Tavola periodica

La tavola periodica è lo schema con cui sono ordinati gli elementi chimici in base al loro numero atomico Z e al numero di elettroni presenti.

La tavola periodica di ieri ...

Essa era stata ideata tra il 1869 e il 1871 dal chimico russo Dmitrij Ivanovic Mendeleev. In principio gli elementi conosciuti (circa 63) erano ordinati in ordine crescente in base alla massa atomica, come prevedeva la legge periodica degli elementi

Quest'ultimi erano stati, inoltre, suddivisi in dodici file orizzontali e otto verticali, iniziando con l'idrogeno e concludendo con l'uranio. Gli elementi con proprietà chimiche simili, in particolare, erano stati disposti nella stessa colonna. 

La tavola periodica contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro.

... e di oggi

Nella moderna tavola periodica vi sono 118 elementi, di cui 89 sono presenti in natura (fino al tecnezio Tc), ordinati in funzione del numero atomico Z crescente, il quale indica il numero dei protoni nel nucleo e, quindi, anche il numero di elettroni che si muovono intorno al nucleo di un atomo neutro.

Questo cambiamento significativo è dovuto allo studio approfondito della configurazione elettronica ed all'elaborazione della teoria degli orbitali eseguiti nei primi anni del Novecento.

Si è visto che 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.

La periodicità, quindi, è dovuta alla struttura elettronica esterna degli elementi. Gli elettroni più esterni sono definiti elettroni di valenza.

Caratteristiche della tavola periodica

Gli elementi sono suddivisi in 7 periodi e in 18 gruppi.

Il periodo (righe orizzontali) indica il livello di energia nel quale sono collocati gli elettroni di valenza. In ciascun periodo il numero di elettroni di valenza cresce, da sinistra verso destra, e le proprietà cambiano sistematicamente lungo il periodo. I primi tre periodi sono detti brevi in quanto, eccetto il primo periodo, essi contengono elementi il cui numero di elettroni esterni varia da 1 a 8; tali elettroni sono presenti nei sottolivelli s e p.

I periodi dal 4 al 7 sono detti lunghi in quanto contengono un numero considerevole di elementi (periodi 4 e 5 = 18 elementi, periodo 6 e 7 = 32 elementi).

Il gruppo (colonne verticali) ha una doppia numerazione: la prima in numeri arabi (da 1 a 18) e la seconda in numeri romani (da I a VIII).

Quest'ultima interessa soltanto quei gruppi in cui gli elettroni esterni si dispongono a riempire i sottolivelli s e p (gruppi principali).

Fra i gruppi II e III si trovano gli elementi di transizione, i cui elettroni si trovano sia nel sottolivello s sia nel sottolivello d.

Gli elementi dello stesso gruppo hanno configurazione elettronica esterna simile e ciò comporta la somiglianza delle proprietà chimiche e delle proprietà fisiche di questi elementi.

In fondo alla tavola periodica ci sono i lantanidi e gli attinidi. Gli elettroni di questi 28 elementi si trovano sia nel sottolivello s corrispondente al periodo in cui si trova l'elemento sia nel sottolivello f.

Categorie o famiglie degli elementi

Nella tavola periodica si possono distinguere tre classi fondamentali di elementi: metalli, che è la più popolata, semimetalli, individuata da una linea a gradini che dal boro (B) arriva fino all'astato (At), non metalli.

Gli elementi metallici sono più di ottanta e occupano la parte sinistra del sistema periodico, il cui confine corrisponde alla linea a gradini. A temperatura ambiente (20 °C) tutti i metalli sono solidi (ad eccezione del mercurio che è liquido) e di colore grigio, tranne l'oro e il rame. Essi hanno una caratteristica lucentezza metallica, sono buoni conduttori di calore ed elettricità, sono malleabili (ridurre in lamine sottili) e duttili (stirare in fili sottili).

Il carattere metallico aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce spostandosi da sinistra verso destra lungo un periodo.

Le proprietà fisiche dipendono dal singolare legame che unisce gli atomi metallici l'uno all'altro (legame metallico).

Alcuni metalli, fra cui l'oro e il platino, non reagiscono facilmente e si trovano in natura allo stato elementare puro, ma per la maggior parte dei metalli sono così reattivi da essere presenti solo sotto forma di composti con altri elementi.

I metalli sono importanti nel nostro corpo. Essi si presentano sotto forma di ioni metallici carichi positivamente (cationi) che svolgono importanti funzioni; fra questi vi sono il ferro dell'emoglobina, lo zinco dell'insulina e il cobalto della vitamina B₁₂.

Gli elementi non metallici occupano la parte destra in alto del sistema periodico. Le proprietà fisiche e chimiche dei non metalli sono opposte a quelle dei metalli, a cominciare dalla varietà dei loro colori, alla loro scarsa conducibilità termica ed elettrica (isolanti) - ad eccezione del carbonio- , ai diversi stati di aggregazione in cui si presentano. I non metalli solidi non sono né malleabili né duttili.

I semimetalli, solidi a temperatura ambiente, hanno proprietà intermedie , in parte di tipo metallico e in parte non metallico. Non sono né conduttori né isolanti, ma diventano eccellenti semiconduttori quando contengono impurezze di elementi vicini.

Essi sono molto importanti per la realizzazione di apparecchi elettronici di dimensioni ridotte.

A queste classi si aggiungono i metalli alcalini e quelli alcalino-terrosi, gli alogeni e i gas nobili.

I metalli alcalini sono gli elementi appartenenti al gruppo I e sono particolarmente reattivi; infatti, vengono conservati sotto petrolio per evitare che quest'ultimi, esposti all'aria, reagiscono con l'ossigeno, perdendo la lucentezza metallica. A contatto con l'acqua liberano gas idrogeno che può incendiarsi reagendo con l'ossigeno dell'aria.

I metalli alcalino-terrosi sono gli elementi presenti nel gruppo II. La reattività di questi elementi aumenta scendendo lungo il gruppo e anch'essi reagiscono all'acqua, anche se meno vivacemente dei metalli alcalini.

Gli alogeni sono gli elementi del gruppo VII. Allo stato elementare si presentano sotto forma di molecole diatomiche F₂ (Fluoro), Cl₂ (Cloro), Br₂ (Bromo) e I₂ (Iodio).

A temperatura ambiente il fluoro e il cloro si presentano allo stato aeriforme, mentre il bromo è allo stato liquido e lo iodio è solido, sublima facilmente dando vapori di colore bruno-violaceo.

I gas nobili sono gli elementi appartenenti al gruppo VIII e hanno una reattività quasi nulla, una caratteristica dovuta al fatto che il loro livello esterno è completo (8 elettroni di valenza).
Per la loro inerzia chimica, sono adoperati quando è necessario evitare reazioni indesiderate oppure nelle insegne luminose poiché un gas nobile, inserito in un tubo a vuoto in cui scorre la corrente, emette luce di colori diversi e caratteristici.

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 discendendo lungo un gruppo e diminuisce da sinistra verso destra lungo un periodo.

L'andamento periodico del raggio atomico dipende dal numero atomico e, di conseguenza, dal numero di elettroni che occupano un determinato livello energetico.

Procedendo da sinistra verso destra, lungo un periodo, si incrementano le attrazioni tra gli elettroni, che appartengono ad uno stesso livello energetico, e il nucleo, con la conseguente diminuzione del raggio atomico.

Scendendo lungo un gruppo, gli elettroni più esterni vanno ad occupare livelli via via più distanti dal nucleo. Essi risentono sempre meno dell'attrazione nucleare per via dell'aumento della distanza, con il conseguente incremento del raggio atomico.

Energia di ionizzazione

L'energia di prima ionizzazione 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 ed ha il seguente andamento: aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

Scendendo lungo un gruppo, l'elettrone esterno si trova a distanze via via più grandi dal nucleo ed è più facilmente estraibile perché risente di una minore forza attrattiva.

Spostandosi verso destra lungo un periodo, l'energia di ionizzazione tende ad aumentare perché l'elettrone esterno è attratto da un maggior numero di protoni nel nucleo.

L'energia di ionizzazione, quindi, è responsabile della reattività di un elemento.

Affinità elettronica

L'affinità elettronica è l'energia che si libera quando l'atomo isolato in fase gassosa cattura un elettrone.

Essa si misura in kJ/mol ed è massima per gli elementi in alto a destra nella tavola periodica (cloro, fluoro, bromo, iodio, zolfo, ossigeno). Il suo andamento, in genere, è simile a quello dell'energia di ionizzazione: aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

I valori di energia di ionizzazione e di affinità elettronica sono utili per descrivere la tendenza di un atomo isolato a formare ioni positivi e negativi.

Tali valori non sono, però, adeguati per descrivere il comportamento di un atomo che interagisce con un altro. 

Elettronegatività

L'elettronegatività di un elemento misura la tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni coinvolti in un legame.

Essa aumenta lungo un periodo, da sinistra verso destra, e diminuisce lungo un gruppo.

Procedendo lungo un periodo, infatti, aumenta la carica positiva del nucleo, diminuisce il raggio atomico e aumenta la forza con cui il nucleo attira a sé qualsiasi elettrone esterno, aumenta cioè l'elettronegatività.

Scendendo nel gruppo aumenta il raggio atomico e diminuisce la forza con cui il nucleo attira a sé qualsiasi elettrone esterno.