la tavola periodica degli elementi

Mendeleev è il primo a classificare gli elementi in una schema basato sull'ordine crescente delle loro masse e a prevedere il posizionamento di elementi al suo tempo ancora sconosciuti: la sua rappresentazione è alla base dell'attuale tavola periodica degli elementi, ordinata per il numero atomico crescente.
(Guarda e impara con Ptable)

• Ora, la tavola periodica è composta da colonne, dette gruppi, e righe, dette periodi: per i periodi, gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente, mentre per i gruppi troviamo atomi con proprietà chimiche simili (come, per esempio, lo stesso numero di elettroni di valenza)
• Il numero del periodo indica anche il valore nel numero quantico principale "n" mentre il numero del gruppo (considerando i gruppi "A") indica il numero di elettroni di valenza degli elementi a lui appartenenti
• In particolare, tenendo conto solo della numerazione A:

1. Gli elementi del gruppo 1 si chiamano "alcalini"
2. Gli elementi del gruppo 2 si chiamano "alcalino-terrosi"
3. Gli elementi del gruppo 6 si chiamano "calcogeni"
4. Gli elementi del gruppo 7 si chiamano "alogeni"
5. Gli elementi del gruppo 8 si chiamano "gas nobili"

• Le proprietà degli elementi sono dette periodiche quando variano a seconda del numero atomico Z
• Tra le principali proprietà periodiche, troviamo:

1. Il raggio atomico (aumenta per il gruppo, diminuisce per il periodo)
2. Il volume atomico (aumenta per il gruppo e anche per il periodo ha un andamento regolare)
3. Elettronegatività (diminuisce per il gruppo, aumenta per il periodo)
4. Energia di ionizzazione (elevata nei gas nobili, anch'essa ha un andamento stabile)
5. Affinità elettronica (elevata negli alogeni, anch'essa ha un andamento stabile)
6. Elettroni di valenza (contando solo sui gruppi A, aumenta per il periodo; contando solo sui gruppi B, si mantiene costante per il periodo; rimane costante anche all'interno di ogni gruppo)

• Gli elementi sono divisi in tre categorie, facilmente individuabili sulla tavola periodica:

1. Gli elementi con bassa energia di ionizzazione tendono a cedere i propri elettroni per ottenere la configurazione elettronica più stabile: sono la maggior parte degli elementi sulla tavola periodica, in particolare quelli più a sinistra e tutti quelli di transizione e si chiamano metalli
2. Gli elementi con alta energia di ionizzazione tendono ad acquistare i propri elettroni per ottenere la configurazione elettronica più stabile: sono tra gli elementi più a destra, in particolare tutti i gas nobili e tutti gli alogeni e si chiamano non-metalli
3. Alcuni elementi possiedono proprietà intermedie tra non-metalli e metalli: sono solo sei (boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio e tellurio), sono compresi tra non-metalli e metalli nella tavola periodica e si chiamano semi-metalli

la geometria delle molecole

La geometria di una molecola ci aiuta a definire se una molecola è polare o apolare: i legami di una molecola sono orientati e quindi anche gli atomi coinvolti non sono disposti casualmente, ma secondo angoli precisi (angoli di legame). Grazie alla teoria del VSEPR possiamo prevedere la forma di una molecola e spiegarne alcuni comportamenti e proprietà.

• Secondo la teoria del VSEPR, gli atomi di una molecola si dispongono nello spazio intorno ad un atomo, l'atomo centrale (quello con più legami), in base alle forze repulsive che si stabiliscono fra le coppie di elettroni del livello di valenza, in modo da trovarsi il più lontano possibile tra loro .
• Come conseguenza, la forma di una molecola dipende da:

1. Le coppie elettroniche (di valenza) non condivise sull'atomo centrale
2. Il numero di atomi legati all'atomo centrale

• Se sull'atomo centrale non sono presenti coppie elettroniche libere, gli atomi sono distribuiti simmetricamente perchè tra loro equidistanti: la molecola risulta apolare e gli angoli di legame sono tutti uguali; in caso contrario, la molecola è polare perchè data la presenza di una o più coppie elettroniche non condivise sull'atomo centrale, gli elettroni degli altri atomi si dispongono il più lontano possibile da esse, risultando asimmetrici e con angoli di legame diversi.
• Ora, tra le molecole apolari, la loro disposizione nello spazio e l'ampiezza degli angoli di legame variano a seconda del numero di atomi legati a quello centrale:

1. Se l'atomo centrale è legato con altri due atomi, la molecola è lineare (angolo di legame = 180°)
2. Se l'atomo centrale è legato con altri tre atomi, la molecola risulterà planare triangolare con disposizione trigonale e atomi tra loro complanari (angolo di legame = 120°)
3. Se l'atomo centrale è legato con altri quattro atomi, la molecola sarà tridimensionale con disposizione tetraedrica (angolo di legame = 109,5°)

• Nelle molecole polari, invece, bisogna tenere conto anche del numero di coppie elettroniche non condivise dell'atomo centrale; tra le geometrie più ricorrenti:

1. Se l'atomo centrale è legato con altri due atomi e possiede una coppia elettronica non condivisa, la molecola risulterà piegata (angolo di legame = circa 120°)
2. Se l'atomo centrale è legato con altri due atomi e possiede due coppie elettroniche non condivise, la molecola risulterà piegata (angolo di legame = circa 104,5°)
3. Se l'atomo centrale è legato con altri tre atomi e possiede una coppia elettronica non condivisa, la molecola sarà tridimensionale con disposizione piramidale trigonale (angolo di legame = circa 108°)

(Per ulteriore spiegazione e approfondimenti)

legami intermolecolari

I legami intermolecolari, detti anche forze di Van der Waals, sono forze che tengono insieme tra loro le molecole quando la scarsa mobilità (stato solido, liquido) le avvicina e fa scaturire delle interazioni.

• Le forze di Van der Waals sono principalmente suddivise in:

1. Interazioni dipolo-dipolo
2. Forze di London
3. Legame a idrogeno

Ora, precisiamo le condizioni in cui quali interazioni si verificano:

• Le interazioni tra molecole apolari sono causate dalle forze di London, che si manifestano durante la formazione di dipoli istantanei: considerando la situazione statica, la molecola è apolare, ma la situazione reale è dinamica e quindi capita che in particolari momenti gli elettroni non siano distribuiti proprio del tutto uniformemente. Si creano quindi dei piccoli dipoli (detti istantanei) che influenzeranno altre molecole apolari vicine al punto di polarizzarle debolmente (formazione di dipoli indotti) e stabilire delle deboli interazioni (proprio le forze di London)
• Le interazioni dipolo-dipolo avvengono tra molecole polari: una molecola polare è in grado di generare un piccolo e debole campo elettrico sufficiente ad influenzare altre molecole polari nei dintorni che finiscono con l'avvicinarsi, l'orientarsi (secondo la regola che le cariche opposte si attraggono) e il legarsi (tramite questa interazione tra dipoli)
• Il legame a idrogeno è il legame intermolecolare più intenso: avviene soltanto tra molecole uguali (del tipo, le molecole di HF interagiscono tramite legame a idrogeno solo con altre molecole di HF), composte da idrogeno e atomi piccoli ma molto elettronegativi (fluoro, ossigeno, azoto).  In queste molecole gli elettroni sono talmente concentrati sull'atomo più elettronegativo che l'idrogeno funge quasi da protone (la differenza di elettronegatività è elevata e quindi anche la polarità) e influenza notevolmente gli altri atomi elettronegativi delle molecole vicine, richiamandoli verso di sè; il meccanismo di interazione è quello dipolo-dipolo, solo che il legame formatosi è molto più resistente

legami intramolecolari

Con legame chimico intendiamo le forze che tengono uniti tra loro atomi, piuttosto che ioni o molecole.

• Ora precisiamo i motivi della formazione di questi legami:

1. Gli atomi tendono spontaneamente a legarsi (mentre la rottura non è un fenomeno spontaneo)
2. L'energia complessiva dell'entità risultante è inferiore a quella del sistema formato da atomi isolati
3. Le forze attrattive di un nucleo sono in grado di attirare verso di sè anche gli elettroni di valenza di atomi vicini

• La capacità di un atomo di attrarre verso di sè gli elettroni di valenza messi in gioco durante la formazione del legame si chiama elettronegatività
• La quantità di energia (per mole) scaturita durante la formazione di un legame chimico è la stessa che serve per romperlo ed è definita energia di legame
• Ora precisiamo i tipi di legame che si formano:

1. Se la differenza di elettronegatività è inferiore a 1,9, il legame è definito covalente
2. Se la differenza di elettronegatività è superiore a 1,9, il legame è definito ionico
3. Se gli atomi coinvolti sono numerosi e con bassa energia di ionizzazione, si forma il legame metallico

• In particolare, il legame covalente: (Vedi per ulteriore spiegazione)

1.  Si definisce puro quando si forma tra atomi di stessi elementi (differenza di elettronegatività = 0) perchè gli elettroni sono distribuiti uniformemente dato che non c'è un atomo che attrae gli elettroni più dell'altro (o degli altri); in caso contrario, il legame covalente ottenuto si chiama polare perchè gli elettroni non sono distribuiti in modo uniforme visto che l'atomo più elettronegativo attrae con più intensità gli elettroni di legame verso di sè
2. Il legame covalente polare è uno dei fattori per cui una molecola, nell'insieme, è polare o apolare; l'altro fattore è la sua geometria (distribuzione simmetrica degli atomi nello spazio)
3. Il legame covalente polare da origine ad un dipolo elettrico: la nuvola elettronica si concentra di più sull'atomo più elettronegativo (gli elettroni sono prevalentemente in quella zona) quindi si forma uno squilibrio di cariche (Vedi per ulteriore spiegazione)
4. Un legame covalente dove gli elettroni di legame sono messi in gioco da un solo atomo è definito dativo, proprio per la partecipazione di un donatore (colui che cede gli elettroni) e di un accettore (l'atomo che li acquista)

• Il legame ionico: (Per approfondimenti)

1. Si forma per trasferimento diretto di elettroni da un atomo all'altro quando la differenza di elettronegatività è elevata (>1,9): in tal modo si forma un legame per mezzo di forze di attrazione elettrostatica tra i nuclei di due ioni di segno opposto (il catione, quello che li perde e l'anione, quello che li riceve) 
2. Il legame ionico è talmente forte che le elevate forze di attrazione influenzano anche gli altri atomi e ioni nei dintorni: succede, quindi, che ogni anione sarà circondato da sei cationi e viceversa, il che darà origine ad una distribuzione geometrica precisa nello spazio (più precisamente di un reticolo cristallino)

• La differenza di elettronegatività è correlata ad un fattore chiamato percentuale di ionicità, che esprime (in percentuale) quanti degli atomi presenti nel legame sono ioni: questo significa che un legame non è mai del tutto covalente (polare) o ionico, ma solo che nel legame ionico la quantità di ioni presenti nel legame è maggiore di quella degli atomi neutri presenti e viceversa (la soglia è posta alla differenza di elettronegatività di 1,9 perchè implica una percentuale di ionicità del 51%)
• Il legame metallico si forma tra atomi con bassa energia di ionizzazione (metalli) e quindi con pochi elettroni di valenza: avviene che questi atomi, quando sono abbastanza vicini, cedano i loro elettroni che quindi iniziano a circondare e a ruotare attorno a tutti i cationi metallo. Nonostante le forze repulsive tra i cationi, le forze attrattive esercitate tra cationi e elettroni prevalgono: gli elettroni ruotano attorno ai cationi che convergono e si dispongono ordinatamente nello spazio, formando un reticolo cristallino (solitamente cubico a corpo o a facce centrate)

storia dell'atomo

Una timeline con le tappe più importanti della storia dell'atomo
http://www.dipity.com/Alexio_radi/Storia-dellatomo/