Elementi del periodo 2

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Un elemento del periodo 2 è uno degli elementi chimici nella seconda riga (o periodo) della tavola periodica degli elementi.

Essi sono:

Elementi chimici del secondo periodo
Gruppo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
#
Nome
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
e-conf.
Metalli alcalini Metalli alcalino terrosi Lantanoidi Attinoidi Metalli di transizione
Metalli di post-transizione Metalloidi Non metalli Alogeni Gas nobili

Dal punto di vista della struttura atomica in questi elementi avviene il progressivo riempimento degli orbitali 2s (in litio e berillio) e degli orbitali 2p (nei sei rimanenti elementi da boro a neon).

Il periodo 2, chiamato normalmente anche secondo periodo, è il primo della tavola periodica per il quale abbia senso parlare di proprietà periodiche degli elementi considerati. Il periodo 1 infatti contiene solo due elementi (idrogeno e elio) ed è quindi impossibile trarre andamenti significativi, tanto più che la collocazione dell'idrogeno nella tavola periodica è dovuta a motivi convenzionali e sono state proposte varie possibilità.[1]

Andamenti generali delle proprietà degli elementi del periodo 2[modifica | modifica wikitesto]

Raggi atomici calcolati per gli elementi del periodo 2 (picometri).

Negli elementi del periodo 2 al crescere del numero atomico si osservano le attese variazioni delle proprietà periodiche, cioè delle proprietà fisiche e chimiche dei vari elementi. Ad esempio si osserva una diminuzione del raggio atomico (figura) e un aumento dell'energia di ionizzazione, dell'elettronegatività e dell'affinità elettronica.[2][3]

Riguardo il comportamento chimico in generale si possono fare le seguenti considerazioni.[2][3] Gli elementi del periodo 2 vanno da litio a neon. I sette elementi da litio a fluoro sono i primi elementi dei loro gruppi. Questi sette elementi hanno varie proprietà in comune con i loro congeneri più pesanti, dato che hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma molto spesso mostrano anche differenze notevoli. Ad esempio, ossigeno e azoto sono gas formati da molecole biatomiche (O2 e N2), mentre zolfo e fosforo sono solidi con molecole poliatomiche o catene (ad es. S8 e P4). In pratica, nei gruppi 13-16 il primo elemento del gruppo si differenzia notevolmente dai congeneri superiori, e quindi non è utile considerare boro, carbonio, azoto e ossigeno come prototipi di comportamento del rispettivo gruppo. I gruppi 1 e 17 sono invece più omogenei, nel senso che i primi elementi (litio e fluoro) mostrano più strette analogie con gli altri elementi del loro gruppo. Il gruppo 2 è in una situazione intermedia: il berillio è ancora abbastanza simile ai congeneri superiori, ma le differenze sono più marcate rispetto ai gruppi 1 e 17.

Stabilità di cationi e anioni[2][3][modifica | modifica wikitesto]

Energia di prima ionizzazione negli elementi del periodo 2.

Lungo il periodo si osserva una progressiva variazione della stabilità di cationi e anioni dei vari elementi. Il motivo di questo andamento si può desumere considerando come varia l’energia di prima ionizzazione negli elementi lungo il periodo (figura). Per il litio il valore è basso (520 kJ/mol) ed è quindi molto facile formare lo ione Li+, che si può osservare sia allo stato solido che in soluzione. Queste considerazioni rendono anche conto della grande reattività del litio verso ossigeno, azoto, acqua e altri elementi.

Per il berillio, l’energia di prima ionizzazione è già più elevata (899 kJ/mol) rispetto al litio, e quella di seconda ionizzazione lo è ancora di più (1757 kJ/mol). Per questo motivo la perdita di due elettroni per formare Be2+ avviene solo con gli elementi più elettronegativi, tanto che anche in BeF2 i legami hanno un apprezzabile grado di covalenza.

Negli elementi successivi le energie di ionizzazione diventano così alte da rendere impossibile la formazione del catione semplice. Come si nota nella figura, i valori della energia di ionizzazione di boro, carbonio e azoto aumentano regolarmente, ma sono più bassi di quanto previsto estrapolando i valori di litio e berillio. Ciò si deve al fatto che gli elettroni p sono schermati dagli elettroni s e sono quindi rimossi più facilmente. La figura mostra un’altra discontinuità tra azoto e ossigeno, interpretabile considerando che nell'azoto il livello 2p è semipieno, mentre in ossigeno, fluoro e neon gli elettroni aggiunti entrano in orbitali che contengono già un elettrone e ne sono parzialmente respinti. Rimuovere questi elettroni sarà quindi un po’ più facile.

Per il boro non si osserva una chimica del catione semplice, ma si hanno legami covalenti in composti come ossoanioni e idruri.

Con il carbonio iniziano a formarsi anioni, anche se poco comuni ed instabili come C22–. Con l’azoto gli anioni N3– sono invece stabili e si trovano nei nitruri dei metalli molto elettropositivi (es. Li3N, Mg3N2). La stabilità degli anioni continua a crescere continuando nel periodo. Gli ioni ossido (O2–) e fluoruro (F) sono comuni nei solidi, ma lo ione ossido non può esistere in soluzione, come si vede da queste reazioni:

O2– + H2O = 2OH     K > 1022
F + H2O = HF + OH     K = 10–7

Formazione di legami singoli, doppi e tripli[2][3][modifica | modifica wikitesto]

Il carbonio è un tipico non metallo e la sua chimica è dominata da legami singoli, doppi e tripli con sé stesso o con azoto, ossigeno o altri elementi. Il carbonio è unico nella sua capacità di formare catene di legami C–C (catenazione). Il carbonio, assieme all’azoto e all’ossigeno, può anche formare facilmente legami pπ-pπ, date le piccole dimensioni. Questo rende possibile la vasta chimica del carbonio associata ai legami multipli.

L’azoto gassoso è formato da molecole N≡N assai poco reattive, perché il triplo legame è molto stabile:

N2(g) → 2N(g)     ∆H = 945 kJ/mol

I composti dell’azoto di solito sono covalenti e contengono legami singoli, anche se esistono legami multipli come ad esempio nello ione cianuro (C≡N). Con elementi molto elettropositivi si formano anche nitruri ionici contenenti lo ione N3–.

Diagramma di orbitali molecolari della molecola di ossigeno (al centro) formati a partire dagli orbitali atomici dei due atomi di ossigeno (ai lati).[3] Gli orbitali molecolari a energia più elevata sono di tipo π* e contengono due elettroni spaiati.

A confronto con l’azoto, anche l’ossigeno gassoso forma molecole biatomiche, ma molto reattive, sia perché il legame è più debole:

O2(g) → 2O(g)     ∆H = 496 kJ/mol

e sia perché la molecola O2 è paramagnetica, con due elettroni spaiati (vedi diagramma degli orbitali molecolari). Molta chimica dell’ossigeno coinvolge legami covalenti, anche multipli, ma nei solidi sono presenti vari anioni ben definiti, O2–, O2 e O22– (ossido, superossido e perossido). Esiste inoltre lo ione idrossido OH, sia in solido che in soluzione.

Il fluoro gassoso forma molecole biatomiche molto reattive a causa della bassa energia di legame in F2. Lo ione fluoruro esiste in composti ionici, ma dà luogo anche a composti covalenti X–F; in questi ultimi i legami sono piuttosto polari, data l’alta elettronegatività del fluoro.

Gli elementi appartenenti al periodo 2 devono obbedire alla regola dell'ottetto, dato che hanno a disposizione solo quattro orbitali (2s, 2px, 2py, 2pz); di conseguenza possono fare al massimo quattro legami semplici. Questa limitazione non c’è più a partire dal periodo successivo, dove sono disponibili anche gli orbitali d. Un esempio tipico è quello del confronto tra azoto e fosforo. Usando il formalismo della teoria del legame di valenza, il fosforo ha configurazione elettronica 3s23p33d0, e dunque con tre elettroni spaiati può fare tre legami, come ad esempio in PCl3. Il fosforo può effettuare una promozione elettronica allo stato di valenza 3s13p33d1 con cinque elettroni spaiati; ciò richiede poca energia, facilmente compensata dalla formazione dei due legami aggiuntivi (PCl5). Inoltre, il fosforo può utilizzare gli altri orbitali d vuoti per accettare coppie di elettroni da basi di Lewis, come succede ad esempio in PF6. Per confronto, l’azoto ha configurazione elettronica 2s22p3, e con tre elettroni spaiati può fare tre legami (NH3), ma non ha modo di avere cinque elettroni spaiati.

Per il carbonio la promozione da 2s22p2 a 2s12p3 fornisce la possibilità di fare quattro legami covalenti. Procedendo verso destra nel periodo, gli elementi hanno sempre meno elettroni spaiati disponibili, e diminuisce quindi il numero di legami covalenti possibili: NH3, H2O, HF. Anche spostandosi dal carbonio verso sinistra diminuisce il numero di legami covalenti possibili, perché non ci sono abbastanza elettroni da spaiare: BCl3, BeH2, LiH.

Acidità e basicità secondo Lewis[2][3][modifica | modifica wikitesto]

Quando in un composto l’ottetto è completo e ci sono coppie elettroniche non condivise, il composto può agire da base di Lewis. I composti di azoto hanno normalmente una coppia non condivisa (ad esempio NH3), mentre i composti di ossigeno ne hanno due (ad esempio H2O). Normalmente solo una coppia può essere donata ad un acido di Lewis. Così, da specie tipo NR3 è facile formare cationi tipo NR4+, e in acqua è facile ottenere H3O+, ma è molto raro che l’ossigeno formi quattro legami.

Interazioni acido base secondo Lewis si hanno anche in composti elettron deficienti, cioè che non hanno completato l’ottetto, e tendono ad agire da acidi di Lewis in modo da completarlo. Questo comportamento si osserva ad esempio nel berillio e nel boro. Composti tipo BeX2 si combinano con basi di Lewis formando specie tipo BeX2L2, e composti tipo BF3 si legano a specie di azoto o ossigeno come NH3, NR3, H2O, Et2O, ecc. formando addotti:

NH3 + BF3 → H3N–BF3
Et2O + BF3 → Et2O–BF3

Interazioni donatore-accettore non sono limitate a elementi del periodo 2, ma possono avvenire tutte le volte che ci sono orbitali vuoti (acidi di Lewis) e coppie non condivise (basi di Lewis). Composti di molti elementi possono comportarsi da accettori, ma i composti che agiscono da basi di Lewis hanno in genere come atomi donatori:

  • azoto, fosforo e arsenico tricoordinati (NR3, PR3, AsR3)
  • ossigeno e zolfo dicoordinati (H2O, RS)
  • gli ioni alogenidrici e pseudoalogenidrici (CN, SCN)
  • gli idruri e altri carbanioni come CH3 e C6H5.

Stati di ossidazione[2][3][modifica | modifica wikitesto]

Numeri di ossidazione negli elementi del periodo 2. I numeri di ossidazione più comuni sono indicati dai punti rossi pieni.[3]

Per quanto riguarda gli stati di ossidazione, questi dipendono dalla tendenza a raggiungere una configurazione elettronica esterna di gas nobile, e sono quindi correlati col numero del gruppo (vedi figura). Nel blocco s la situazione è semplice, dato che il numero di ossidazione (oltre all’ovvio valore zero) è sempre positivo e uguale al numero del gruppo. Per gli elementi del blocco p (esclusi i gas nobili) la situazione si complica. I numeri di ossidazione più ovvi nei gruppi 13-15 si ottengono come (numero del gruppo – 10) e corrispondono alla rimozione formale di tutti gli elettroni esterni. Per i gruppi 16 e 17 bisogna invece fare (numero del gruppo – 18), che corrisponde all’acquisto degli elettroni mancanti per raggiungere l’ottetto. Gli elementi del blocco p possono però avere anche altri numeri di ossidazione per vari motivi:

  • Il segno (positivo o negativo) è dovuto alla definizione formale di numero di ossidazione, e dipende dall’elettronegatività degli atomi che fanno parte del composto. Ad esempio l’azoto avrà numero di ossidazione –3 in NH3 e + 5 in HNO3. Questi due numeri sono il minimo e il massimo possibili, corrispondenti formalmente ad acquistare i tre elettroni che mancano a completare l’ottetto, e a perdere tutti gli elettroni del livello esterno.
  • L’elemento può perdere o acquistare formalmente un numero inferiore di elettroni. Ad esempio nell’idrazina, H2N–NH2, l’azoto ha numero di ossidazione –2; nello ione perossido, O22–, il numero di ossidazione dell’ossigeno è –1.

Note[modifica | modifica wikitesto]

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • F. A. Cotton, G. Wilkinson e P. L. Gaus, Principi di chimica inorganica, Milano, Casa Editrice Ambrosiana, 1991.
  • (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  • (EN) M. Laing, Where to put hydrogen in a periodic table?, in Found. Chem., vol. 9, nº 2, 2007, pp. 127-137, DOI:10.1007/s10698-006-9027-5.

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