TAVOLA PERIODICA
L'ORDINAMENTO
Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati secondo il loro numero atomico. Se si legge la tavola periodica come la pagina di un libro, si potrà constatare che è proprio così: se una riga finisce con un elemento avente numero atomico “x” , la riga successiva comincia con l'elemento a numero atomico “x+1”.
LA STRUTTURA
Sappiamo già che nella tavola periodica si distinguono 18 gruppi (le colonne, da 1 a 18) e 7 periodi (le righe, da 1 a 7). All'interno dei gruppi si distinguono in particolare 8 Grandi Gruppi, indicati anche con un numero romano: si tratta, partendo da sinistra, dei due primi gruppi e degli ultimi sei.
La tabella qui di seguito fornisce la relazione n° arabo/n° romano per ciascun grande gruppo, nonché l'eventuale nome specifico per alcuni di essi
N° arabo 1 2 13 14 15 16 17 18
N° romano I II III IV V VI VII VIII
Nome
specifico Metalli alcalini*
Metalli alcalino terrosi
Alogeni Gas rari
Formule di
Lewis
* Escluso l'idrogeno che non è un metallo
Osservando la tavola periodica presente nel libro di testo si nota una linea spezzata che parte al disotto del boro e che arriva fino al polonio: essa separa idealmente i metalli (a sinistra) dai non metalli (a destra). L'idrogeno si trova dalla parte dei metalli per ragioni che si vedranno più avanti:
in realtà esso è un non metallo, tanto che alcune tavole periodiche riportano la sua casella staccata da quelle degli altri elementi del primo gruppo
CARATTERISTICHE FISICHE
Abbiamo già notato le caratteristiche fisiche tipiche dei metalli: sono in genere solidi grigi, lucenti, duttili, malleabili, buoni conduttori di calore e di energia elettrica.
I non metalli hanno in genere caratteristiche opposte ai metalli: possono spesso trovarsi allo stato aeriforme. Uno di essi, il bromo, è un liquido molto volatile. A volte sono facilmente sublimabili.
Sono spesso colorati, opachi, e in genere cattivi conduttori.
CARATTERISTICHE CHIMICHE. I “NUMERI MAGICI”
Per quanto riguarda il comportamento chimico, ovvero la tendenza a legarsi con atomi della stessa specie o di altra specie, tutti gli elementi mostrano una certa reattività. Anzi, sulla base della reattività, già nel diciannovesimo secolo vennero fatti i primi raggruppamenti tra elementi affini.
Gli unici elementi che non mostrano alcuna reattività sono i gas rari, ovvero gli elementi appartenenti all'ottavo grande gruppo. Al contrario, gli elementi che immediatamente precedono i gas rari nella tavola periodica (gruppi VI e VII) o che immediatamente li seguono (gruppi I e II) mostrano una grande reattività: elementi del I e II, a volte anche III gruppo hanno grande tendenza a reagire con elementi del VI e VII gruppo.
Un elemento non reattivo viene anche detto “inerte” e si è pensato che l'inerzia degli elementi dell'VIII gruppo fosse dovuta ad una struttura atomica particolarmente stabile. Si è dunque pensato che il numero di elettroni dei gas rari allo stato atomico (che dunque coincide con i numeri atomici:
2, 10, 18, 36, 54, 86 (ecco i numeri magici!)) denotassero uno stato di particolare stabilità e che tutte le altre specie atomiche tendessero a raggiungere lo stesso stato di stabilità e quindi lo stesso
numero di elettroni di un gas raro, nella maniera la meno “laboriosa” possibile, cioè cedendo, acquistando o condividendo il minor numero di elettroni possibile.
Sulla base di tale ragionamento, si può avere una prima grossolana idea di come si possono comportare almeno gli elementi appartenenti ai sette grandi gruppi, facendo riferimento alla stabilità degli elementi dell'ottavo gruppo:
STATO ELETTRONICO
DELL'ELEMENTO COMPORTAMENTO
DELL'ELEMENTO FORMAZIONE DI ….
I 1 e- in più rispetto al gas raro che lo
precede nella TP Tende a perdere 1
elettrone Catione 1+ (numero di e- pari a quello del gas raro che lo precede nella TP)
II 2 e- in più rispetto al gas raro che lo
precede nella TP Tende a perdere 2
elettroni Catione 2+ (numero di e- pari a quello del gas raro che lo precede nella TP)
III 3 e- in più rispetto al gas raro che lo precede nella TP
Tende a perdere 3 elettroni
Catione 3+ (numero di e- pari a quello del gas raro che lo precede nella TP)
IV n° di e- intermedio tra il gas raro che lo precede e quello che lo segue nella TP
Tende a condividere 4
elettroni Atomo legato ad altri atomi a formare molecole (numero di e- pari a quello del gas raro che lo segue nella TP)
V 3 e- in meno rispetto al gas raro che
lo segue nella TP Tende a condividere 3
elettroni Atomo legato ad altri atomi a formare molecole (numero di e- pari a quello del gas raro che lo segue nella TP)
VI 2 e- in meno rispetto al gas raro che
lo segue nella TP Tende a condividere o
acquistare 2 elettroni Atomo legato ad altri atomi a formare molecole (numero di e- pari a quello del gas raro che lo segue nella TP) o Anione 2-
VII 1 e- in meno rispetto al gas raro che
lo segue nella TP Tende a condividere o
acquistar 1 elettrone Atomo legato ad altri atomi a formare molecole(numero di e- pari a quello del gas raro che lo segue nella TP) o Anione 1-
GLI ELETTRONI DI VALENZA
Sono gli elettroni che si trovano più lontani dal nucleo dell'atomo, sono quelli meno attratti dal nucleo e quindi più facilmente rimovibili. In quanto tali essi sono quelli che con più probabilità vengono coinvolti nei legami.
Per gli elementi dei sette grandi gruppi è molto facile determinare il numero degli elettroni di valenza in quanto esso coincide col numero del gruppo di appartenenza dell'elemento
I SIMBOLI DI LEWIS
Il simbolo di Lewis di un elemento è una maniera molto pratica per rappresentare l'elemento con i suoi elettroni di valenza. Tale simbologia è molto utile per la previsione dei legami. Nel simbolo di Lewis gli elettroni di valenza sono rappresentati dai punti che circondano il simbolo chimico dell'elemento. Nello schema riassuntivo che segue vengono riportati i simboli di Lewis degli elementi del secondo periodo (da notare la distribuzione dei punti attorno al simbolo: essa verrà commentata in classe)
Gruppo: I II III IV V VI VII VIII
n° e- v* 1 2 3 4 5 6 7 8
Simbologia Lewis:
* “e- v”: elettroni di valenza
