elettroniche, suddividendola in blocchi s, p, d e f.
• Il blocco s contiene elementi con elettroni nell'orbitale s, il blocco p con elettroni nell'orbitale p, il blocco d con elementi di transizione e il blocco f con elementi di transizione interna.
• Il numero del periodo corrisponde al numero quantico principale N del livello più esterno.
• In un gruppo, il numero di valenza è pari al numero del gruppo stesso.
• Elementi nello stesso gruppo hanno configurazione elettronica esterna simile e seguono la legge di periodicità.
• L'ottetto elettronico conferisce stabilità ai gas nobili, spiegando perché i metalli di transizione non lo raggiungono completamente.
• Lantanidi e attinidi hanno il sottolivello s dell'ultimo livello completo e riempiono gli elettroni rimanenti nel sottolivello f del terzultimo livello.
• La configurazione elettronica si determina in base alla posizione dell'elemento nel sistema periodico senza memorizzare l'energia degli orbitali.
• La periodicità della configurazione elettronica di valenza si riflette nelle proprietà atomiche osservabili.

Proprietà Periodiche

• Le principali proprietà periodiche sono il raggio atomico, l'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica e l'elettronegatività.
• Variano regolarmente lungo i periodi e i gruppi.
• Il raggio atomico è metà della distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti in una molecola o cristallo, misurato in picometri.
• Il raggio atomico varia in funzione del numero atomico.
• In un gruppo aumenta dall'alto verso il basso a causa dell'aumento della carica protonica.
• Lungo un periodo diminuisce da sinistra a destra, influenzato dal numero quantico principale N e dalla carica nucleare efficace.
• La carica nucleare efficace è la carica positiva percepita dagli elettroni esterni, che modula l'attrazione sugli orbitali.
• In un gruppo, la carica nucleare efficace non varia significativamente le dimensioni atomiche.
• L'energia di ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro o ione in fase gassosa, sempre positiva.
• In un gruppo diminuisce dall'alto verso il basso, poiché il raggio atomico aumenta e l'attrazione nucleare sugli elettroni esterni si riduce.
• Lungo un periodo aumenta da sinistra a destra, poiché il raggio atomico si riduce e la carica nucleare efficace cresce.
• I metalli alcalini hanno basse energie di ionizzazione, mentre i gas nobili hanno alte energie di ionizzazione.
• Il boro ha un'energia di ionizzazione inferiore al berillo a causa della posizione del suo elettrone esterno nell'orbitale 2p.
• Per rimuovere ulteriori elettroni è necessaria energia crescente, perché gli ioni risultanti hanno carica positiva maggiore.
• L'affinità elettronica è l'energia rilasciata quando un atomo isolato in fase gassosa acquisisce un elettrone formando un anione.
• Se l'affinità elettronica è negativa, è necessario fornire energia per aggiungere l'elettrone, rendendo l'anione meno stabile.
• L'affinità elettronica aumenta lungo un periodo da sinistra a destra e diminuisce in un gruppo dall'alto verso il basso.
• Gli alogeni hanno alte affinità elettroniche perché l'elettrone aggiuntivo occupa un orbitale P vicino a un nucleo con alta carica efficace.
• I gas nobili hanno affinità elettroniche inferiori allo zero, coerentemente con la loro inerzia chimica.
• Gli alcalino-terrosi hanno bassa propensione ad acquisire elettroni a causa del sottolivello s completo.
• Le irregolarità nell'andamento dell'affinità elettronica si spiegano considerando le configurazioni elettroniche.

Carattere Metallico

• La maggior parte degli elementi sono metalli, solidi lucenti, malleabili e buoni conduttori di calore ed elettricità.
• A livello atomico, i metalli tendono a perdere elettroni facilmente a causa della bassa energia di ionizzazione.
• Alta reattività metallica implica che i non metalli hanno alta affinità elettronica e acquisiscono elettroni.
• I semimetalli possono comportarsi sia come metalli che come non metalli.
• Il carattere metallico è legato all'energia di ionizzazione e all'affinità elettronica.
• Elementi con bassa energia di ionizzazione e bassa affinità elettronica sono più metallici.
• In un gruppo, il carattere metallico aumenta dall'alto verso il basso, mentre in un periodo diminuisce da sinistra verso destra.