Elementi del periodo 2

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

Essi sono:

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]

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 aumenti dei potenziali di ionizzazione, dell'elettronegatività e dell'affinità elettronica.^[2][3]

Riguardo al 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 più pesanti, 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 più pesanti, ma le differenze sono più marcate rispetto ai gruppi 1 e 17.

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, 5,392 eV (520,2 kJ/mol),^[4] ed è quindi piuttosto 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, 9,322 eV (899 kJ/mol)^[5] rispetto al litio, e quella di seconda ionizzazione lo è ancora di più 18,21 eV (1.757 kJ/mol).^[6] 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 in orbitali p sono schermati dagli elettroni s e sono quindi rimossi con meno difficoltà. La figura mostra un’altra discontinuità tra azoto e ossigeno, interpretabile considerando che nell'azoto il livello 2p è semipieno, con la stabilità connessa all'energia di scambio elettronico^[7] (regola di Hund) di un sottoguscio semiriempito,^[8] mentre in ossigeno, fluoro e neon gli elettroni aggiunti entrano in orbitali che contengono già un elettrone, per cui la loro rimozione è in tal senso parzialmente favorita.

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

Con il carbonio iniziano a formarsi anioni, anche se poco comuni ed instabili come C₂^2–, derivanti dall'acetilene.

L'azoto ha affinità elettronica negativa, sebbene di valore molto piccolo,^[9] come risultato della stabilità del sottoguscio semipieno 2p³ che l'aggiunta di un ulteriore elettrone distruggerebbe.^[8] Di conseguenza, composti formulabili come contenenti formalmente anioni N^3– hanno una certa stabilità solo quando si trovano in nitruri di metalli molto elettropositivi (es. Li₃N, Mg₃N₂). La stabilità degli anioni continua a crescere continuando verso destra nel periodo. L'ossigeno ha prima affinità elettronica positiva (1,439 eV),^[10] ma la seconda è negativa.^[11] Anche per questo, lo ione ossido non può esistere in soluzione acquosa, come si vede da queste reazioni:

O^2– + H₂O  →  2 OH^–     K > 10²²

F^– + H₂O  →  HF + OH^–     K = 10^–7

e gli ossidi a carattere decisamente ionico si trovano tra quelli dei metalli alcalini e alcalino-terrosi e dei lantanidi. L'affinità elettronica del fluoro è decisamente più alta (3,401 eV)^[12] e così i fluoruri metallici sono quasi tutti ionici.

Il carbonio è il primo non metallo del secondo periodo 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 ripetuti di lunghezza qualsiasi (catenazione). Il carbonio, assieme all’azoto e all’ossigeno, può anche formare facilmente legami pπ-pπ, date le loro piccole dimensioni atomiche. 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:

N_{2 (g)} → 2 N _(g)     ∆H = 945 kJ/mol

I composti dell’azoto di solito sono covalenti e contengono prevalentemente legami singoli e doppi e in alcuni casi tripli, come ad esempio nello ione cianuro (C≡N^–) e diazonio (−N⁺≡N).

A confronto con l’azoto, anche l’ossigeno gassoso forma molecole biatomiche, ma queste sono molto reattive, sia perché il legame è più debole (ordine di legame 2, invece che 3 in N₂):

O_{2 (g}) → 2 O _(g)     ∆H = 496 kJ/mol

e sia perché la molecola O₂ è un biradicale, e quindi la molecola 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: O^2–, O₂^– e O₂^2– (ossido, superossido e perossido). Esiste inoltre l'importante ione idrossido OH^–, sia in solidi che in soluzione acquosa.

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 il fluoro dà luogo anche a composti covalenti X–F; , data l’alta elettronegatività del fluoro, questi ultimi i legami sono più polari di quelli formati dagli alogeni inferiori (Cl, Br, I).

Gli elementi appartenenti al periodo 2 devono obbedire alla regola dell'ottetto, dato che hanno a disposizione solo quattro orbitali (2s, 2p_x, 2p_y, 2p_z); di conseguenza possono essere impegnati al massimo in quattro legami complessivi: 4 singoli, 2 singoli e 1 doppio, 2 doppi, o 1 singolo e 1 triplo. Questa limitazione non c’è più a partire dal periodo successivo dove, oltre agli orbitali 3s e3p, sono disponibili anche gli orbitali 3d vuoti aventi energia non troppo alta. 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.

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 di ammonio quaternario tipo NR₄⁺, e in acqua è facile ottenere H₃O⁺, ma l’ossigeno non forma quattro legami covalenti.

Interazioni acido base secondo Lewis si hanno anche in composti elettron deficienti, cioè che hanno meno di otto elettroni esterni; questi 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 → H₃⁺N–^–BF₃

Et₂O + BF₃ → Et₂⁺O–^–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 alogenuro e pseudoalogenuro (CN^–, SCN^–)
• lo ione idruro e i carbanioni come CH₃^– e C₆H₅^–.

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 formale 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 del numero di ossidazione, che 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 formalmente 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, O₂^2–, il numero di ossidazione dell’ossigeno è –1.

• 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, n. 2, 2007, pp. 127-137, DOI:10.1007/s10698-006-9027-5.

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