Descrizione della tavola periodica In natura esistono più di 100 elementi (92 naturali e altri ottenuti artificialmente), e la prospettiva di conoscerne tutte le proprietà può sembrare,a prima vista, complicata. Questo compito è reso molto più semplice dall'utilizzo della tavola periodica, la cui esistenza costituisce uno dei successi più rilevanti della chimica. Prima di vederne la sua struttura è giusto citare i nomi di quelle persone che hanno contribuito alla sua creazione. Il passo più importante verso una classificazione sistematica degli elementi venne compiuto dal chimico russo Mendeleev, sebbene prima di lui altri chimici come il tedesco Dobereiner, il francesce (geologo) De Chancourtois e l'inglese Newlands avevano avuto delle intuizioni a riguardo. La tavola periodica fu concepita molto prima che si conoscesse la struttura degli atomi, osservando l'andamento dei dati sperimentali circa le masse atomiche dei gas: nel 1869,infatti, Meyer e Mendeleev (l'uno indipendentemente dall'altro) scoprirono che gli elementi, organizzati secondo massa atomica relativa crescente configuravano famiglie caratterizzate da proprietà simili. Questa osservazione fu denominata da Mendeleev legge periodica. L'intuizione chimica di Mendeleev lo indusse a lasciare lacune in corrispondenza di elementi a quell'epoca ancora sconosciuti, che tuttavia una volta scoperti presentarono le caratteristiche da lui previste. Tuttavia c'erano ancora alcuni elementi che apparivano fuori posto. Questo problema fu risolto solo nel XX secolo quando Moseley esaminando gli spettri di raggi X degli elementi si rese conto che se ne poteva dedurre il numero atomico in quanto tale: si scoprì presto che gli elementi rientravano nello schema della tavola periodica a patto che li si organizzasse secondo il numero atomico (piuttosto che la massa). La tavola periodica è organizzata in colonne verticali chiamate gruppi e righe orizzontali chiamate periodi. Osservandola si può notare come risulti divisa, inoltre, in quattro regioni rettangolari che prendono il nome di blocchi. Tenendo conto della configurazione elettronica di ciascun elemento, tali blocchi sono denominati blocco s,p,d,f, il cui nome deriva rispettivamente dall'ultimo orbitale occupabile dagli elettroni in accordo con il principio di Aufbau. •
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I periodi sono le righe orizzontali in cui gli elementi si susseguono per numero atomico crescente, nel senso che ogni elemento ha nel suo nucleo un protone in più (e di conseguenza anche un elettrone) rispetto a quello che lo precede. Ogni periodo termina a destra della tavola periodica con un elemento del gruppo dei gas nobili, tutti assai poco reattivi perché la loro struttura elettronica esterna s2 p6 è stabile, tanto che essi sono gas monoatomici. Ogni nuovo periodo corrisponde all’occupazione di uno strato di numero quantico principale maggiore e la corrispondenza spiega la diversa lunghezza dei periodi. Ad esempio il periodo 1 è costituito da due soli elementi, H ed He, nei quali l’unico orbitale 1s dello strato n=1 viene a colmarsi con due elettroni; il periodo 2 è costituito da 8 elementi ,da Li a Ne, nei quali vengono a colmarsi l’orbitale 2s e i tre orbitali 2p con otto nuovi elettroni e così via. I numeri che si trovano all’estrema sinistra della tavola periodica sono quelli relativi a ogni periodo e indicano, per quanto appena spiegato, il numero quantico principale di tutti gli elementi che compongono il periodo stesso. I gruppi sono le colonne verticali in cui gli elementi che le compongono manifestano proprietà chimico-­‐fisiche simili. Il numero di gruppo indica quanti elettroni di valenza sono presenti e ciascun gruppo è contrassegnato da una doppia numerazione: la prima in numeri arabi da 1 a 18; la seconda in numeri romani da I a VIII. Nel caso in cui si consideri la numerazione araba per ottenere il numero di elettroni di valenza nel blocco p si sottrae 10 dal numero di gruppo (es: Fluoro nel gruppo 17 ha 7 elettroni di valenza); nel caso in cui si consideri la numerazione romana il numero romano eguaglia il numero di elettroni di valenza e accanto a questi numeri è possibile trovare anche le lettere A e B che indicano rispettivamente: gli elementi che nel loro assetto elettronico •
hanno completato i sottolivelli s e p (i gruppi A sono 8) e gli elementi che nel loro assetto elettronico hanno completato i sottolivelli d ed f (i gruppi B sono 10). Alcuni dei gruppi principali hanno nomi specifici: gli elementi del I gruppo sono chiamati metalli alcalini; quelli del secondo metalli alcalino-­‐terrosi; al settimo gruppo appartengono gli alogeni, mentre nell’ottavo e ultimo gruppo troviamo i gas nobili. La divisione in blocchi della tavola periodica permette di individuare su di essa quattro regioni rettangolari, che come si è detto prendono il nome dall’ultimo orbitale occupabile dagli elettroni. All’estrema sinistra della tavola periodica si trova il blocco s che comprende i metalli alcalini e gli alcalino-­‐terrosi; gli elementi del blocco p vanno dal III (A) all’VIII (A) gruppo e tale blocco comprende quindi gli alogeni e i gas nobili; il blocco d comprende tutti quegli elementi che vanno dal terzo al dodicesimo gruppo (III B-­‐II B) e che sono definiti tutti elementi di transizione tranne quelli del dodicesimo gruppo(quello dello zinco) ; troviamo infine il blocco f i cui elementi vengono chiamati metalli di transizione interna e sono divisi in lantanidi e attanidi. La tavola periodica può servire a prevedere un ampio campo di proprietà, molte delle quali decisive ai fini della comprensione dei materiali e del legame chimico. Le proprietà atomiche da prendere in considerazione per prevedere e capire il comportamento degli elementi sono: il raggio atomico, l’energia di ionizzazione, l’affinità elettronica e l’elettronegatività. Queste caratteristiche sono tutte definite proprietà periodiche degli elementi. •
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Il raggio atomico di un elemento si definisce come metà della distanza tra i nuclei di due atomi continui e il suo andamento periodico diminuisce da sinistra verso destra in un periodo, aumenta dall’alto verso il basso in un gruppo. La diminuzione del raggio atomico lungo un periodo a prima vista può sorprendere, visto che il numero degli elettroni aumenta insieme a quello dei protoni. Questo accade perché lungo un periodo la carica nucleare effettiva aumenta e questo aumento porta ad attrarre verso l’interno gli elettroni, facendo risultare l’atomo più compatto. Al contrario il raggio atomico aumenta discendendo lungo un gruppo perché a ogni nuovo periodo gli elettroni più esterni occupano strati sempre più distanti dal nucleo. L’energia di ionizzazione di un elemento viene definita come l’energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo allo stato gassoso. Si parte dall’energia di ionizzazione primaria, ovvero quella necessaria ad allontanare un solo elettrone da un atomo neutro allo stato gassoso, fino a proseguire con l’energia di ionizzazione secondaria, terziaria ecc che sono quelle necessarie per allontanare un elettrone da un catione rispettivamente con una, due ecc cariche in fase di gas. E’ facile capire quindi come l’energia di ionizzazione secondaria e quelle successive siano sempre più elevate rispetto a quella primaria, dato che allontanare un elettrone da un atomo neutro risulta ovviamente più semplice che farlo in un atomo elettricamente carico (anche se questo discorso vale soprattutto per gli elementi del primo gruppo, perché già nel secondo le energie di ionizzazione sono più o meno comparabili). L’energia di ionizzazione è massima per gli elementi prossimi all’elio e minima per quelli vicini al cesio (quindi cresce lungo un periodo e decresce lungo un gruppo). Questo andamento spiega anche le proprietà metalliche degli elementi: i metalli sono infatti tutti collocati nella estremità sinistra della tavola periodica, ovvero dove l’energia di ionizzazione è minima, infatti tali elementi tendono a cedere con facilità i loro elettroni nei legami chimici e a formare molto facilmente cationi (ioni positivi); al contrario l’energia di ionizzazione è massima in quegli elementi prossimi ai gas nobili i quali molto difficilmente cedono elettroni nei legami chimici, piuttosto li acquistano, e che sono infatti definiti non metalli. •
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L’affinità elettronica è quell’energia liberata quando un elettrone si lega all’atomo in fase gassosa. Le affinità elettroniche sono più elevate nella porzione superiore destra della tavola periodica, in prossimità dell’ossigeno, dello zolfo e degli alogeni. I gas nobili presentano affinità elettronica negativa perché un elettrone che si addiziona ad essi dovrà occupare un orbitale esterno a uno strato chiuso e lontano dal nucleo. Un valore negativo di tale energia indica quindi che per imporre l’elettrone bisogna fornire energia all’atomo. L’andamento periodico di tale proprietà è uguale a quello dell’energia di ionizzazione, quindi cresce lungo un periodo e decresce lungo un gruppo. L’elettronegatività è la tendenza di un elemento ad attrarre su di sé gli elettroni di legame nella formazione di un legame chimico,appunto. Anch’essa aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo e anche in questo caso è facile capire perché ciò accada: l’elettronegatività è massima nell’estrema destra della tavola periodica dove si trovano gli alogeni che tendono ad attrarre ad essi gli elettroni, al contrario è minima in quegli elementi metallici che nei legami chimici tendono a cedere gli elettroni o comunque ad avere una polarizzazione di legame positiva in caso di condivisione elettronica. Tutte queste proprietà e la disposizione ordinata degli elementi secondo questo criterio ben definito permettono di prevedere e comprendere il comportamento degli elementi in basa alla posizione loro occupata nella tavola periodica.
