3.5 – I Periodi
I Periodi sono le righe della tavola periodica, numerati dall’alto verso il basso.
A differenza dei Gruppi, lungo un periodo le proprietà chimiche degli elementi variano con continuità. Questo fenomeno ha una una semplice spiegazione: lungo un Periodo aumenta il numero atomico Z, ma resta costante il livello energetico n occupato dagli elettroni. La conseguenza immediata è che gli elementi hanno differente numero di elettroni esterni/di valenza (crescente verso destra) che li porta a reagire chimicamente e a formare legami in modo diverso.
Esempio:
Consideriamo il Periodo 2, quello cioè occupato da elementi quali litio, berillio, carbonio, azoto, ossigeno e così via. Prendiamo due elementi a caso, il litio e il fluoro, e scriviamone la configurazione elettronica nella forma compatta.
Per il litio (Z=3) : 1s2 2s1
Per il fluoro (Z=9): 1s2 2s2 2p5
Il livello energetico occupato dal litio e dal fluoro è n=2, ma hanno diversi elettroni esterni. Tutti gli altri elementi di questo periodo riempiranno solo n=2. Periodo 2 indica, quindi, il riempimento del livello n=2, Periodo 3 si riferisce all’n=3 e così via. Il litio è un metallo alcalino-terroso con 1 elettrone esterno e di valenza, il fluoro è un alogeno con con 7 elettroni esterni di cui 1 di valenza. Il primo tenderà a perdere l’elettrone per assumere la configurazione elettronica dell’elio (è conveniente energeticamente) e stabilizzarsi, il secondo tenderà ad acquistare un elettrone ed assumere, così, la configurazione elettronica del neon. Notiamo, quindi, che i due elementi si comporteranno diversamente da un punto di vista chimico sebbene riempiano lo stesso livello di energia: la causa è il diverso numero di elettroni che giacciono nell’ultimo orbitale occupato.
3.6 – Le proprietà degli elementi
Passiamo ora alla descrizione delle proprietà degli elementi e al modo in cui esse variano lungo i Gruppi e i Periodi nella tavola periodica.
Le suddette proprietà sono le seguenti:
- Carica nucleare effettiva;
- Elettronegatività;
- Affinità elettronica;
- Energia di ionizzazione;
- Raggio atomico.
Il consiglio che posso darvi è avere una tavola periodica a portata di mano per consultarla mentre leggete.
1. Carica nucleare effettiva e Raggio atomico
Definizione. La carica nucleare effettiva in un elemento è la carica reale che l’elettrone “sente” dal nucleo positivo di quell’elemento.
Possiamo immaginare questa situazione facendo un semplice esempio: una squadra di calcio composta da 11 giocatori. Consideriamo il portiere come il nostro nucleo; se il portiere vuole richiamare un attaccante, molto distante da lui, è molto probabile che questi non lo senta. Se, al contrario, vuole richiamare un difensore, lo sforzo che compirà sarà minore. La stessa situazione accade negli atomi: quanti più sono gli elettroni di un atomo, tanto più per il nucleo sarà difficile esercitare una forza attrattiva sugli ultimi elettroni (quelli di valenza) per tenerli uniti a lui. Questo perché dal nucleo agli elettroni di valenza ne sono presenti molti altri che fanno da schermo a tale forza attrattiva. In sintesi, la carica nucleare effettiva aumenta man mano che ci avviciniamo al nucleo.
Vediamo come varia la carica effettiva nella tavola periodica:
- Lungo i Gruppi: il numero di elettroni aumenta man mano che si scende in un gruppo e gli elettroni di valenza restano costanti. Per esempio nel Gruppo 1 l’elettrone di valenza è quello che giace nell’orbitale s, con n che varia (n=2,3…). Questo significa che ci saranno sempre più elettroni a schermare l’unico elettrone di valenza → La carica nucleare effettiva diminuisce
- Lungo i Periodi: il numero di elettroni esterni/di valenza lungo un periodo aumenta perché aumenta il numero atomico, mentre resta costante la n (il livello energetico). Il nucleo riuscirà ad esercitare una forza attrattiva maggiore perché gli elettroni nell’ultimo orbitale sono numerosi e “compatti” → La carica nucleare effettiva aumenta
Definizione. Il raggio atomico è il raggio (matematico) dell’elemento, assumendo che gli atomi siano delle sfere. Il raggio cresce quando cresce il numero atomico: più elettroni richiedono più orbitali (e livelli energetici) da occupare con conseguente aumento della distanza media degli elettroni di valenza dal nucleo.
Vediamo come varia il raggio atomico nella tavola periodica:
- Lungo i Gruppi: il numero atomico aumenta man mano che si scende in un gruppo e gli elettroni di valenza restano costanti. Questo significa che si riempiranno più livelli energetici n e che aumenta la distanza degli elettroni di valenza dal nucleo → Il raggio atomico aumenta
- Lungo i Periodi: il numero di elettroni esterni/di valenza lungo un periodo aumenta mentre resta costante la n, il livello energetico. Il primo fattore determina un affollamento maggiore nel livello energetico, il secondo determina stessa distanza dal nucleo. Gli elettroni esterni/di valenza tenderanno, perciò, a “piegarsi” sul nucleo (essendo “uniti” hanno una carica negativa più compatta) → Il raggio atomico diminuisce
Definizione. È l’energia minima necessaria per strappare un elettrone di valenza ad un atomo neutro isolato allo stato gassoso.
Questa energia è sempre maggiore di zero perché nessun elemento neutro ed isolato tende a perdere elettroni spontaneamente.
Vediamo come varia l’energia di ionizzazione nella tavola periodica:
- Lungo i Gruppi: in base alle considerazioni fatte nel capitolo precedente e ripetute per le altre proprietà, aumentano i livelli energetici (n=1, n=2, n=3) mente gli elettroni di valenza restano costanti: servirà meno energia per strappare un elettrone ad un atomo grande come il cesio (Gruppo 1) piuttosto che al sodio (Na). Il cesio, infatti, ha molti elettroni interni: il nucleo non riesce ad esercitare una forza attrattiva tenace sugli elettroni di valenza e permette loro di sfuggirgli facilmente→ L’energia di ionizzazione diminuisce
- Lungo i periodi: aumentano gli elettroni di valenza, ma n resta costante. Più elettroni di valenza hanno una compattezza maggiore nell’essere attratti dal nucleo, ma di contro serve un’energia elevata se si vuole strappare un elettrone all’atomo → L’energia di ionizzazione aumenta
3. Affinità elettronica
Definizione. È l’energia connessa alla formazione di uno ione negativo a partire da un atomo gassoso.
Essa aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.
4. Elettronegatività
Definizione. È la capacità di un atomo di attirare a sé gli elettroni quando è impegnato in un legame chimico.
L’elettronegatività è una delle proprietà più importanti e gioca un ruolo fondamentale nei legami chimici. Quando in una molecola si uniscono due atomi (o più) con differente elettronegatività, gli elettroni di legame si “spostano” verso l’atomo più elettronegativo della molecola; questi elettroni, cioè, trascorrono più tempo attorno all’atomo più elettronegativo perché attirati fortemente.
Vediamo come varia l’elettronegatività nella tavola periodica:
- Lungo i Gruppi: aumenta il numero atomico ed il livello energetico resta lo stesso. Confrontiamo, ad esempio, il fluoro (Z=9) con lo iodio (Z=53) (Gruppo VIIA). Entrambi nell’ipotetico legame chimico hanno acquistato un elettrone e si sono stabilizzati. La differenza sostanziale tra i due è il numero atomico: l’atomo di fluoro è meno affollato ed il suo nucleo riuscirà ad attirare l’elettrone di legame con forza maggiore poiché non ci sono elettroni interni che schermano tale forza. Il contrario si dica dello iodio → L’elettronegatività diminuisce
- Lungo i Periodi: aumentano gli elettroni esterni/di valenza e il livello energetico resta lo stesso. Gli atomi risulteranno ben disposti ad accettare anziché perdere elettroni per stabilizzarsi e quindi ad attirarli con forza maggiore una volta formatosi il legame → L’elettronegatività aumenta
