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Proprietà generali
degli elementi della
Tavola Periodica

Abbiamo visto che una prima grossa divisione degli elementi
della tavola periodica consiste nel loro carattere metallico o
non metallico
Il carattere metallico aumenta:
- da destra a sinistra lungo un periodo
- dall’alto al basso lungo un gruppo

I metalli sono caratterizzati da:
- basse energie di ionizzazione
- affinità elettroniche piccole o positive
- bassa elettronegatività
Come risultato tendono a perdere gli elettroni di valenza
formando cationi:
Na+
Ca2+
Al3+
I non-metalli sono caratterizzati da:
- elevate energie di ionizzazione
- affinità elettroniche negative e grandi
- elevata elettronegatività
Come risultato tendono ad acquistare elettroni formando anioni
monoatomici ed ossanioni:
Cl-
Br-
S2-
NO3
-
SO4
2-
ClO4
-

Sono esclusivamente metallici/non-metallici solo i gruppi
all’estrema sinistra/destra della tavola periodica.
I A metalli alcalini
II A metalli alcalino-terrosi
(VI A O, S, Se; Te, Po)
VII A alogeni
I gruppi IIIA-VA presentano elementi non-metallici all’inizio e
metallici alla fine.

Quasi tutti gli elementi formano ossidiossidi.
Gli ossidi sono classificati in:
- ossidi basici: reagiscono con acidi (o ossidi acidi) per dare sali
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O
- ossidi acidi: reagiscono con basi (o ossidi basici) per dare sali
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

Gli ossidiossidi, se solubili, danno reazioni caratteristiche con acqua.
- I metalli danno ossidi basici. Gli ossidi dei metalli più reattivi (IA e
IIA) reagiscono con acqua per dare soluzioni basiche (formalmente
idrossidi)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 → Ca2+
(aq) + 2OH-
(aq)
- I non metalli danno ossidi acidi. Gli ossidi dei non metalli più
elettronegativi reagiscono con acqua per dare soluzioni acide
(formalmente acidi)
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3 H+
(aq)+ HSO3
-
(aq)
Tali ossidi sono anche noti come anidridi.
Vi sono però anche ossidi acidi non solubili reagiscono solo con basi o
con ossidi basici.
SiO2 + CaO → CaSiO3 (silicato di calcio)

Ossidi di elementi non spiccatamente metallici o non metallici
reagiscono sia con acidi che con basi (ossidi anfoteri).
Al2O3(s) + 6H+
→ 2 Al3+
(aq) + 3H2O(l)
Al2O3 + 2OH-
+ 3H2O → 2 Al(OH)4
-

I metalli hanno stati di ossidazione pari al numero del
gruppo e corrispondenti alla perdita degli elettroni di
valenza.
Stati di ossidazione
Pb4+
Sn4+
Bi5+
+1 +2 +3 +4 +5

I metalli più pesanti (periodo 5 o 6) possono mantenere i
due elettroni s di valenza e dare stati di ossidazione pari
al numero del gruppo meno due.
+1 +2 +3
In+
Tl+

I non-metalli (eccetto gli elementi più elettronegativi, come F
e O) possono avere molti numeri di ossidazione, compresi tra:
- il numero del gruppo tutti gli elettroni di
(n° d’ossidazione più alto) valenza persi
- numero del gruppo -8 acquisto di elettroni
fino al gas nobile successivo
VII A da +7 a -1
VI A da +6 a -2
V A da +5 a -3

La metallurgia si occupa della preparazione dei metalli dai loro
minerali. I metalli sono elementi in genere reattivi e sono
presenti in natura principalmente come ossidi, solfuri e carbonati
(quelli del gruppo IA come cloruri).
Il processo per la preparazione dei metalli dai loro minerali
consiste di tre fasi:
- Concentrazione dei minerali estratti
- Riscaldamento o arrostimento – Necessaria per trasformare
carbonati e solfuri in ossidi più facili da trattare:
ZnCO3(s) → ZnO + CO2(g)
ZnS(s) + 3/2 O2(s) → ZnO + SO2(g)
- Riduzione degli ossidi – Può avvenire per via chimica,
principalmente con carbone (o CO da questo prodotto):
ZnO(s) + C(s) → Zn + CO(g)
oppure per via elettrochimica come ad esempio per l’alluminio:
Al3+
(l) + 3e-
→ Al(s)
Metallurgia
∆
∆

Sono metalli dall’aspetto argenteo, teneri e bassofondenti
(Tf<180°C)
Elementi del gruppo IA Metalli alcalini

La loro configurazione elettronica di valenza è ns1
.
Essi pertanto reagiscono perdendo questo elettrone e
formando monocationi quali Li+
, Na+
, K+
, Rb+
e Cs+
che sono
in genere solubili in acqua.

Tutti questi metalli reagiscono con acqua dando gli idrossidi
e liberando idrogeno con una reazione caratteristica. Ad
esempio:
2 Li(s) + 2H2O(l) → 2 LiOH(aq) + H2(g)
La reattività aumenta scendendo lungo il gruppo perché
diminuisce l’energia di ionizzazione e l’elettrone esterno
viene perso più facilmente. La reazione avviene in maniera
più violenta, ad esempio, per il potassio che per il sodio,
tanto che la forte esotermicità può far incendiare
l’idrogeno gassoso che è uno dei prodotti della reazione.
QuickTimePlayer.exe

Tutti i metalli alcalini possono formare ossidi basici di
formula M2O che con acqua danno idrossidi che si
comportano come basi forti
2 Li(s) + ½O2(g) → Li2O(s)
Li2O(s) + H2O(l) → LiOH(s) → 2 Li+
+ 2 OH-
Essendo molto reattivi non si trovano mai come metalli liberi
in natura ma come cationi in sali quali NaCl.
H2O

I metalli allo stato elementare sono in genere preparati per
elettrolisi di sali fusi.
NaCl(l) → Na(s) + ½Cl2(g) elettrolisi
Questo perché i potenziali di riduzione dei cationi sono
molto bassi (grandi e negativi)
Na+
+ 1e-
→ Na E°Na+/Na = -2,71 V

Sono metalli relativamente più duri ed altofondenti, ma meno
reattivi dei metalli alcalini.
Elementi del gruppo IIA Metalli alcalino-terrosi

La loro configurazione elettronica di valenza è ns2
.
Pertanto essi reagiscono perdndo i due elettroni e formando
dicationi quali Mg2+
, Ca2+
, Sr2+
, Ba2+
.
Il berillio perde più difficilmente gli elettroni e tende a
formare legami covalenti (Eion più grande), gli altri hanno
comportamento simile ai metalli alcalini e la loro reattività
aumenta scendendo lungo il gruppo.
Reagiscono con acqua dando gli idrossidi e liberando
idrogeno ma in maniera meno violenta dei metalli alcalini:
Ca(s) + 2H2O(l) → 2 CaOH2(aq) + H2(g)

Fa eccezione il berillio il cui ossido (e idrossido) è anfotero.
Formano tutti ossidi basici di formula MO che in acqua
danno idrossidi che si comportano come basi forti
Ca(s) + ½O2(g) → CaO(s)
CaO(s) + H2O(l) → CaOH2(s) → Ca2+
+ 2 OH-
H2O
I metalli alcalino terrosi non
esistono liberi in natura e
possono essere preparati per
elettrolisi dei cloruri o per
riduzione dell’ossido con un
metallo che formi ossidi più
stabili.

Con gli elementi del gruppo IIIA si osserva una chiara
tendenza all’aumento del carattere metallico scendendo
lungo il gruppo dal boro al tallio.
Elementi del gruppo IIIA

Il primo elemento del gruppo, il boro, è un metalloide e la
sua chimica è quella di un non-metallo.
Quello che formalmente è il suo idrossido, B(OH)3, è un
acido, l’acido borico, la cui formula spesso si indica come
H3BO3 e che ha proprietà antisettiche.
L’ossido del boro, B2O3, è un ossido acido e aggiunto al vetro
gli conferisce resistenza alle alte temperature (Pyrex).
I composti del boro con idrogeno, i
borani, esistono come multipli dell’unità
BH3. La molecola di borano BH3 non
esiste come composto stabile. Il più
semplice idruro di boro isolato è il
diborano B2H6.

Gli altri elementi del gruppo sono metalli con ossidi di formula
generale M2O3, con carattere anfotero per i primi due
elementi, Al e Ga, e basico per i due successivi, In e Tl.
Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2
np1
Il boro condivide tali elettroni di valenza formando legami
covalenti e dando lo stato di ossidazione +3.
Gli altri elementi perdono i tre elettroni dando tricationi quali
Al3+
, Ga3+
, In3+
, Tl3+
. L’alluminio può anche formare legami
covalenti polari.
Gli elementi più pesanti, dal gallio in poi, possono perdere solo
l’elettrone p dando monocationi Ga+
, In+
, Tl+
la cui stabilità
aumenta scendendo lungo il gruppo: lo stato di ossidazione +1
è il più stabile per il tallio.

L’alluminio è l’elemento più importante del gruppo, è il terzo in
ordine di abbondanza sulla crosta terrestre. Si trova in
natura nei minerali sottoforma di ossido anfotero, Al2O3, e
può essere ottenuto allo stato elementare tramite elettrolisi.
Gli alogenuri di alluminio sono acidi di Lewis molto reattivi e
vengono spesso usati in chimica organica come catalizzatori.

Anche gli elementi del gruppo IV mostrano una
tendenza ad un maggior carattere metallico scendendo
lungo il gruppo dal C al Pb.
Il primo elemento del gruppo, il carbonio, è un non-
metallo, i successivi due (silicio e germanio) sono
metalloidi, mentre gli ultimi due, stagno e piombo,
sono metalli.
Hanno una configurazione elettronica di valenza ns2
np2
Elementi del gruppo IVA

Il carbonio e il silicio formano molti composti covalenti a
geometria tetraedrica impiegando orbitali ibridi sp3
.
Il carbonio forma anche molti altri composti impiegando
orbitali ibridi sp2
e sp, che il silicio non forma.
Il carbonio esiste in due forme allotropiche: grafite (sp2
) e
diamante (sp3
): la prima nera, morbida e conduttore di
elettricità, il secondo trasparente, duro e isolante.

Recenti forme allotropiche del carbonio: fullereni e nanotubi
Molecole grandi con carboni ibridati sp2
Fullereni: isosaedro troncato
Nanotubi: piani di grafite arrotolati

Il silicio (e il germanio) allo stato elementare ha la stessa
struttura del diamante con gli atomi di silicio ibridizzati sp3
ed è un solido grigio semiconduttore.

Stagno e piombo sono tipici metalli, entrambi teneri,
malleabili e fondono a temperatura basse. In realtà allo
stato elementare lo stagno esiste in due forme allotropiche
cristalline α e β. La forma α (stagno grigio) “non-metallica” è
stabile sotto i 13°C, mentre quella β (stagno bianco)
“metallica” è stabile sopra i 13°C.

Una delle principali proprietà del carbonio è la sua capacità
di formare legami covalenti forti con altri atomi di carbonio
per formare una gran varietà di catene ed anelli: esso dà
così luogo insieme a pochi altri elementi (H,O,N,…) a milioni
di composti noti come composti organici.
Carbonio, silicio e germanio condividono i loro elettroni di
valenza ns2
np2
formando quattro legami covalenti, talvolta
due con una coppia solitaria.
Stagno e piombo tendono a perdere tutti e quattro gli
elettroni di valenza oppure soltanto i due elettroni np2
dando
luogo a composti con stato di ossidazione +4 e +2.

Tutti gli elementi del gruppo formano ossidi di formula
generale EO2.
Elementi del gruppo IVA - ossidi
Il biossido di carbonio è un ossido acido e si scioglie in acqua
formando soluzioni acquose di acido carbonico:
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)
Il carbonio presenta anche un ossido in cui assume numero di
ossidazione pari a +2, il monossido di carbonio, CO. Questo
non ha carattere acido ed è meno stabile del biossido di
carbonio. È un gas velenoso, poiché tende a legarsi con il
ferro dell’emoglobina spostando le molecole di ossigeno.

Il biossido di silicio (silice) è uno dei costituenti principali della
crosta terrestre. È un ossido acido, ma reagisce direttamente
solo con ossidi basici o carbonati per dare silicati.
Esiste un enorme quantità di silicati minerali tutti basati
sull’unità tetraedrica. I silicati più semplici contengono lo ione
SiO4
2-
, ma altri più complessi sono costituiti da più tetraedri di
SiO4 fusi tramite un ossigeno comune.

I biossidi di stagno e piombo, SnO2 e PbO2, sono ossidi
anfoteri, così come i monossidi SnO e PbO.
Poiché il piombo preferisce lo stato di ossidazione +2 i
composti del Pb(IV) tendono a ridursi a Pb(II). PbO2 è quindi
un buon agente ossidante (accumulatori a piombo).
Lo ione ortosilicato, SiO4
4-
, è formalmente l’anione dell’acido
silicico, H4SiO4, che però non è stabile.
Si
OH
OH
OH
OH
Anche il biossido di silicio ha una struttura basata su unità
tetraedriche SiO4 con tutti gli ossigeni in comune, di modo
che non rimane alcuna carica negativa

Elementi del gruppo VA
Anche gli elementi del
gruppo VA mostrano un
graduale passaggio da non
metalli (azoto, fosforo) a
semimetalli (arsenico,
antimonio) e infine a metalli
(bismuto) scendendo lungo il
gruppo.
Pb
Sn
Bi
Ga
In
Tl
Al
C N O F
VIIA
Cl
Br
I
At Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
Po
S
Se
P
TeSb
AsGe
Si
B
IIIA IVA VAVA VIA VIIA
VIIIA
IIB
Hanno tutti una config. elettronica di valenza ns2
np3
.
L’azoto è un gas costituito da molecole biatomiche N2 poco
reattive; il fosforo nella sua forma allotropica più comune è
un solido bianco costituito da molecole P4; l’arsenico e
l’antimonio sono solidi friabili, e il bismuto è un metallo.
Gli stati di ossidazione più comuni sono –3, +3 e +5. Questi
elementi formano ossidi con formule minime E2O3 ed E2O5 con
stati di ossidazione +3 e +5.

Per il fosforo le formule molecolari sono doppie, P4O6 e
P4O10. L’azoto forma anche gli ossidi N2O (+1), NO (+2) e
NO2 (+4).
Gli ossidi dell’azoto e del fosforo sono ossidi acidi e con
acqua formano acidi; i più comuni sono quelli con stato di
ossidazione maggiore: acido nitrico (HNO3) e acido fosforico
(H3PO4), entrambi con stato di ossidazione +5.
N2O5(l) + H2O(l) → 2HNO3(l)
P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
Gli ossidi di antimonio e bismuto sono anfoteri.
Azoto e fosforo formano idruri basici di formula NH3
(ammoniaca) e PH3 (fosfina) con stato di ossidazione –3.

AzotoAzoto
In forma elementare esiste come molecola biatomica N2, che
costituisce circa il 78% dell’atmosfera. Tale molecola è molto
poco reattiva a causa del triplo legame N≡N con BE di 942 kJ.
Reagisce tuttavia con i metalli più reattivi (gruppi IA e IIA)
formando nitruri ionici in cui compare come ione nitruro N3-
:
3Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)
L’N3-
è una base forte e reagisce con acqua per dare NH3:
N3-
(aq) + 3H2O(l) → NH3(g) + 3OH-
(aq)
Con gli altri elementi l’azoto forma legami covalenti dando luogo
a solidi covalenti con i metalli meno reattivi e a composti
molecolari con altri non metalli.
L’azoto presenta tutti gli stati di ossidazione da –3 a +5, di cui
i più comuni sono –3, +3 e +5. Nei nitruri l’azoto ha stato di
ossidazione –3. Questo è lo stesso stato di ossidazione che si
presenta nel composto molecolare ammoniaca, NH3, un gas
irritante che si comporta da base debole sciogliendosi in acqua

Viene preparata con il processo Haber dagli elementi N2 e H2 a
temperature e pressioni elevate in presenza di catalizzatori:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 400°C, 200 atm
Con acidi forma sali di ammonio, quali NH4Cl, (NH4)2SO4,
NH4NO3, che contengono lo ione poliatomico ammonio NH4
+
e
sono usati come fertilizzanti.L’azoto si presenta anche in altri
stati di ossidazione negativi quali l’idrazina N2H4 (-2),
formalmente derivata dall’ammoniaca sostituendo un idrogeno
con un gruppo NH2, e idrossilammina NH2OH (-1), derivata
dall’ammoniaca sostituendo un idrogeno con un gruppo OH.
cat
N N
H
H
H
H
..
..
N O
H
H
H
..
..
..
N
HH
H
..
L’azoto è presente in tutti gli stati di ossidazione positivi da +1
a +5 di cui i più comuni sono di gran lunga +3 e +5, quali ad
esempio l’acido nitroso e l’acido nitrico e i loro sali:

HNO2 acido nitroso (debole) NO2
-
ione nitrito +3
HNO3 acido nitrico (forte) NO3
-
ione nitrato +5
Formalmente questi acidi derivano dagli ossidi N2O3 e N2O5
(anidridi nitrosa e nitrica):
N2O3(l) + H2O(l) → 2HNO2(l)
N2O5(l) + H2O(l) → 2HNO3(l)
Questi ossidi sono però difficili da preparare e poco comuni.
Molto più comuni sono gli ossidi N2O (+1), NO (+2), NO2 (+4)
e N2O4 (+4).
L’ossido di diazoto N2O è un gas incolore con proprietà
anestetiche e si prepara riscaldando il nitrato di ammonio:
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O (g)
L’ossido di azoto NO si può formare per reazione diretta di
azoto ed ossigeno a temperature molto elevate ma
industrialmente lo si prepara per ossidazione dell’ammonica con
ossigeno in presenza di platino come catalizzatore:
∆

L’ossido di azoto NO si può formare per reazione diretta di
azoto ed ossigeno a temperature molto elevate ma
industrialmente lo si prepara per ossidazione dell’ammonica con
ossigeno in presenza di platino come catalizzatore:
4NH3(g) + 5O2(l) → 4NO(g) + 6H2O(g)
L’NO si ossida facilmente in aria a biossido di azoto NO2:
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)
L’NO2 ha un elettrone spaiato sull’azoto e due molecole
possono formare un legane N-N producendo il tetrossido di
diazoto N2O4 in una reazione di equilibrio:
2NO2(g) → N2O4(g)
Pt
N
OO
.
N N
O
O
O
O

La terza reazione è una dismutazione e l’NO prodotto viene
riciclato al secondo stadio.
L’acido nitrico è un acido forte ma ha anche proprietà
ossidanti potendosi ridurre a NO o NO2 come in:
3Cu(s) +2HNO3(aq)+ 6H+
(aq) → 3Cu2+
(aq) +2NO(g) +4H2O(l)
Il suo potere ossidante è illustrato dall’elevato potenziale
standard della seguente semireazione:
NO3
-
(aq)+ 4H+
(aq) + 3e-
→ NO(g) + 2H2O(l) E°=+0,96 V
Le precedenti reazioni sono alla base del processo Ostwald per
la sintesi industriale dell’acido nitrico:
4NH3(g) + 5O2(l) → 4NO(g) + 6H2O(g)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
2NO2(g) + H2O(g) → 2HNO3(aq) + NO(g)
Pt

acido nitrico (HNO3)
=
O - O
=N
:
:
:
:
:
:
O = O
-N
-
:
:
: :
:
:O:
:
-
:O:
O - O
-N
:
:
:
:
:
:
:O:
:
- - -
Ione nitrato (NO3
-
)

FosforoFosforo
Il fosforo è presente in natura in tre diverse forme
allotropiche: fosforo bianco, fosforo rosso e fosforo nero. La
più comune è il fosforo bianco che è costituito da molecole P4
in cui gli atomi di fosforo sono situati ai vertici di un
tetraedro. Il fosforo rosso è costituito da catene di
frammenti P4 in cui un legame P-P si rompe permettendo la
formazione di nuovi legami intermolecolari P-P, mentre il
fosforo nero è un solido covalente con struttura complessa.
A causa dell’angolo di legame P-P-P di 60° molto inferiore a
quello di 90° previsto per la sovrapposizione di orbitali 3p, il
fosforo bianco è molto reattivo e brucia all’aria.
Si prepara per riscaldamento di fosfato di calcio Ca3(PO4)2 con
carbone e silice ad alte temperature.

Gli altri due allotropi si ottengono per riscaldamento in assenza
d’aria del fosforo bianco e sono molto meno reattivi.
Il fosforo presenta stati di ossidazione da –3 a +5, di cui i più
comuni sono +3 e +5. Con i metalli forma fosfuri, formalmente
costituiti da ioni P3-
che però sono in pratica solidi covalenti a
causa della bassa elettronegatività del fosforo. Nello stato di
ossidazione –3 forma il composto molecolare fosfina PH3.
Con l’ossigeno il fosforo può formare due ossidi acidi P4O6 (+3),
e P4O10 (+5) con formula molecolare doppia rispetto a quelle
minime previste P2O3 e P2O5 :

Essi corrispondono alle anidridi degli acidi fosforoso H3PO3 e
fosforico H3PO4 con stati di ossidazione +3 e +5:
H3PO3 acido fosforoso HPO3
2-
ione fosfito +3
H3PO4 acido fosforico PO4
3-
ione fosfato +5
Questi acidi si ottengono per reazioni degli ossidi con acqua:
P4O6(s) + 6H2O(l) → 4H3PO3(aq)
P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
Esiste anche l’acido ipofosforoso anche se raro:
H3PO2 acido ipofosforoso H2PO3
-
ione ipofosfito +3
L’acido fosforico o ortofosforico è il più importante ed è un
acido debole triprotico cioè con tre idrogeni acidi ed è impiegato
per la preparazione di fertilizzanti e detersivi. L’acido fosforoso
è più debole e diprotico (un H è legato al P)
L’acido ipofosforoso è debole e monoprotico (due H legati al P)
P OHHO
OH
O
P OHHO
H
O
P HHO
H
O

L’acido ortofosforico per riscaldamento può subire reazioni di
condensazione con perdita di molecole di acqua e formazione di
acidi fosforici più complessi quali il difosforico H4P2O7 (o
pirofosforico) il trifosforico H5P3O10, etc.
K k k k k k k k k k k k k k k k k k k k k k k
Questi fanno parte della serie degli acidi polifosforici con
struttura a catena lineare e formula generale Hn+2PnO3n+1. Se
la catena è ciclica si ha la serie degli acidi metafosforici di
formula generale HnPnO3n.

Elementi del gruppo VIAElementi del gruppo VIA
Anche questi elementi
mostrano un graduale
passaggio da non metalli
(ossigeno, zolfo, selenio) a
semimetalli (tellurio) e
infine a metalli (polonio)
scendendo lungo il gruppo.
L’ossigeno è un gas costituito da molecole biatomiche O2 ma
possiede anche un allotropo, noto come ozono O3. Lo zolfo è
un solido friabile giallo costituito nella forma allotropica più
stabile da molecole S8 e analogo comportamento ha il selenio.
Pb
Sn
Bi
Ga
In
Tl
Al
C N O F
VIIA
Cl
Br
I
At Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
Po
S
Se
P
TeSb
AsGe
Si
B
VIIIA
IIB
Gli stati di ossidazione più comuni sono –2, +4 e +6.
Tutti gli elementi formano idruri di formule H2O, H2S, H2Se,
H2Te e stato di ossidazione –2.

OssigenoOssigeno
Nella forma più stabile è costituito da molecole biatomiche,
O2, paramagnetiche e con un doppio legame O=O.
Esiste anche nella forma allotropica O3 (ozono):
L’ossigeno è molto reattivo e forma composti binari con quasi
tutti gli elementi, in genere ossidi. Un ossido è un composto
binario con l’ossigeno nello stato di ossidazione -2. L’ossigeno
reagisce con i metalli per dare ossidi ionici di tipo basico. Con
i metalli alcalini può formare anche perossidi e superossidi.
2Li + 1/2O2 → Li2O ossido O2-
-2
2Na + O2 → Na2O2 perossido O2
2-
-1
K + O2 → KO2 superossido O2
-
-½
O
O O
..
..
..
..
..
..
O
O O
..
....
..
..
..

Sono noti anche perossidi covalenti -O-O- quale il perossido
di idrogeno o acqua ossigenata H2O2.
La distanza di legame O-O aumenta nell’ordine:
O2 ossigeno o.l. = 2 2 el. spaiati
O2
-
superossidio.l. = 1.5 1 el. spaiati
O2
-2
perossidi o.l. = 1 diamagnetico
p2p
*
s2p
p2p
O2 O2
-
O2
2-
L’ossigeno reagisce con i non metalli per formare ossidi
O O
H H
..
..
.. ..

ZolfoZolfo
Lo zolfo può esistere in diverse forme allotropiche delle quali
le più comuni sono lo zolfo rombico (il più stabile), lo zolfo
monoclino e lo zolfo plastico. Lo zolfo rombico e monoclino
consistono entrambi di molecole cicliche S8 e differiscono solo
per la loro disposizione spaziale in diversi reticoli cristallini.
Lo zolfo plastico è costituito da lunghe catene ..–S-S-S-S-..
avvolte a spirale e si ottiene per raffreddamento improvviso di
zolfo rombico fuso, in cui le catene S8 si sono aperte.
Lo zolfo rombico è presente come elemento in natura.
Lo zolfo bolle a 445°C e in forma vapore è costituito oltre
che da molecole S8 anche da molecole più piccole S6, S4 e S2 .

Lo zolfo presenta tutti gli stati di ossidazione da –2 a +6, di
cui i più comuni sono –2, +4 e +4. Con i metalli più reattivi
forma solfuri ionici in cui compare come ioni S2-
con stato di
ossidazione –2. Questo è lo stesso stato di ossidazione che si
presenta nel composto molecolare solfuro di idrogeno, H2S, un
gas velenoso e maleodorante noto anche come acido solfidrico
perché si scioglie in acqua per dare soluzioni acide.
Lo zolfa forma due ossidi principali il biossido di zolfo SO2 e il
triossido di zolfo SO3.
L’SO2 si ottiene per reazione dello zolfo con ossigeno
S(s) + O2(g) → SO2(g)
mentre l’SO3 si ottiene per reazione dell’SO2 con ossigeno
catalizzata da NO o pentossido di divanadio:
2SO2(s) + O2(g) → 2SO3(g)
S
O O
.
.
S
O
O
O
V2O5

Mentre il primo elemento,
l’ossigeno, può impiegare solo
orbitali s e p e deve rispettare la
regola dell’ottetto, gli elementi
successivi possono impiegare anche
orbitali d e possono impegnare fino
a sei coppie raggiungendo gli stati
di ossidazione +4 e +6.
Pb
Sn
Bi
Ga
In
Tl
Al
C N O F
VIIA
Cl
Br
I
At Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
Po
S
Se
P
TeSb
AsGe
Si
B
VIIIA
IIB
Zolfo (e selenio) formano ossidi di formula SO2 e SO3 (SeO2
e SeO3 ) che in acqua danno gli acidi solforoso e solforico:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq) acido solforoso n.o.+4
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) acido solforico n.o.+6
L’acido solforico è forte nella sua prima dissociazione e
debole nella seconda mentre l’acido solforoso è debole.

Elementi del gruppo VIIAElementi del gruppo VIIA
Gli elementi di questo
gruppo sono detti alogeni
e hanno proprietà molto
simili essendo tutti non
metalli eccetto l’astato
che però è raro e
radioattivo.
Allo stato elementare esistono tutti come molecole biatomiche
X2: F2 e Cl2 sono gas molto reattivi, Br2 è un liquido e I2 è un
solido.
Gli stato di ossidazione più comune è –1 e corrisponde
all’acquisto di un elettrone per passare dalla configurazione
ns2
np5
a quella a guscio chiuso ns2
np6
del tipo gas nobile.
Pb
Sn
Bi
Ga
In
Tl
Al
C N O F
VIIA
Cl
Br
I
At Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
Po
S
Se
P
TeSb
AsGe
Si
B
VIIIA
IIB

Formano tutti idruri HX di spiccate caratteristiche acide,
detti anche acidi alogenidrici, sempre con stato di ossidazione
–1. L’acidità aumenta nell’ordine HF<HCl<HBr<HI
Questo è l’unico stato di ossidazione possibile per il fluoro
(l’elemento più elettronegativo) mentre gli altri alogeni formano
anche composti, prevalentemente con l’ossigeno, in cui hanno
stato di ossidazione +1, +3, +5, +7 e impiegano per la
formazione dei legami orbitali d.
I più comuni sono gli ossiacidi e i rispettivi anioni:
HClO acido ipocloroso ClO-
ione ipoclorito n.o. +1
HClO2 acido cloroso ClO3
-
ione clorito n.o. +3
HClO3 acido clorico ClO3
-
ione clorato n.o. +5
HClO4 acido perclorico ClO3
-
ione perclorato n.o. +7

e quelle degli acidi del tutto analoghe con un idrogeno legato
ad uno degli ossigeni.
Le strutture degli anioni sono :

Sono noti anche come gas nobili o gas inerti e sono tutti gas
monoatomici presenti in piccole quantita (specie l’argon)
nell’atmosfera.
Poiché hanno configurazione elettronica ns2
np6
particolarmente stabile hanno un’elevata energia di
ionizzazione ed un’affinità elettronica positiva e quindi
reattività praticamente nulla.
Negli anni ’60 sono stati preparati composti dello xeno con i
due elementi più reattivi, fluoro ed ossigeno, quali XeF4 e
XeO3, ed in seguito anche per Kripto e radon. Sono composti
altamente instabili e si decompongono violentemente negli
elementi costituenti.
Il nome di gas inerte è quindi, almeno per gli ultimi tre
elementi, ormai inappropriato.
Elementi del gruppo VIII A

Elementi di transizioneElementi di transizione
Gli elementi di transizione costituiscono il cosiddetto blocco d
della tavola periodica. A volte con tale termine ci si riferisce
solo agli elementi con un sottolivello d non completamente
riempito nei comuni stati di ossidazione. Gli elementi del
gruppo IIB con configurazione elettronica ns2
(n-1)d10
possono
al massimo perdere i due elettroni s e non rientrano in questa
definizione ma sono spesso inclusi fra gli elementi di
transizione perché hanno proprietà simili.

Fra le loro caratteristiche principali ricordiamo:
Sono tutti metalli duri ed altofondenti (eccetto IIB)
- Presentano diversi stati di ossidazione (eccetto IIB) e
quindi partecipano spesso a reazioni di ossido-riduzione.
- I loro composti sono spesso colorati e molti sono para
magnetici (in contrasto con la maggior parte dei composti degli
elementi dei gruppi principali che sono incolori e diamagnetici).

Gli stati di ossidazione possono variare da +1 a +7. I più
comuni sono +2, corrispondente alla perdita dei due elettroni
ns2
:
M[ns2
(n-1)dm
] → M2+
[(n-1)dm
] + 2e-
,
e +3 che si presentano come ioni monoatomici.
Fino al gruppo VIIB lo stato di ossidazione maggiore
corrisponde alla perdita di tutti gli elettroni (il massimo è +7
proprio per il gruppo VIIB del manganese); dal gruppo del
ferro in poi il massimo stato di ossidazione non viene raggiunto
e diminuisce a +6 fino a +2 per il gruppo IIB.
Negli stati di ossidazione maggiori +4 o superiori l’elemento
forma legami covalenti e spesso è presente come ossianione,
quale
MnO4
-
permanganato
CrO4
2-
cromato
Cr2O7
2-
dicromato

Ioni complessi e composti di coordinazione
Gli ioni dei metalli di transizione esistono in soluzione acquosa
come ioni complessi. Ad esempio lo ione Fe2+
esiste in acqua
come [Fe(H2O)6]2+
che è costituito da uno ione Fe2+
legato agli
atomi di ossigeno di sei molecole di H2O disposte attorno allo
ione secondo una geometria ottaedrica:
Lo ione Fe2+
forma ioni complessi simili con ammoniaca o ioni
cianuro CN-
del tipo [Fe(CN)6]4-
.

Nella formazione dello ione complesso, lo ione metallico si
comporta da acido di Lewis formando un legame covalente col
doppietto elettronico di una molecola di H2O, NH3 o CN-
:
Definiamo ione complesso uno ione metallico a cui sono legate
basi di Lewis mediante legami covalenti dativi.
Un composto di coordinazione è un composto formato da ioni
complessi e altri ioni di carica opposta o da una specie neutra
complessa:
K4[Fe(CN)6] :C≡N-
Fe(CO)5 :C≡O

Definiamo leganti le basi di Lewis legate al metallo in un
complesso: esse possono essere molecole neutre (H2O, NH3, …)
o anioni (CN-
, Cl-
, …) che hanno almeno un doppietto elettronico
solitario.
Il numero di coordinazione di un atomo metallico in un
complesso è il numero totale di leganti legati all’atomo
metallico:
Fe(OH2)6
2+
n° coordinazione = 6
Fe(CO)5 n° coordinazione = 5
I numeri di coordinazione più comuni sono 4, 5 e 6, con
geometrie tetraedrica o quadrato planare (4), trigonale
bipiramidale (5) e ottaedrica (6):

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Sistematica (1)

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