1. Scienza che studia la composizione, la struttura delle sostanze e le trasformazioni
che esse subiscono interagendo tra loro.
DEFINIZIONI
MATERIA = tutto ciò che esiste nell’Universo ed è dotato di massa.
FENOMENO = qualunque trasformazione che interessa la materia.
CORPO = porzione limitata di materia.
SOSTANZA = tipo di materia caratterizzata da proprietà specifiche sia fisiche che chimiche.
La sostanza può essere:
• semplice (o elemento) se non è scomponibile in sostanze più semplici e risulta costituita
da particelle tutte uguali (cioè atomi dello stesso tipo). In natura esistono 92 elementi
diversi. Es. ferro, rame, idrogeno, ossigeno, cloro …
• composta (o composto) se è formata da due o più sostanze e quindi da due o più tipi di
particelle (cioè atomi diversi). Sono quindi formati dall’associazione dei vari elementi.
Es. acqua, sale, zucchero, ammoniaca, calcare …

2. PROPRIETA’ FISICHE DELLA MATERIA
PROPRIETA’ CHIMICHE DELLA MATERIA
Sono quelle che colpiscono i sensi. Sono legate alla composizione della materia:
Le proprietà fisiche che dipendono dalle per esempio da quali sostanze è costituito un
dimensioni del corpo sono dette estensive corpo, dai rapporti quantitativi tra tali
(es. volume, peso); quelle che non sostanze, dalla reattività di queste, il peso
dipendono dalle dimensioni del corpo molecolare, il peso atomico.
sono dette intensive (es. temperatura,
densità, colore, consistenza al tatto).
TRASFORMAZIONE FISICA E TRASFORMAZIONE CHIMICA A CONFRONTO
La trasformazione fisica conduce a cambiamenti temporanei e reversibili della materia e non comporta
alcun cambiamento nella natura della sostanza.
Nessuna nuova sostanza compare come risultato di una trasformazione fisica. In essa vengono
modificate una o più proprietà fisiche di una sostanza quali lo stato di aggregazione, le dimensioni, la
forma. Ne sono esempio: la fusione, la dissoluzione di un sale, la riduzione in pezzi un materiale o la
magnetizzazione della polvere di ferro.
La trasformazione chimica è un processo nel quale cambia la natura chimica delle sostanze che vi
prendono parte e che perciò conduce a trasformazioni permanenti della materia.
Quando si formano una o più nuove sostanze queste differiscono da quelle originarie nella composizione e
nelle proprietà chimiche. I reagenti, le sostanze presenti prima della reazione, danno origine, dopo la
reazione, ai prodotti. Dal punto di vista macroscopico possiamo dire che è avvenuta una trasformazione
chimica se si osservano alcuni fenomeni quali: la formazione di bollicine (sviluppo di un gas),
riscaldamento o raffreddamento del recipiente di reazione (sviluppo o assorbimento di energia),
cambiamenti di colore, la formazione o la scomparsa di un solido, ecc.

3. CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI
In base ad alcune proprietà fisiche e chimiche vengono suddivisi in:
METALLI NON METALLI SEMIMETALLI
Proprietà fisiche: Proprietà fisiche: Essi sono sei: boro, silicio,
germanio arsenico.
Sono solidi a Sono gassosi o, se solidi
antimonio, tellurio.
temperatura ambiente sono fragili (es. P,I, S).
(eccetto il mercurio che L’unico liquido è il bromo. Proprietà fisiche:
è liquido), sono opachi, Possono essere opachi o
Presentano alcune
hanno lucentezza trasparenti. Non sono
caratteristiche dei metalli e
metallica, sono buoni lucenti. Non sono buoni
alcune dei non metalli
conduttori di calore ed conduttori di calore ed
elettricità, sono duttili e elettricità (eccetto il Proprietà chimiche:
malleabili. carbonio nella forma di
Hanno un comportamento
grafite) e non sono
Proprietà chimiche: anfotero (come anche
lavorabili.
alcuni elementi della parte
Si legano con
Proprietà chimiche: centrale della tavola
l’ossigeno generando
periodica), perché talvolta
ossidi basici, che con Si legano con l’ossigeno
si comportano da metalli e
l’acqua producono generando ossidi acidi,
altre volte da non metalli.
idrossidi (o basi) che con l’acqua
producono ossoacidi.

4. non metalli
semimetalli (metalli)

5. DEMOCRITO (IV sec. a.C.): particella infinitesima che costituisce la materia.
DALTON (1766-1844): propone la seguente teoria atomica (1803) ottenuta
dopo rigorose verifiche sperimentali.
•La materia è formata da atomi indivisibili e inalterabili
•Gli atomi di uno stesso elemento sono identici tra loro, ma diversi dagli
atomi di un altro elemento per dimensione, peso ecc.
•Le trasformazioni chimiche avvengono in seguito all’unione o alla
separazione dei vari atomi tra loro.
Alcuni problemi non risolti dalla teoria di Dalton:
1. Radioattività
2. Presenza delle cariche elettriche nella materia
3. Esistenza degli isotopi
4. Esistenza delle particelle subatomiche che costituiscono l’atomo (elettrone, protone,
neutrone)
Sulla base della teoria di Dalton possiamo definire che l’ ATOMO è l’unità alla base della
materia ed è perciò il più piccolo campione rappresentativo di un elemento.
Successivamente venne introdotto grazie ad Avogadro il concetto di MOLECOLA (dal latino
“piccola quantità”) definita come la più piccola unità strutturale di un composto chimico
non ionico che può esistere allo stato libero e che ne mantiene le medesime proprietà
chimiche.

6. Per descrivere queste entità, in modo univoco e riconoscibile da tutta la comunità scientifica, è
necessario possedere una simbologia (una sorta di alfabeto) e definire le loro masse (o pesi).
Vengono così introdotti:
•SIMBOLI CHIMICI: (Na, H, O, Au ..)
•FORMULA CHIMICA BRUTA O GREZZA : indica gli elementi presenti e il numero relativo di
atomi combinati di ciascun elemento in un composto (H2, H2O, NaCl, C6H12O6 …)
•FORMULA CHIMICA DI STRUTTURA: rappresenta in che modo gli atomi si legano tra loro in
una molecola.
•MASSA ASSOLUTA DI UN ELEMENTO (ma)
È la massa reale dell’atomo espressa in grammi.
•MASSA ATOMICA RELATIVA DI UN ELEMENTO (Ar)
E’ il rapporto tra la massa assoluta dell’elemento e la massa della dodicesima parte
dell’atomo di carbonio a massa 12 (12C) che viene indicata con u oppure uma = unità di
massa atomica.
1u = 1,67.10-24g
La massa atomica relativa di un elemento è riportata sulla Tavola Periodica.
Es. O = 16u significa che l’ossigeno è 16 volte la dodicesima parte del carbonio 12.
•MASSA MOLECOLARE RELATIVA DI UN COMPOSTO (Mr)
E’ la somma delle masse atomiche relative degli atomi che formano una molecola.

7. “Quando due o più elementi reagiscono,
per formare un determinato composto, si
combinano sempre secondo proporzioni
in massa definite e costanti.”
Es. 2H2 + O2 => 2 H2O
peso dell'idrogeno : 2x2 grammi = 4 grammi
peso dell'ossigeno : 2x16 grammi = 32 grammi.
Le singole quantità possono cambiare, ma il rapporto
sarà sempre 1:8.
“La somma delle masse delle sostanze
poste a reagire è uguale alla somma
delle sostanze ottenute dopo la
reazione.”
Es. 2H2 + O2 => 2 H2O
peso dell'idrogeno : 2x2 grammi = 4 grammi
peso dell'ossigeno : 2x16 grammi = 32 grammi
peso dell’acqua : 4+32= 36 grammi

8. “Se due elementi (es. carbonio e
ossigeno) si combinano fra loro per
dare più si un composto, le quantità
in peso di uno (ossigeno), che si
carbonio + ossigeno  monossido di carbonio (CO) combinano con una quantità fissa
1g + 1,33g = 2,33g dell’altro (carbonio), stanno fra di loro
carbonio + ossigeno  anidride carbonica (CO2) in rapporti esprimibili mediante
1g + 2,66g = 3,66g numeri interi, in genere piccoli.”
1,33 : 2,66 = 1 : 2
“Quando due gas, che si trovino
nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione, si
1 volume di ossigeno + 2 volume di idrogeno = 2 volumi di vapore acqueo combinano, i loro volumi stanno in
1:2:2 rapporto numerico semplice tra loro
1 volume di azoto + 3 volumi di idrogeno = 2 volumi di ammoniaca
1:3:2 e con il prodotto della reazione, se
questo è a sua volta un gas”
“Volumi uguali di gas diversi, nelle
stesse condizioni di temperatura e
di pressione, contengono lo stesso
numero di molecole”

9. E’ l’unità di quantità di sostanza e si esprime in grammi.
Possiamo definirla come la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (NA) di
particelle (atomi / molecole / ioni). Tale numero corrisponde a 6,023 . 1023.
La grandezza mole o massa molare viene indicata con M (mol) e la sua unità di misura è
g/mol.
Una mole di atomi di un elemento è la quantità in grammi di quell’elemento che corrisponde
alla sua massa atomica relativa (Ar) e contiene 6,023 . 1023 atomi di quell’elemento.
Es. 1 mole di atomi di Ca (Ar = 40,08) corrispondono a 40,08 g di Ca e contiene 6,023 . 1023.
10 moli di atomi di Ca corrispondono a 40,08x10 = 400,8 g di Ca e contengono 6,023 . 1024
Una mole di molecole di un composto è la quantità in grammi di quel composto che
corrisponde alla sua massa molecolare relativa (Mr) e contiene 6,023 . 1023 molecole di quel
composto.
Es. 1 mole di molecole di H2O (Mr = 18,016) corrisponde a 18,016 g di H2O e contiene 6,023.1023 molecole di
H2O. 10 moli corrispondono a 180,16 g di H2O e contengono 6,023 . 1024.
In condizioni normali di temperatura e pressione (t = 0°C, p = 1atm), la mole di qualsiasi
sostanza allo stato di gas occupa un volume fisso di 22,414 litri che viene definito volume
molare.

10. Dal 1860 al 1890: Crookes W. mediante dei tubi in vetro da lui ideati scopre i “raggi
catodici” che posseggono le seguenti caratteristiche:
•sono di natura corpuscolare;
•hanno scarso potere penetrante;
•sono particelle con carica elettrica negativa in quanto applicando un campo elettrico
dall’esterno, i raggi mostrano una deviazione verso la piastra positiva.
1896: Thomson J.J. continua gli studi con i tubi di Crookes calcolando il rapporto
carica/massa di queste particelle a cui dà il nome di “elettroni”.
1909: Millikan R.A. calcola la massa dell’elettrone.
1896: Goldestein utilizzando un particolare tubo di Crookes scoprì i “raggi anodici”.
Gli studi proseguirono con Wien W. che definisce le seguenti caratteristiche dei raggi
anodici:
•sono particelle materiali dotate di carica elettrica positiva;
•la loro intensità varia al variare del materiale utilizzato.
Queste particelle vengono battezzate da Thomson nel 1906 con il nome di “protoni” che
dimostra che la loro massa è 1836 volte più grande di quella dell’elettrone.

11. 1913: Moseley H.J. studiando la natura dei raggi X giunse alla conclusione che ciò che
caratterizza un elemento è il “numero atomico Z“, ossia il numero di protoni che lo
numero Z
costituisce.
1932: Chadwick J. scopre il neutrone, particella neutra contenuta nel nucleo.
Grazie a quest’ultima scoperta e grazie allo spettrometro di massa, fu possibile scoprire
che ogni elemento è composto da una miscela di nuclidi* detti “isotopi”. Queste particelle
hanno le stesse proprietà chimiche, perché sono atomi dello stesso elemento, ma con un
diverso numero di neutroni. Fu così introdotto il numero di massa A che rappresenta la
somma dei protoni e dei neutroni.
Per esempio la simboleggiatura che segue indica che l’elemento chimico neon è
composto da 3 isotopi con rispettivamente 10, 11 e 12 neutroni.
A
Z
*nuclide = nucleo di cui si conosce sia Z che A

12. I PRIMI MODELLI
Dopo Dalton i modelli interpretativi
dell’atomo hanno subito una
notevole evoluzione nel corso del
tempo.
Il modello più semplice è quello di
Thomson (1904): gli atomi erano
costituiti da sfere piene di carica
positiva in cui erano incastonati gli
elettroni (modello a panettone).

13. Tale modello non resse ai risultati sperimentali di Rutherford. Questi si servì di un semplice
laboratorio sperimentale in cui erano presenti alcuni pannelli fluorescenti, i ricevitori, disposti a
cerchio, al centro del quale venne posta una sottile lamina d’oro che venne bombardata con
nuclei di elio (α++): se il modello atomico di Thomson fosse stato corretto la totalità delle
particelle di elio avrebbero attraversato la lamina d’oro.
L'esperimento dimostrò invece che non tutti i nuclei di elio riuscivano passare la sottile lamina
d’oro, ma, con grande sorpresa dello scienziato, alcune particelle venivano deviate ed altre
ancora respinte dalla lamina (1 su 8.000).
Lo stesso Rutherford dimostrò la propria incredulità con una frase che passò alla storia:
"E' come sparare un proiettile di 14 pollici contro un foglio di carta e vederselo tornare
indietro."

14. Questo risultato gli suggerì che l’atomo è in gran
parte vuoto e possiede le seguenti caratteristiche:
• tutta la massa e la carica positiva dell’atomo è
concentrata in una piccola zona (= nucleo) in
grado di deviare le particelle di elio
•gli elettroni ruotano, a grande distanza dal
nucleo vincendo la forza coulombiana a cui sono
sottoposti.
Tale modello è detto “modello planetario”.
In base ai suoi calcoli dedusse che il raggio del
nucleo è 10.000 volte più piccolo del raggio
dell’atomo
Problema non risolto dal modello planetario
Secondo un dato sperimentale offerto dalla fisica
una particella elettricamente carica in movimento
perde incessantemente energia, quindi l’elettrone
dovrebbe prima o poi cadere sul nucleo
annientando l’atomo e quindi la materia.
Poiché ciò non accade il modello di Rutherford non
è completo.

15. MODELLO ATOMICO QUANTISTICO DI BOHR
Partendo dallo studio dello spettro di emissione dell'atomo di idrogeno e tenendo conto del
concetto di quantizzazione dell'energia introdotto da Planck, il fisico danese N. Bohr (1885-
1962) ipotizzò, nel 1913, un nuovo modello atomico che risolveva le contraddizioni del modello
atomico di Rutherford.
SPETTRI DI EMISSIONE A RIGHE QUANTIZZAZIONE DELL‘ ENERGIA ELETTROMAGNETICA
Secondo Planck, l'energia delle onde elettromagnetiche (e
Lo spettro in fisica è la figura di
quindi anche della luce) può esistere soltanto in forma di
diffrazione* creata dalla scomposizione
"paccchetti" discreti, definiti e limitati : i "quanti".
delle radiazioni elettromagnetiche (tra le
Il contenuto di energia di ogni quanto è
quali la luce) ottenuta con il passaggio di
direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione
questa attraverso un prisma di vetro. Una
elettromagnetica corrispondente, cioè:
sostanza gassosa a bassa pressione,
portata ad alta temperatura o sottoposta a
scariche elettriche, emette luce. Se con E=h.ν
uno spettroscopio si analizzano le dove E è l'energia del quanto, ν (ni) è la frequenza della
radiazioni emesse, si osserva uno spettro radiazione ed h la costante di proporzionalità, detta costante di
formato da una serie di righe nette di colori Planck (h = 6,625 x 10-34 J .s )
diversi su uno sfondo nero. Ogni elemento
chimico allo stato atomico produce un
proprio spettro a righe, diverso da quello di Spettro a righe dell’azoto
tutti gli altri, che ne permette
l'identificazione. Il numero di righe e la loro
lunghezza d'onda (corrispondente
ciascuna ad un colore) dipendono dal tipo
di elemento. Spettro a righe del ferro
* In fisica la diffrazione è un fenomeno di natura tipicamente ondulatorio che si verifica quando un’onda piana è bloccata da uno schermo dotato di un foro di
dimensioni paragonabili alla sua lunghezza d'onda. In questo caso l'onda che emerge al di là del foro assume una forma sferica, come se fosse prodotta da una
sorgente puntiforme posta nell'apertura stessa.

16. Il nuovo modello è basato sui seguenti postulati:
•STATO STAZIONARIO: negli atomi normalmente gli elettroni non emettono energia
STAZIONARIO
poiché si muovono lungo orbite preferenziali dette orbite stazionarie, caratterizzate da
una ben definita quantità di energia o livello energetico.
Tali orbite sono circolari e i loro raggi, r, sono ricavabili dalla seguente formula:
r = 53 . n2 (pm )
n = numero quantico principale, di valori: 1,2,3,4,…
pm = picometro ( =10-12 m)
•STATO ECCITATO assorbendo energia dall'esterno gli elettroni possono spostarsi da
un’orbita stazionaria ad un'altra.
- In seguito a ciò si dice che l’energia nell'atomo è quantizzata, cioè la quantità di energia
che assorbe un elettrone nel passaggio da un orbita all'altra è definita.
- Spontaneamente l'elettrone tenderà a tornare all'orbita stazionaria cedendo la stessa
quantità di energia assorbita prima, sotto forma di quanti di luce di frequenza
determinata.
ΔΕ = Εf – Εi = h ν

17. Per esemplificare il tutto, associamo ad ogni orbita un valore
simbolico di energia come indicato in figura :
Un elettrone può "saltare" da un'orbita ad un'altra più esterna se
riceve dall'esterno una energia pari alla differenza fra le energie
delle orbite. Per esempio, se un elettrone si trova nell'orbita ad
energia 10 e riceve energia 4 , allora passa nell'orbita 14.
Se ricevesse solo energia 3 esso non potrebbe fare il "salto" e
passare nell'orbita 14 !!!
Questo fatto è di fondamentale importanza.
Viceversa, se un elettrone si trova nell'orbita 14 può saltare
nell'orbita 10 cedendo energia 4 sotto forma di un fotone, un
quanto di energia elettromagnetica.
Se un elettrone si trova in un'orbita più esterna, esso può
passare ad un'orbita interna con un salto unico o con più salti.
Per esempio, un elettrone da 16 può passare a 10 emettendo
6 oppure emettendo 2 e 4 . Un atomo allora può emettere o
assorbire una serie molto complessa di energie, tutte le possibili
"combinazioni" delle differenze fra i livelli energetici.

18. SPIEGAZIONE DELLO SPETTRO DI EMISSIONE A RIGHE CON IL MODELLO DI BOHR
Consideriamo un gas rarefatto ed eccitiamolo per esempio dandogli energia tramite scariche
elettriche.
Gli elettroni, guadagnando energia dalle scariche elettriche, saltano continuamente su orbite
con energia maggiore.
Quando poi discendono, ritornando sul livello fondamentale, emettono fotoni di energia ben
precisa corrispondente alle differenza di energia fra i livelli energetici. Il risultato di tutto ciò è
uno spettro di emissione formato da righe ciascuna delle quali corrisponde all'energia
emessa che è direttamente proporzionale alla frequenza, essendo E = h . ν.

19. L’ATOMO OGGI
La vera rivoluzione fu data dal principio di indeterminazione di Heisenberg (1927)
Egli dimostrò che non è possibile determinare contemporaneamente posizione e velocità di un elettrone nello
spazio. Da ciò deriva che parlare di orbite percorse dall’elettrone è un non senso, perché il concetto di orbita
presuppone la capacità di determinare con precisione il moto di un corpo. Andava introdotto, allora, un nuovo
modello di interpretazione degli atomi, in cui si rinunciava a determinare con precisione assoluta il moto degli
elettroni e ci si accontentava di darne una descrizione probabilistica.
Nel 1926 Schrödinger (1887-1961; premio Nobel nel 1933) sviluppò una equazione differenziale
la cui soluzione è la funzione che rappresenta la posizione dell'elettrone rispetto alla sua energia;
questa funzione  è chiamata funzione d'onda.
L'equazione differenziale é:
in cui:
(2 / x2), (2 / y2), (2 / z2) sono le derivate seconde parziali della funzione  rispetto alle direzioni x, y
e z; m è la massa dell'elettrone; E è l'energia totale dell'elettrone (Etot); V è l'energia potenziale dell'elettrone
(Epot);  è la funzione d'onda. E' evidente che il termine (E-V) rappresenta l'energia cinetica (Ecin).
Sia E sia  sono incognite; trattandosi perciò di una equazione a due incognite, esisteranno infinite soluzioni
dell'equazione.
Questa equazione ci permette di conoscere l'energia dell'elettrone in funzione dei suoi spostamenti.
La funzione d’onda al quadrato ( per il fisico tedesco Max Born corrisponde alla densità di
probabilità ( probabilità per unità di volume infinitesimo) di trovare l’elettrone in base all’energia
che esso possiede, in una certa regione di spazio intorno al nucleo. Da questo si arrivò alla
definizione di orbitale:
“regione di spazio intorno al nucleo in cui è massima (almeno il 90%) la densità di probabilità di
presenza dell’elettrone, in base all’energia che esso possiede.”

20. Le caratteristiche degli orbitali possono essere descritte dai numeri quantici.
I numeri quantici sono così chiamati poiché definiscono grandezze atomiche quantizzate, sono
sempre interi (escluso l'ultimo, il numero quantico di spin) e sono di quattro tipi.
Il numero quantico principale n (enne) riguarda la quantizzazione della energia totale Etot
(corrisponde cioè ai livelli di energia) e può assumere i valori n =1, 2, ..., 7
Il numero quantico secondario o angolare l (elle) può assumere valori condizionati dal
valore di n: l = 0,1,2,...,(n -1). Tale numero indica la forma dell’orbitale.
Il numero quantico magnetico m (emme) indica il numero di orientamenti di un dato orbitale
nello spazio. Esso dipende da l e può assumere i valori interi da –l a +l.
Il numero quantico di spin ms indica il verso del moto rotatorio dell’elettrone intorno al
proprio asse, moto che può essere orario o antiorario. Esso assume i valori +1/2 e -1/2.
Viene indicato simbolicamente con due freccette ↑↓

21. Secondo il valore di l gli orbitali si indicano con nomi e simboli usati in spettroscopia. Quando
l = 0, vi è un solo orbitale s (da sharp, nitido), di forma sferica.
l = 1, vi sono tre orbitali p (da principal), di forma lobata, aventi la stessa energia ma orientati
nello spazio perpendicolarmente tra loro. Si indicano con px, py, pz.
l = 2, vi sono cinque orbitali d (da diffuse) aventi la stessa energia e di forma complessa.
l = 3, vi sono sette orbitali f (da fundamental) aventi la stessa energia, non rappresentabili con
figure geometriche.
Orbitali p
Orbitale s
Orbitali d

22. Tabella riassuntiva dei
primi quattro livelli
energetici
Principio di esclusione (Wolfgang Pauli 1900-1958, fisico austriaco): «Un orbitale può
contenere al massimo due elettroni. Quando sono due, hanno spin opposto».
Un orbitale può essere quindi essere vuoto, semivuoto (occupato da un solo
elettrone, definito “singoletto” e rappresentato con una freccia) o completo
(occupato da due elettroni). In quest’ultimo caso i due elettroni hanno spin
opposto e si rappresentano con due frecce di senso opposto.
Un orbitale “s” si rappresenta con un quadratino; i tre orbitali “p” con una serie
di tre quadratini, i cinque orbitali “d” con una serie di cinque quadratini e i
sette orbitali “f” con una serie di sette quadratini.

23. L ’energia di un orbitale (cioè l'energia degli elettroni che occupano quell' orbitale) dipende dal
numero quantico principale n ma anche dal numero quantico secondario l e quindi dalla
forma dell’orbitale. Ne deriva che l’energia degli orbitali non aumenta regolarmente con
l’aumentare di n poiché, per esempio, gli orbitali 4s hanno energia inferiore a quella degli
orbitali 3d e gli orbitali 7s hanno energia inferiore a quella degli orbitali 5f, pur essendo n
superiore in entrambi i casi. Ecco gli orbitali in ordine di energia crescente:
1s (2s 2p) (3s 3p) (4s 3d 4p) (5s 4d 5p) (6s 4f 5d 6p) (7s 5f 6d)
Regola di Hund : «Quando due elettroni occupano due orbitali aventi la stessa energia, per la
repulsione elettrostatica si dispongono nel maggiore numero possibile di tali orbitali, alla
massima distanza possibile, con spin parallelo».

25. Per un chimico o per chi studia chimica, la tavola periodica degli elementi è uno
strumento essenziale ed allo stesso tempo affascinante per la sua semplicità e
praticità, che svela una notevole potenzialità.
Dmitri Ivanovich Mendeleev
Il merito di quest’invenzione (1869) si deve al chimico russo Dmitri Ivanovich
Mendeleev (1834 - 1907) che dispose gli elementi allora noti, in uno schema di
colonne (gruppi) e righe (periodi) in ordine di massa atomica crescente.
La moderna tavola periodica invece ordina gli elementi in base al numero
atomico (sconosciuto ai tempi di Mendeleev).
Il fatto che il numero atomico cresca con la massa atomica ha permesso a
Mendeleev di disporre, inconsapevolmente, quasi tutti gli elementi con il numero di
protoni, e quindi anche di elettroni, crescente.
Esercizio: cerca sulla tavola periodica gli elementi che sono stati ordinati secondo il loro numero atomico,
ma che non risultano ordinati secondo la loro massa atomica.

26. La tavola periodica è divisa in
blocchi che individuano il tipo
Ia VIIIa d’orbitale che è riempito lungo il
IIa IIIa IVa Va VIa VIIa periodo.
In giallo abbiamo il “blocco s”, in
IIIb IVb Vb VIb VIIb VIII Ib IIb
azzurro il “blocco p”, in rosa il
“blocco d” e in verde il “blocco f”.
Il numero del periodo di un
elemento corrisponde al numero
quantico principale che individua il
guscio elettronico più esterno dei
suoi atomi (guscio di valenza).
Per i gruppi esistono due
numerazioni, una araba (da 1 a 18)
e una romana (che comprende
gruppi a e gruppi b).
Tutti gli elementi di uno stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni nel livello più esterno (cioè la
medesima configurazione elettronica esterna) con valori crescenti di numero quantico principale.
Per i gruppi a tale numero indica quanti sono gli elettroni nel guscio di valenza e viene detto numero di valenza.
La forza straordinaria della tavola periodica risiede nel fatto che la periodicità della configurazione
elettronica si riflette anche nella periodicità delle proprietà fisiche.
Questo ha permesso a Mendeleev di prevedere le proprietà di alcuni elementi a lui sconosciuti con notevole
precisione. Aveva infatti previsto l'esistenza del Ga (da lui chiamato ekaalluminio), dello Sc (ekaboro), del Ge
(ekasilicio), in cui aveva utilizzato la radice sanscrita "eka" (che significa "uno"), dato che questi elementi
venivano subito sotto, nella sua tavola periodica, di Al, B, Si.
I nomi attuali sono stati dati in onore degli stati da cui provenivano gli scopritori, Francia (Gallio), Svezia
(Scandio), Germania (Germanio).
Nella sua ipotesi mancavano i gas nobili (gruppo VIIIa o zero), che, date le difficoltà di individuazione legate alla
loro mancanza di reattività chimica, furono scoperti solo molto più tardi, ad opera di altri scienziati; questa
scoperta risolse un grosso problema di collocazione degli atomi nella tabella.

27. Prendiamo in rassegna i gruppi e i periodi:
Gruppo Ia o dei metalli alcalini: configurazione elettronica esterna s1 ↑
Gruppo IIa o dei metalli alcalino-terrosi: configurazione elettronica esterna s2 ↑↓
Gruppo IIIa: configurazione elettronica esterna s2p1 ↑↓ ↑
Gruppo IVa: configurazione elettronica esterna s2p2 ↑↓ ↑ ↑
Gruppo Va: configurazione elettronica esterna s2p3 ↑↓ ↑ ↑ ↑
Gruppo VIa: configurazione elettronica esterna s2p4 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
Gruppo VIIa o degli alogeni: configurazione elettronica esterna s2p5 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
Gruppo VIIIa o dei gas nobili: configurazione elettronica esterna s2p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
I gruppi b sono costituiti da elementi che riempiono gli orbitali d ed f di livelli più
interni. Sono definiti ELEMENTI DI TRANSIZIONE.

28. 1°periodo: comprende solo H ed He. E’ in fase di riempimento l’unico orbitale (s) del
primo livello.
2° periodo: comprende otto elementi. E’ in via di riempimento il 2° livello con gli
orbitali 2s e 2p.
3° periodo: comprende otto elementi. Sono via via riempiti gli orbitali 3s e 3p.
4° periodo: comprende diciotto elementi in quanto vi sono anche gli elementi di
transizione. Sono in via di riempimento gli orbitali 4s, 3d, 4p.
5° periodo: comprende diciotto elementi. Sono in fase di riempimento gli orbitali 5s,
4d, 5p.
6° periodo: comprende trentadue elementi. Vengono riempiti gli orbitali 6s, 4f, 5d,
6p. Gli elementi che riempiono l’orbitale 4f sono detti LANTANIDI,
perché hanno caratteristiche simili al lantanio in quanto rispetto a questo
elemento hanno configurazione esterna uguale, ma stanno riempiendo
un orbitale di livello interno che non comporta nessuna particolare
conseguenza sulle proprietà chimiche. Per rispettare le proprietà
periodiche questi elementi della prima serie di transizione interna
sono stati posti fuori del sistema.
7° periodo: comprende trentadue elementi. Vengono riempiti gli orbitali 7s, 5f, 6d,
7p. Gli elementi che riempiono l’orbitale 5f sono detti ATTINIDI perché
hanno caratteristiche simili all’attinio e costituiscono la seconda serie di
transizione interna.

29. IONI: PERCHE’ SI FORMANO
La configurazione elettronica degli atomi permette di prevedere gli ioni formati dai vari
elementi.
Abbiamo già detto che i gas nobili non sono reattivi, e questo vuol dire che la loro
configurazione elettronica, in cui sono completi gli orbitali s e p dello strato più esterno, è una
configurazione molto stabile.
Secondo la REGOLA DELL’OTTETTO DI LEWIS gli atomi dei vari elementi tendono a cedere
o acquistare (o condividere) elettroni in modo da raggiungere la configurazione elettronica del
gas nobile più vicino.
Poiché tutti i gas nobili (tranne l’elio) hanno 8 elettroni nello strato più esterno, possiamo anche
dire che configurazioni elettroniche con l’ottetto completo sono particolarmente stabili.
Gli ioni Mg2+, Na+, F– e O2– hanno tutti la stessa configurazione elettronica del neon (sono
isoelettronici con il neon), e quindi l’ottetto completo, così come Ca2+, K+, Cl– e S2– hanno tutti
la stessa configurazione elettronica dell’argon.
Si capisce ora perché i metalli (a sinistra del sistema periodico) formano cationi, mentre i non
metalli formano anioni.
Anche l’idrogeno, che è un non metallo, è capace di formare un anione, l’idruro H–, che è
isoelettronico con l’elio, e forma composti ionici noti come idruri.
Gli elementi di transizione hanno un comportamento più complesso, e possono
generalmente formare più di un catione.

30. Formule di Lewis
Secondo la simbologia di Lewis gli elettroni di valenza di un atomo sono
rappresentati da punti collocati attorno al simbolo dell'elemento.
I punti sono collocati uno alla volta sui quattro lati del simbolo e solo
successivamente accoppiati fino ad esaurire tutti gli elettroni di valenza.
Ad esempio:
• • •
:
:
:
Li• •Be• •B• •C• •N: •O: •F: : Ne:
• • •
:
:
N.B. nella simbologia di Lewis la collocazione esatta di ogni singolo punto non ha
importanza, esso può essere collocato indifferentemente su uno qualsiasi dei
quattro lati.
Si noti che non c'è sempre corrispondenza fra la disposizione dei punti nei simboli
di Lewis e la configurazione elettronica degli elementi.

31. RAGGIO ATOMICO: distanza dell’elettrone più esterno dal nucleo.
ATOMICO
•Nei periodi diminuisce procedendo da sinistra verso destra poiché all’aumentare di Z aumenta il numero di
protoni e quindi la carica positiva che eserciterà una maggiore forza di attrazione sugli elettroni. In questo
modo le fasce elettroniche (livelli) si troveranno più compresse verso il nucleo e quindi i loro raggi
diminuiscono.
Fanno eccezione gli elementi di transizione nei quali gli elettroni che si aggiungono in orbitali interni schermano
l’attrazione del nucleo sul livello più esterno.
•Nei gruppi aumenta procedendo dall’alto verso il basso poiché aumenta progressivamente il numero dei
livelli (n).
Poiché il raggio dipende dal livello elettronico più esterno occupato, il raggio di uno ione positivo è minore del
raggio dell’atomo neutro, mentre quello di uno ione negativo è maggiore.
ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE: energia da fornire ad un atomo isolato allo stato gassoso
IONIZZAZIONE
per strappargli un elettrone producendo uno ione monopositivo. L’energia di seconda
ionizzazione è quasi doppia rispetto la prima.
Tale energia dipende dal raggio atomico per cui:
•nei periodi aumenta perché più il raggio diminuisce più la forza attrattiva del nucleo sugli elettroni diventa
grande.
•nei gruppi diminuisce perché aumenta il raggio atomico e quindi l’attrazione del nucleo sugli elettroni è
minore

32. AFFINITA’ ELETTRONICA: energia liberata da un atomo isolato allo stato gassoso quando
ELETTRONICA
acquista un elettrone per trasformarsi in uno ione negativo.
Questa proprietà ci dà la misura della tendenza di un atomo a trasformarsi in uno ione negativo.
Tale energia dipende dal raggio atomico per cui:
•nei periodi aumenta perché più il raggio diminuisce più la forza attrattiva del nucleo sugli elettroni diventa
grande. In queste condizioni l’atomo attrarrà facilmente un elettrone per trasformarsi in uno ione negativo.
•nei gruppi diminuisce perché aumenta il raggio atomico e quindi l’attrazione del nucleo sugli elettroni è
minore. In queste condizioni l’atomo attrarrà difficilmente un elettrone per trasformarsi in uno ione negativo.
ELETTRONEGATIVITA’: può essere definita in due modi
ELETTRONEGATIVITA’
• capacità che un atomo possiede di attrarre verso di sé la coppia di elettroni di legame (Pauling
– 1932).
• media aritmetica tra l’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica (Mulliken – 1934)
Tale energia dipende dal raggio atomico come l’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica per cui:
•nei periodi aumenta
•nei gruppi diminuisce
Varia da un minimo di 0.7 del francio e del cesio, ad un massimo di 4 del fluoro.
Il valore della differenza di elettronegatività (Δe) di due atomi legati fra loro, ci permette di risalire alla natura
del legame chimico che li unisce.