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 VERSO IL SISTEMA PERIODICO
Alla fine del Settecento gli elementi conosciuti sono solo 22 ma, trent'anni dopo, Humphry
Davy e Jöns Jacob Ber

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nascita della tavola periodica, la sua struttura e storia, proprietà atomiche e andamenti periodici. fonte: testo zanichelli.

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VERSO IL SISTEMA PERIODICO Alla fine del Settecento gli elementi conosciuti sono solo 22 ma, trent'anni dopo, Humphry Davy e Jöns Jacob Berzelius portano a 55 il numero degli elementi isolati. La prima effettiva classificazione degli elementi avviene dopo il 1860 con Stanislao Cannizzaro che presenta un metodo attendibile per la determinazione delle masse atomiche. Nel 1863, John Newlands ordina gli elementi in base alla massa atomica e formula la legge delle ottave che introduce l'idea di periodicità, cioè la ripetizione a intervalli regolari di alcune proprietà chimiche, intuizione confermata da Julius Lothar Meyer: il volume atomico cresce in funzione della massa atomica con un andamento periodico. Tra il 1869 e il 1871, Dmitrij Ivanovič Mendeleev ordina gli elementi conosciuti in base alla massa atomica crescente legge periodica degli elementi H Na K Rb 11 IL SISTEMA PERIODICO Be Mg Ca Sr III B Al ? in IV C Si ? Sn N P As Sb VI O S Se Te VII F CI Br 1 Si può osservare che: • gli elementi con proprietà chimiche simili si trovano nella stessa colonna; • sono presenti due caselle vuote. Per gli elementi mancanti Mendeleev prevede il valore di massa atomica e le proprietà. Pochi anni dopo vengono scoperti il gallio e il germanio che presentano le caratteristiche previste da Mendeleev. LA MODERNA TAVOLA PERIODICA Nell'attuale tavola periodica, il criterio d'ordine non è più la massa atomica, ma il numero atomico, Z, crescente. La legge della periodicità è la seguente: le proprietà fisiche e chimiche degli...

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elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico Z. Le strutture elettroniche più esterne degli elementi si ripetono periodicamente, dopo aver completato un livello. Poiché gli elementi della stessa colonna presentano caratteristiche simili, ogni colonna è detta gruppo. In generale, il numero e la disposizione degli elettroni sul livello più esterno, simili per gli elementi dello stesso gruppo, determinano la somiglianza delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi di un gruppo. Gli elettroni più esterni sono chiamati elettroni di valenza. Gli elementi litio (Li), sodio (Na) e potassio (K) sono chiamati metalli alcalini e presentano una struttura elettronica caratteristica→Ciascun elemento ha un solo elettrone sul sottolivello più esterno s. Gli elementi berillio (Be), magnesio (Mg) e calcio (Ca) sono detti metalli alcalino-terrosi e le loro strutture elettroniche esterne sono simili→Hanno tutti due elettroni nel guscio di valenza, cioè nel sottolivello più esterno s. LA STRUTTURA DELLA TAVOLA PERIODICA 1. Il posto che ciascun elemento occupa nel sistema periodico dipende dal suo numero atomico Z(numero di protoni di un nucleo). 2. Gli elementi presenti sono 118 e tutti gli elementi successivi all'uranio sono artificiali 3. Le righe orizzontali formano 7 periodi. Indica il livello principale di energia sul quale è possibile trovare gli elettroni di valenza di tutti gli elementi del periodo. In ciascun periodo il numero di elettroni di valenza cresce da sinistra verso destra e le proprietà cambiano sistematicamente lungo il periodo. I primi 3 periodi=periodi brevi→sottolivelli s e p. Periodi da 4 a 7-lunghi periodi-sottolivelli d e f. 4. Gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, caratterizzati da una bassa reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile. 5. Le colonne verticali formano i gruppi 6. Fra i gruppi II e III si trovano gli elementi di transizione. 7. In fondo alla tavola periodica sono presenti le due serie dei lantanidi e degli attinidi. GRUPPI VI VII VIII 16 17 18 PERIODI WN - 5 69 7 I 1 3 sottolivelli s 19 Na Mg H 11 12 37 87 LI Be 55 11 2 K Rb Sr Cs B Fr 20 Ca 38 56 88 Ba Ra 3 21 4 Sc 5 6 58 7 Ce 8 Ti V Cr Mn Fo 22 23 24 25 26 Y Zr Nb 39 40 Rh Pd Ag Cd Mo To Ru 42 43 44 46 47 48 Pt Au Hg 78 79 80 La Hf Ta W Re Os 57 72 73 74 75 76 77 Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn 104 105 106 107 108 109 110 111 112 89 sottolivelli d 9 10 11 12 Co Ni Cu Zn 27 28 29 30 Ir sottolivelli f 13 13 B 31 81 Al Ga IV 14 C Si V 15 sottolivelli p N He F Ne 10 S CI Ar 8 9 Ge As Se Br Kr 32 33 34 35 36 Te In Sn Sb 1 Xe 49 50 51 52 53 54 TI Pb Bi Po At Rn 82 83 84 85 66 Nh FI Mo Lv Ts Og 113 114 115 116 117 118 P 15 16 17 18 Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 90 Gli strati elettronici corrispondono esattamente ai periodi del sistema periodico. Lo strato più esterno viene chiamato strato di valenza, poiché è quello che determina il comportamento chimico dell'elemento. La configurazione elettronica di ciascun elemento riportata nella tavola periodica, in corrispondenza del simbolo dell'elemento stesso, è abbreviata: tra parentesi quadra compare il simbolo del gas nobile che precede l'elemento e, a seguire, la disposizione degli elettroni nel livello energetico incompleto. I SIMBOLI DI LEWIS Per scrivere il simbolo di Lewis di un elemento, si riporta il suo simbolo chimico e intorno a esso si dispongono gli elettroni di valenza, un punto per ciascuno dei quattro lati. Usiamo le strutture di lewis solo per gli atomi che hanno nel livello esterno elettroni nei sottolivelli s oppure p. Il numero di puntini corrisponde al gruppo di appartenenza,eccezione è He che ne ha due. LE PRINCIPALI FAMIGLIE CHIMICHE Gli elementi che appartengono a uno stesso gruppo della tavola periodica presentano proprietà simili, perciò vengono definiti famiglie. L'idrogeno è isolato perché non è un metallo alcalino. La sua posizione è giustificata dalla presenza di un solo elettrone di valenza, ma allo stato elementare è presente come molecola diatomica. La famiglia del I gruppo comprende i metalli alcalini (ns¹): • sono particolarmente reattivi; hanno un elettrone di valenza che perdono facilmente; • a contatto con l'acqua liberano gas idrogeno. ● La famiglia del Il gruppo comprende i metalli alcalino-terrosi (ns²): • sono molto reattivi; hanno due elettroni di valenza che perdono facilmente; reagiscono con l'acqua ma meno vivacemente degli alcalini. Nel blocco d vi sono i metalli di transizione: •Reattività con acqua minore rispetto agli elementi I e II gruppo. •hanno un diverso numero di elettroni nel sottolivello d, ma proprietà simili; • sono utilizzati in leghe. Anche gli elementi del blocco f sono metalli: • i lantanidi sono chiamati terre rare, vengono usati in strumenti ad alta tecnologia; • gli attinidi sono radioattivi. Gli elementi con Z > 92, sono chiamati transuranici. La famiglia del gruppo VII comprende gli alogeni (ns²np5). allo stato elementare sono molecole diatomiche; • sono tutti elementi altamente reattivi; • prendono facilmente un elettrone. La famiglia del gruppo VIII comprende i gas nobili (ns²np6): hanno una reattività quasi nulla; il loro livello esterno è completo poiché, a parte l'elio che ha due elettroni, tutti gli altri hanno otto elettroni, quindi hanno una scarsa tendenza a reagire. PROPRIETA' ATOMICHE E ANDAMENTI PERIODICI Tra le proprietà che variano in modo periodico vi sono: il raggio atomico; ● › l'energia di ionizzazione; • l'affinità elettronica; • l'elettronegatività. IL RAGGIO ATOMICO Il raggio atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento fra i nuclei di due atomi dello stesso elemento. il raggio atomico aumenta 1 H 37 LI Na 186 K Il raggio atomico aumenta discendendo lungo un gruppo e diminuisce procedendo da sinistra a destra lungo un periodo. 227 Rb 248 Cs 265 Be Mg 160. Ca 197 Sr 215 Ba 222 il raggio atomico diminuisce V III B 85 Al 143 Ga 135 In 167 TI 170 IV с 77 Si 118 Ge Sn 9 140 N 75 122 120. 146 P 110 As Sb 140 Pb Bi 150 VI O O 73 S 103 Se 119 Te 142 Po 168 VII F O 72 CI 100 Br 114 1 133 At VIII He 31 Ne 71 Ar 98 Kr 112 Xe 131 Rn 140 141 magnesio 12 energia di ionizzazione Mg Le sue dimensioni sono dell'ordine di 1 Å (1 Å = 10–10 m). [Ne]3s² 738 1,31 elettronegatività configurazione elettronica -dipende dal numero quantico principale n, che lungo un periodo rimane invariato, ma aumenta scendendo lungo il gruppo -dipende dagli elettroni interni, che schermano la carica positiva del nucleo. lungo un periodo,da sinistra a destra, aumenta il numero atomico, la carica nucleare e il numero di elettroni-conseguenza: incremento delle attrazioni tra nucleo e elettroni→ diminuzione raggio atomico Scendendo lungo un gruppo gli elettroni più esterni vanno a occupare livelli più distanti dal nucleo. risentono meno dell'attrazione nucleare→raggio atomico aumenta. ENERGIA DI IONIZZAZIONE Mediante l'utilizzo di quantità di energia sufficientemente grandi, l'elettrone può essere definitivamente allontanato dal proprio nucleo. Tale processo si chiama ionizzazione e comporta la trasformazione dell'atomo in ione positivo (catione). || processo di ionizzazione Ag+ energia (E₁)→ A) + e può essere così schematizzato: L'energia di prima ionizzazione (Ei) di un atomo è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone dall'atomo stesso quando esso è isolato (cioè allo stato gassoso). L'energia di ionizzazione si esprime in kJ/mol. Se si fornisce una quantità crescente di energia, è possibile allontanare anche un secondo, un terzo, un quarto elettrone, e così via. Essa aumenta lungo un periodo della tavola periodica e diminuisce regolarmente scendendo lungo un gruppo. AFFINITA' ELETTRONICA E' l'energia che si libera quando l'atomo isolato in fase gassosa cattura un elettrone. Costituisce una misura della tendenza di un atomo a formare ioni negativi(anioni). -L'affinità elettronica si misura in kJ/mol ed è determinabile per via sperimentale -Aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. ELETTRONEGATIVITA' Grandezza che descrive il comportamento di un atomo quando interagisce con un altro. Misura la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni coinvolti in un legame. non è misurabile sperimentalmente. L'elettronegatività aumenta lungo un periodo, da sinistra a destra, e diminuisce lungo un gruppo, dall'alto verso il basso: • procedendo lungo un periodo diminuisce il raggio atomico e aumenta la forza con cui il nucleo attira a sé gli elettroni; scendendo nel gruppo aumenta il raggio atomico e diminuisce la forza con cui il nucleo attira a sé gli elettroni. L'elettronegatività non è una proprietà intrinseca di un elemento, poiché ha significato so quando un elemento si combina con un altro. PROPRIETA' CHIMICO FISICHE E ANDAMENTI PERIODICI Gli elementi, in base alle loro proprietà chimiche e fisiche, possono essere suddivisi in metalli, non metalli e semimetalli.

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Grazie, mi aiuterà molto perché stiamo insegnando questo argomento ora! 😁

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VERSO IL SISTEMA PERIODICO Alla fine del Settecento gli elementi conosciuti sono solo 22 ma, trent'anni dopo, Humphry Davy e Jöns Jacob Berzelius portano a 55 il numero degli elementi isolati. La prima effettiva classificazione degli elementi avviene dopo il 1860 con Stanislao Cannizzaro che presenta un metodo attendibile per la determinazione delle masse atomiche. Nel 1863, John Newlands ordina gli elementi in base alla massa atomica e formula la legge delle ottave che introduce l'idea di periodicità, cioè la ripetizione a intervalli regolari di alcune proprietà chimiche, intuizione confermata da Julius Lothar Meyer: il volume atomico cresce in funzione della massa atomica con un andamento periodico. Tra il 1869 e il 1871, Dmitrij Ivanovič Mendeleev ordina gli elementi conosciuti in base alla massa atomica crescente legge periodica degli elementi H Na K Rb 11 IL SISTEMA PERIODICO Be Mg Ca Sr III B Al ? in IV C Si ? Sn N P As Sb VI O S Se Te VII F CI Br 1 Si può osservare che: • gli elementi con proprietà chimiche simili si trovano nella stessa colonna; • sono presenti due caselle vuote. Per gli elementi mancanti Mendeleev prevede il valore di massa atomica e le proprietà. Pochi anni dopo vengono scoperti il gallio e il germanio che presentano le caratteristiche previste da Mendeleev. LA MODERNA TAVOLA PERIODICA Nell'attuale tavola periodica, il criterio d'ordine non è più la massa atomica, ma il numero atomico, Z, crescente. La legge della periodicità è la seguente: le proprietà fisiche e chimiche degli...

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elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico Z. Le strutture elettroniche più esterne degli elementi si ripetono periodicamente, dopo aver completato un livello. Poiché gli elementi della stessa colonna presentano caratteristiche simili, ogni colonna è detta gruppo. In generale, il numero e la disposizione degli elettroni sul livello più esterno, simili per gli elementi dello stesso gruppo, determinano la somiglianza delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi di un gruppo. Gli elettroni più esterni sono chiamati elettroni di valenza. Gli elementi litio (Li), sodio (Na) e potassio (K) sono chiamati metalli alcalini e presentano una struttura elettronica caratteristica→Ciascun elemento ha un solo elettrone sul sottolivello più esterno s. Gli elementi berillio (Be), magnesio (Mg) e calcio (Ca) sono detti metalli alcalino-terrosi e le loro strutture elettroniche esterne sono simili→Hanno tutti due elettroni nel guscio di valenza, cioè nel sottolivello più esterno s. LA STRUTTURA DELLA TAVOLA PERIODICA 1. Il posto che ciascun elemento occupa nel sistema periodico dipende dal suo numero atomico Z(numero di protoni di un nucleo). 2. Gli elementi presenti sono 118 e tutti gli elementi successivi all'uranio sono artificiali 3. Le righe orizzontali formano 7 periodi. Indica il livello principale di energia sul quale è possibile trovare gli elettroni di valenza di tutti gli elementi del periodo. In ciascun periodo il numero di elettroni di valenza cresce da sinistra verso destra e le proprietà cambiano sistematicamente lungo il periodo. I primi 3 periodi=periodi brevi→sottolivelli s e p. Periodi da 4 a 7-lunghi periodi-sottolivelli d e f. 4. Gli elementi che chiudono i periodi sono i gas nobili, caratterizzati da una bassa reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile. 5. Le colonne verticali formano i gruppi 6. Fra i gruppi II e III si trovano gli elementi di transizione. 7. In fondo alla tavola periodica sono presenti le due serie dei lantanidi e degli attinidi. GRUPPI VI VII VIII 16 17 18 PERIODI WN - 5 69 7 I 1 3 sottolivelli s 19 Na Mg H 11 12 37 87 LI Be 55 11 2 K Rb Sr Cs B Fr 20 Ca 38 56 88 Ba Ra 3 21 4 Sc 5 6 58 7 Ce 8 Ti V Cr Mn Fo 22 23 24 25 26 Y Zr Nb 39 40 Rh Pd Ag Cd Mo To Ru 42 43 44 46 47 48 Pt Au Hg 78 79 80 La Hf Ta W Re Os 57 72 73 74 75 76 77 Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn 104 105 106 107 108 109 110 111 112 89 sottolivelli d 9 10 11 12 Co Ni Cu Zn 27 28 29 30 Ir sottolivelli f 13 13 B 31 81 Al Ga IV 14 C Si V 15 sottolivelli p N He F Ne 10 S CI Ar 8 9 Ge As Se Br Kr 32 33 34 35 36 Te In Sn Sb 1 Xe 49 50 51 52 53 54 TI Pb Bi Po At Rn 82 83 84 85 66 Nh FI Mo Lv Ts Og 113 114 115 116 117 118 P 15 16 17 18 Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 90 Gli strati elettronici corrispondono esattamente ai periodi del sistema periodico. Lo strato più esterno viene chiamato strato di valenza, poiché è quello che determina il comportamento chimico dell'elemento. La configurazione elettronica di ciascun elemento riportata nella tavola periodica, in corrispondenza del simbolo dell'elemento stesso, è abbreviata: tra parentesi quadra compare il simbolo del gas nobile che precede l'elemento e, a seguire, la disposizione degli elettroni nel livello energetico incompleto. I SIMBOLI DI LEWIS Per scrivere il simbolo di Lewis di un elemento, si riporta il suo simbolo chimico e intorno a esso si dispongono gli elettroni di valenza, un punto per ciascuno dei quattro lati. Usiamo le strutture di lewis solo per gli atomi che hanno nel livello esterno elettroni nei sottolivelli s oppure p. Il numero di puntini corrisponde al gruppo di appartenenza,eccezione è He che ne ha due. LE PRINCIPALI FAMIGLIE CHIMICHE Gli elementi che appartengono a uno stesso gruppo della tavola periodica presentano proprietà simili, perciò vengono definiti famiglie. L'idrogeno è isolato perché non è un metallo alcalino. La sua posizione è giustificata dalla presenza di un solo elettrone di valenza, ma allo stato elementare è presente come molecola diatomica. La famiglia del I gruppo comprende i metalli alcalini (ns¹): • sono particolarmente reattivi; hanno un elettrone di valenza che perdono facilmente; • a contatto con l'acqua liberano gas idrogeno. ● La famiglia del Il gruppo comprende i metalli alcalino-terrosi (ns²): • sono molto reattivi; hanno due elettroni di valenza che perdono facilmente; reagiscono con l'acqua ma meno vivacemente degli alcalini. Nel blocco d vi sono i metalli di transizione: •Reattività con acqua minore rispetto agli elementi I e II gruppo. •hanno un diverso numero di elettroni nel sottolivello d, ma proprietà simili; • sono utilizzati in leghe. Anche gli elementi del blocco f sono metalli: • i lantanidi sono chiamati terre rare, vengono usati in strumenti ad alta tecnologia; • gli attinidi sono radioattivi. Gli elementi con Z > 92, sono chiamati transuranici. La famiglia del gruppo VII comprende gli alogeni (ns²np5). allo stato elementare sono molecole diatomiche; • sono tutti elementi altamente reattivi; • prendono facilmente un elettrone. La famiglia del gruppo VIII comprende i gas nobili (ns²np6): hanno una reattività quasi nulla; il loro livello esterno è completo poiché, a parte l'elio che ha due elettroni, tutti gli altri hanno otto elettroni, quindi hanno una scarsa tendenza a reagire. PROPRIETA' ATOMICHE E ANDAMENTI PERIODICI Tra le proprietà che variano in modo periodico vi sono: il raggio atomico; ● › l'energia di ionizzazione; • l'affinità elettronica; • l'elettronegatività. IL RAGGIO ATOMICO Il raggio atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento fra i nuclei di due atomi dello stesso elemento. il raggio atomico aumenta 1 H 37 LI Na 186 K Il raggio atomico aumenta discendendo lungo un gruppo e diminuisce procedendo da sinistra a destra lungo un periodo. 227 Rb 248 Cs 265 Be Mg 160. Ca 197 Sr 215 Ba 222 il raggio atomico diminuisce V III B 85 Al 143 Ga 135 In 167 TI 170 IV с 77 Si 118 Ge Sn 9 140 N 75 122 120. 146 P 110 As Sb 140 Pb Bi 150 VI O O 73 S 103 Se 119 Te 142 Po 168 VII F O 72 CI 100 Br 114 1 133 At VIII He 31 Ne 71 Ar 98 Kr 112 Xe 131 Rn 140 141 magnesio 12 energia di ionizzazione Mg Le sue dimensioni sono dell'ordine di 1 Å (1 Å = 10–10 m). [Ne]3s² 738 1,31 elettronegatività configurazione elettronica -dipende dal numero quantico principale n, che lungo un periodo rimane invariato, ma aumenta scendendo lungo il gruppo -dipende dagli elettroni interni, che schermano la carica positiva del nucleo. lungo un periodo,da sinistra a destra, aumenta il numero atomico, la carica nucleare e il numero di elettroni-conseguenza: incremento delle attrazioni tra nucleo e elettroni→ diminuzione raggio atomico Scendendo lungo un gruppo gli elettroni più esterni vanno a occupare livelli più distanti dal nucleo. risentono meno dell'attrazione nucleare→raggio atomico aumenta. ENERGIA DI IONIZZAZIONE Mediante l'utilizzo di quantità di energia sufficientemente grandi, l'elettrone può essere definitivamente allontanato dal proprio nucleo. Tale processo si chiama ionizzazione e comporta la trasformazione dell'atomo in ione positivo (catione). || processo di ionizzazione Ag+ energia (E₁)→ A) + e può essere così schematizzato: L'energia di prima ionizzazione (Ei) di un atomo è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone dall'atomo stesso quando esso è isolato (cioè allo stato gassoso). L'energia di ionizzazione si esprime in kJ/mol. Se si fornisce una quantità crescente di energia, è possibile allontanare anche un secondo, un terzo, un quarto elettrone, e così via. Essa aumenta lungo un periodo della tavola periodica e diminuisce regolarmente scendendo lungo un gruppo. AFFINITA' ELETTRONICA E' l'energia che si libera quando l'atomo isolato in fase gassosa cattura un elettrone. Costituisce una misura della tendenza di un atomo a formare ioni negativi(anioni). -L'affinità elettronica si misura in kJ/mol ed è determinabile per via sperimentale -Aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. ELETTRONEGATIVITA' Grandezza che descrive il comportamento di un atomo quando interagisce con un altro. Misura la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni coinvolti in un legame. non è misurabile sperimentalmente. L'elettronegatività aumenta lungo un periodo, da sinistra a destra, e diminuisce lungo un gruppo, dall'alto verso il basso: • procedendo lungo un periodo diminuisce il raggio atomico e aumenta la forza con cui il nucleo attira a sé gli elettroni; scendendo nel gruppo aumenta il raggio atomico e diminuisce la forza con cui il nucleo attira a sé gli elettroni. L'elettronegatività non è una proprietà intrinseca di un elemento, poiché ha significato so quando un elemento si combina con un altro. PROPRIETA' CHIMICO FISICHE E ANDAMENTI PERIODICI Gli elementi, in base alle loro proprietà chimiche e fisiche, possono essere suddivisi in metalli, non metalli e semimetalli.