DESCRIZIONE TAVOLA PERIODICA
La tavola periodica degli elementi è lo schema col quale vengono ordinati gli atomi sulla base
del loro numero atomico Z. Ideata dal chimico russo Dimitrij Mendeleev nel 1869,
contemporaneamente ed indipendentemente dal chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830 1895), inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati
scoperti in futuro, taluni nella seconda metà del 1900.
La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:
Ogni gruppo (colonne verticali della tavola) comprende gli elementi che hanno la stessa
configurazione elettronica esterna (modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo).
All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche simili.
Ogni periodo (linee orizzontali delle tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come
configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, o ns dove n è il numero quantico
principale, e procedendo verso gli atomi successivi del periodo, il numero atomico Z aumenta
di una unità ad ogni passaggio.
Nell'antica Grecia, si credeva che ci fossero solo quattro elementi, aria, fuoco, terra ed acqua:
ad ogni modo questa teoria venne tralasciata quando i veri elementi chimici cominciarono ad
essere scoperti. Gli scienziati avevano però bisogno di una banca dati facilmente accessibile e
organizzata in maniera schematica che permettesse loro di registrare e studiare gli elementi
chimici, e questo portò all'introduzione della tavola periodica.
La necessità di ordinare le conoscenze che venivano accumulandosi sugli atomi venne sentita
fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica
chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le
opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.
La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della
formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Se gli elementi vengono disposti in ordine crescente di numero atomico, inserendo in seguito
altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione
del numero atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il
chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che, nel 1829, per primo notò una certa
quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.
A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli
elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle
ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai
suoi contemporanei.
Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev, indipendentemente l'uno dall'altro,
assunsero erroneamente il peso atomico come parametro nella classificazione periodica degli
elementi (successivamente si dimostrò che la sequenza corretta era in ordine crescente di
numero atomico anzichè di peso atomico). Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo
Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi
col solo nome di quest'ultimo. Egli insinuò anche che esistessero altri elementi, al momento
non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la
scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.
Negli anni '40, Seaborg identificò i primi 5 attinoidi, che sono stati sistemati all'interno della
tabella, o, in alcuni casi, al di sotto, come si può vedere dallo schema. Dal 2003 la IUPAC ha
attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi An. [1] [2]
La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8 , 8, 18, 18, 32, 32) è
stata scoperta solo in seguito (ad opera principalmente di Niels Bohr), ed è da ricercarsi nel
massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore
diverso a secondo del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi
orbitali per numeri atomici crescenti: si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di
tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici
per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: s s p s p s d p s d p
s f d p s f d p s (secondo la regola di Aufbau). Si ha che diversi gradi di riempimento
dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, in modo che ad
orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile e quindi una reattività
nulla, e a orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori
quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile: questa
diversa reattività a livello macroscopico va a determinare molte delle proprietà chimiche
dell'elemento, che si ripetono in modo simile tra elementi di numero atomico Z crescente
secondo tali regole periodiche. Pertanto, in sintesi, si ha che a diversi numeri atomici (ossia ad
elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche,
che tuttavia si ripetono periodicamente in modo simile quando si incontrano configurazioni
elettroniche simili per stabilità energetica, e questo accade per analoghi gradi di riempimento
dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento
dei vari orbitali.
La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata
solo da osservazioni macroscopiche, senza conoscere la causa microscopica di tale forma
altrimenti difficilmente spiegabile, e solo successivamente "confermata" con la scoperta della
struttura microscopica degli atomi e quindi della loro modalità di reazione fra loro.
