Tavola periodica degli elementi

In chimica, l'affinità elettronica è l'ammontare di energia assorbita quando un elettrone è aggiunto ad un atomo neutro isolato in fase gassosa per formare uno ione gassoso con una carica di -1. Ha un valore negativo quando è rilasciata.

La maggior parte degli elementi hanno affinità elettronica negativa. Questo significa che non necessitano di energia per acquistare un elettrone; al contrario, la rilasciano. Gli atomi più attratti all'acquisto di elettroni hanno un'affinità più negativa. Il cloro è l'elemento con affinità minore e quindi è quello che attrae più fortemente elettroni, il radon quello con affinità maggiore e quindi è quello che attrae più debolmente elettroni.

Nonostante l'affinità vari in maniera caotica nella tavola periodica, è possibile distinguere uno schema. In generale i non metalli hanno affinità più negativa dei metalli. I gas nobili sono un'eccezione, hanno affinità positive.

Comportamento dell'affinità elettronica:

* L'affinità elettronica è influenzata dalla regola dell'ottetto. Gli elementi del gruppo 17 (fluoro, cloro, bromo, iodio, ed astato) tendono a guadagnare un elettrone ed a formare anioni -1. I gas nobili nel gruppo 18 hanno già l'ottetto completo, quindi aggiungere elettroni richiede una grande quantità di energia, ma è possibile.
* Gli elementi del gruppo 2 a partire dal [berillio] e del gruppo 12 a partire dallo zinco hanno affinità positive, poiché questi elementi hanno orbitali s o d completi.
* Gli elementi del gruppo 15 hanno affinità basse, l'azoto persino positiva. La ragione è che anche un'orbitale pieno per metà da stabilità.
* L'affinità elettronica, in valore assoluto e salvo rare eccezioni, aumenta andando a destra nel periodo (poiché diminuisce lievemente il raggio (per via della forza attrattiva del nucleo) e aumenta il numero di elettroni sull'ultimo livello energetico, quindi l'atomo può raggiungere più facilmente la massima stabilità) e diminuisce scendendo nel gruppo (sia per la distanza dal nucleo, sia per l'incremento del numero atomico, quindi anche di elettroni che esercitano una forza repulsiva che tende a destabilizzare l'atomo).

L'affinità elettronica non è limitata agli elementi, ma si applica anche alle molecole. Ad esempio quella del benzene è positiva, quella del naftalene prossima a zero e quella dell'antracene positiva.

Caratteristica essenziale del metallo è la sua struttura che si ripete e regolare basata su una cella elementare. Le più comuni celle sono la c.c.c (cubica corpo centrato), c.f.c (cubica facce centrate; esempi: rame e alcune sue leghe, acciaio austenitico, leghe di alluminio o di nichel) ed e.c.(esagonale compatto).

Sottoraffreddato dallo stato liquido un metallo si solidifica in grani, le cui dimensioni sono immagine della temperatura a cui avviene il processo e i cui bordi rappresentano un'importante zona di discontinuità della struttura metallica. Maggiore è il sottoraffreddamento, minore sarà il raggio critico al di sotto del quale si decostruiscono gli embrioni dallo stato solido; inoltre per un maggior numero di embrioni che diventano grani risulterà minore la dimensione del grano metallico. Quest'ultimo aspetto ha fondamentale importanza nello studio della resistenza a deformazione: a temperatura ambiente la frattura a trazione avviene per rottura dei grani e non per distacco tra essi, a causa del maggior contenuto energetico, e quindi migliore coesione, associato alla distorsione dei giunti cristallini. Per contro all'aumentare della temperatura la maggiore mobilità dei difetti, concentrati nei giunti, ne abbassa notevolmente la coesione (frattura intercristallina).

I metalli non tendono a tenersi gli elettroni in eccesso per raggiungere la configurazione elettronica dei gas nobili: hanno quindi un basso potenziale di ionizzazione e una scarsa affinità elettronica. Il contrario accade per i metalloidi.

Il metallo è un materiale che riflette la luce conferendole una particolare tonalità (detta appunto metallica), un ottimo conduttore di calore e di elettricità, generalmente intaccato dagli acidi (con sviluppo di idrogeno) ma non dalle basi, spesso con buone caratteristiche di resistenza meccanica.

Queste caratteristiche sono tutte dovute al particolare tipo di legame presente fra gli atomi di una sostanza metallica: gli orbitali di legame, tutti fusi in un unico enorme orbitale grande quanto il singolo pezzo di metallo, e quindi detti collettivamente banda di legame, non sono saturati di elettroni ma presentano grandi spazi vuoti che consentono agli elettroni di muoversi liberamente all'interno del reticolo cristallino; si parla per questo di gas di elettroni. La disponibilità di tante cariche libere spiega bene l'ottima conducibilità elettrica e termica, insieme alla proprietà di assorbire e/o riflettere la luce totalmente anche in strati sottilissimi, di poche decine di atomi.

Generalmente gli elementi chimici metallici sono quasi tutti nella zona di transizione centrale della tavola periodica, fra i metalli alcalini e gli alogeni; sono quasi tutti di peso atomico medio o medio-alto; gli elementi metallici più leggeri possono essere portati allo stato metallico solo con difficoltà.

La carica nucleare efficace (o semplicemente carica efficace) è la carica di cui realmente risente un elettrone in un atomo polielettronico. Si dice "efficace" perché, a causa dell'effetto schermo degli altri elettroni, l'elettrone all'ultimo strato non risente totalmente della carica nucleare.

Solo nell'atomo di idrogeno, l'unico elettrone risente di una carica efficace equivalente alla carica nucleare. In tutti gli altri atomi, gli elettroni all'ultimo strato risentono invece di una carica efficace calcolabile mediante l'equazione:

Z^{*} = Z -\ S

dove Z* è la notazione usualmente adottata per indicare la carica nucleare efficace, Z è il numero di protoni e S è il numero medio di elettroni tra il nucleo e l'elettrone considerato ed è facilmente calcolabile tenendo conto delle regole di Slater. La carica nucleare efficace è caratteristica di ciascun elemento e, nella tavola periodica degli elementi, aumenta lentamente lungo il gruppo e aumenta lungo il periodo.

L'elettronegatività è una misura della capacità di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame covalente.

Il concetto di elettronegatività fu introdotto nel 1932 da Linus Pauling che propose la scala di elettronegatività che ne porta il nome. Sono state proposte varie scale di elettronegatività, le più utilizzate sono quella di Pauling e quella di Mulliken.
Andamento dell'elettronegatività lungo la tavola periodica [modifica]
Andamento dell'elettronegatività lungo la tavola periodica. Lungo un gruppo, dall'alto verso il basso, diminuisce. Lungo un periodo, da sinistra verso destra, aumenta.
Andamento dell'elettronegatività lungo la tavola periodica.
Lungo un gruppo, dall'alto verso il basso, diminuisce. Lungo un periodo, da sinistra verso destra, aumenta.
Indipendentemente dalla scala prescelta i valori di elettronegatività mostrano un andamento regolare lungo la tavola periodica. L'elettronegatività è infatti un esempio di proprietà periodica. In particolare i valori diminuiscono procedendo dall'alto verso il basso lungo un gruppo. in conseguenza di questo andamento l'elemento più elettronegativo è il fluoro mentre quelli meno elettronegativi (o più elettropositivi come talvolta si usa dire) sono cesio e francio. Questo andamento può essere facilmente spiegato alla luce della scala di Allred-Rochow. Secondo questa scala l'elettronegatività è proporzionale all'inverso del quadrato del raggio atomico, il quale aumenta procedendo dall'alto verso il basso lungo un gruppo e da destra a sinistra lungo un periodo.

L'energia di ionizzazione di un atomo o di una molecola è l'energia minima richiesta per strappargli un elettrone e portarlo a distanza infinita. Quindi l'energia necessaria per far avvenire il seguente processo:

X(g) → X+(g) + e− I1

Avendo impiegato nella definizione energia minima richiesta si vuole intendere che, se non specificato, ci si riferisce al processo in cui il catione generato si troverà nel suo stato fondamentale. In altri termini si può dire che l'energia di ionizzazione è la differenza di energia tra la specie X+(g) e X(g).
L'energia di ionizzazione viene talvolta chiamata EI1 o più spesso semplicemente I1, i pedici stanno ad indicare che si tratta della prima energia di ionizzazione.
In maniera analoga si definiscono le successive:

X+(g) → X2+(g) + e− I2

X2+(g) → X3+(g) + e− I3

etc.

Come è facile intuire quanto più un catione è carico positivamente tanto più difficile sarà strappare un ulteriore elettrone, di conseguenza I1 << I2 << I3 e così via. Per gli atomi il numero delle energie di ionizzazione è uguale a quello dei loro elettroni e quindi anche al loro numero atomico. Le molecole invece tendono a dissociarsi se private di elettroni e quindi in genere non si può andare oltre la prima o talvolta la seconda energia di ionizzazione.

L'unità di misura con cui vengono espresse è quasi sempre l'elettronvolt, eV, più raramente si usano i kJ/mol. La ionizzazione sia di un atomo che di una molecola è un processo endotermico e quindi le energie di ionizzazione sono sempre positive.

La tecnica più importante per la sua misura è la spettroscopia fotoelettronica.

l raggio atomico è convienzionalmente la metà della distanza internucleare tra due atomi dello stesso elemento, legati in modo covalente. Usualmente si misura il raggio atomico in picometri (pm) oppure in angstrom (Å).

Andamento nella tavola periodica

Il raggio atomico dipende soprattutto dalla carica efficace dell'elemento: all'aumentare della stessa, il raggio atomico diminuisce. Nella tavola periodica diminuisce quindi lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo: il crescente numero di protoni nel nucleo tende infatti ad attrarre a sé la nuvola elettronica, contraendo la forma degli orbitali. Non tutti gli elementi di transizione seguono l'andamento periodico, ma sono eccezioni di trascurabile deviazione. I lantanidi e gli attinidi subiscono, rispettivamente, la contrazione lantanoidea e la contrazione attinoidea.

Il gas nobile fa eccezione: due atomi dello stesso gas nobile non possono legarsi covalentemente tra loro, ma sono tenuti uniti dalle deboli forze di Van der Waals. La distanza internucleare aumenta e, conseguentemente, il raggio atomico.

Il raggio ionico indica il raggio assunto dall'atomo, supposto sferico e definito, dopo essere stato ionizzato, ovvero privato o fornito di un certa quantità di elettroni, gli elettroni di valenza. Esso diminuisce con l'aumentare del numero di ionizzazioni che l'atomo ha subito.

Quando un atomo è trasformato in uno ione positivo, si ha una contrazione di volume, poiché si verifica un netto aumento di carica positiva rispetto a quella negativa dovuto alla perdita di elettroni. Invece quando un atomo è trasformato in uno ione negativo, si ha un aumento di volume (e quindi anche del raggio), poiché vi è una diminuzione della carica effettiva del nucleo.

Anche i raggi ionici, come i raggi atomici, mostrano andamento periodico con il numero atomico: il raggio ionico aumenta dall'alto verso il basso lungo un gruppo della tavola periodica e diminuisce da sinistra verso destra lungo un periodo.

Il raggio ionico influenza sia le proprietà chimiche, quali ad esempio stabilità e reattività di una specie chimica, sia proprietà chimico-fisiche quali la forza ionica e la conduttività elettrica di una soluzione. Quindi, analizzando l'andamento dei raggi ionici, è possibile prevedere il comportamento e le caratteristiche chimiche di un elemento ottenendo solitamente un buon accordo con il risultato sperimentale.