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Tavola periodica degli elementi

 

Descrizione

La tavola periodica degli elementi (o semplicemente tavola periodica) è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi sulla base del loro numero atomico Z.

Ideata dal chimico russo Dmitrij 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, alcuni nella seconda metà del 1900.

In onore del chimico russo, la tavola periodica degli elementi è anche detta tavola periodica di Mendeleev.

 

La tavola periodica

La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:

- ogni gruppo (colonna della tabella) 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 chimiche simili;

- ogni periodo (riga della tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo 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.

 

Gruppo

1

2

3

 

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

 

Periodo

 

1

1
H

 

2
He

 

2

3
Li

4
Be

 

 

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

 

3

11
Na

12
Mg

 

 

13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

 

4

19
K

20
Ca

21
Sc

 

22
Ti

23
V

24
Cr

25
Mn

26
Fe

27
Co

28
Ni

29
Cu

30
Zn

31
Ga

32
Ge

33
As

34
Se

35
Br

36
Kr

 

5

37
Rb

38
Sr

39
Y

 

40
Zr

41
Nb

42
Mo

43
Tc

44
Ru

45
Rh

46
Pd

47
Ag

48
Cd

49
In

50
Sn

51
Sb

52
Te

53
I

54
Xe

 

6

55
Cs

56
Ba

57
La

*

72
Hf

73
Ta

74
W

75
Re

76
Os

77
Ir

78
Pt

79
Au

80
Hg

81
Tl

82
Pb

83
Bi

84
Po

85
At

86
Rn

 

7

87
Fr

88
Ra

89
Ac

**

104
Rf

105
Db

106
Sg

107
Bh

108
Hs

109
Mt

110
Ds

111
Rg

112
Cn

113
Uut

114
Uuq

115
Uup

116
Uuh

117
Uus

118
Uuo

 

 

* Lantanoidi

58
Ce

59
Pr

60
Nd

61
Pm

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb

71
Lu

 

** Attinoidi

90
Th

91
Pa

92
U

93
Np

94
Pu

95
Am

96
Cm

97
Bk

98
Cf

99
Es

100
Fm

101
Md

102
No

103
Lr

 

 

Serie chimiche della tavola periodica

 

Metalli alcalini

Metalli alcalino terrosi

Lantanoidi

Attinoidi

Metalli del blocco d

Metalli del blocco p

Semimetalli

Non metalli

Alogeni

Gas nobili

 

L'invenzione della tavola periodica

La necessità di ordinare le conoscenze che (grazie a ricerche empiriche) venivano accumulandosi sulle diverse sostanze 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 il peso atomico come parametro per la classificazione periodica degli elementi, il che costituì un passo decisivo verso il più raffinato concetto di numero atomico (del quale, nella chimica odierna, le proprietà fisico-chimiche degli elementi sono considerate funzioni periodiche). Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi con il solo nome di quest'ultimo. Egli ipotizzò 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, Glenn Theodore Seaborg sintetizzò e separò con metodi radiochimici i primi 5 elementi transuranici, che sono stati sistemati all'interno della tabella (o in alcuni casi al di sotto). Negli anni successivi i primi di tali transuranici furono identificati in "ultratracce" nei minerali uraniferi, come prodotti naturali di attivazione. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi An.

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 nella tendenza al massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a seconda 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: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s (secondo la regola di Aufbau).

A diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, per cui ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile (e quindi una reattività nulla), e ad 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 determina molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile al crescere del numero atomico Z. Pertanto, a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che si ripetono periodicamente in modo simile per configurazioni elettroniche che hanno una stabilità energetica comparabile, 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 la presenza di un modello microscopico a cui fare riferimento. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.

 

Variazione periodica

Le varie caratteristiche degli elementi chimici che variano periodicamente (indicate nell'elenco precedentemente) sono utilizzate per categorizzare l'elemento stesso (come ad esempio il gruppo di appartenenza).

Più precisamente, il raggio atomico aumenta nello stesso gruppo se ci spostiamo verso gli elementi in basso e diminuisce se avanziamo da sinistra a destra nello stesso periodo; questo è dovuto al fatto che scendendo nel gruppo il numero quantico principale n aumenta e ciò fa sì che l'atomo abbia una nuvola elettronica più sviluppata, mentre andando da sinistra a destra nel periodo n rimane uguale, mentre varia il numero di protoni all'interno del nucleo, facendo aumentare le forze nucleari di attrazione tra gli elettroni e il nucleo attorno al quale gravitano, con la conseguente diminuzione del raggio atomico.

Sia l'energia di ionizzazione, l'elettronegatività che l'affinità elettronica diminuiscono scendendo in un gruppo ed aumentano avanzando da sinistra verso destra nel periodo. Questo è dovuto al fatto che scendendo nel gruppo gli elettroni nell'ultimo livello energetico sono attirati sempre con meno forza per diminuzione delle forze nucleari (gli atomi sono meno elettronegativi) e questo fa diminuire l'energia necessaria per strapparli (diminuisce l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata quando l'atomo acquista un elettrone (affinità elettronica). Andando da sinistra verso destra in un periodo invece gli elettroni saranno attirati sempre con maggior forza dalle forze nucleari (aumenta l'elettronegatività) e questo fa aumentare l'energia per strappargli un elettrone (aumenta l'energia di ionizzazione) e l'energia liberata per acquisto di un elettrone (affinità elettronica). Secondo la teoria di Niels Bohr, in cui il numero di elettroni aumenta con l'aumentare del numero degli orbitali (k=2×1²=2; l=2×2²=8; m=2×3²=18), anche la forma della tavola dovrebbe cambiare. Questa teoria porrebbe fine anche al problema della collocazione delle terre rare. Bisogna prendere il Z dei gas nobili che è:

 

2, 10, 18, 36, 54, 86, 118.

 

Occorre fare la differenza tra due gas adiacenti per trovare il numero degli elementi contenuti nel proprio periodo:

 

10-2=8; 18-10=8; 36-18=18; 54-36=18; 86-54=32; 118-86=32

 

Si noti che il risultato è identico al risultato delle moltiplicazioni sopra scritte e che si ripete 2 volte prima di cambiare.

In questo modo si capisce il perché dei "salti di due caselle": dopo l'elio si salta, poi ci sono due periodi che combaciano (2 e 3), poi ci sono i metalli di transizione (4 e 5), le terre rare (6 e 7). In tal modo si può anche scoprire il Z del prossimo gas nobile, 118+(2×5²)= 168.

 

Gruppo della tavola periodica

Un gruppo di elementi è costituito da quelli che compaiono in una stessa colonna della tavola periodica. Gli elementi di uno stesso gruppo sono caratterizzati da una medesima configurazione elettronica esterna, quindi formano legami con gli stessi elementi. Questo comporta notevoli analogie nel loro comportamento chimico, che possono essere maggiori o minori a secondo del gruppo preso in esame.

Esistono tre diverse convenzioni di numerazione per i gruppi chimici. La più recente, dal 1990 raccomandata dalla IUPAC, utilizza i numeri arabi, mentre la vecchia numerazione IUPAC e la numerazione CAS utilizzano i numeri romani e le lettere A e B. Nella vecchia numerazione IUPAC la lettera A si riferisce alla parte sinistra della tabella, mentre la lettera B a quella destra; nella numerazione CAS la lettera A si riferisce agli elementi del gruppo principale e la lettera B agli elementi di transizione.

 

I gruppi

I gruppi sono 20 e vengono di seguito elencati.

 

IUPAC

IUPAC vecchia

CAS

nome

Gruppo 1

IA

IA

metalli alcalini

Gruppo 2

IIA

IIA

metalli alcalino terrosi

Gruppo 3

IIIA

IIIB

gruppo dello scandio

Gruppo 4

IVA

IVB

gruppo del titanio

Gruppo 5

VA

VB

gruppo del vanadio

Gruppo 6

VIA

VIB

gruppo del cromo

Gruppo 7

VIIA

VIIB

gruppo del manganese

Gruppo 8

VIIIA

VIIIB

gruppo del ferro

Gruppo 9

VIIIA

VIIIB

gruppo del cobalto

Gruppo 10

VIIIA

VIIIB

gruppo del nichel

Gruppo 11

IB

IB

gruppo del rame, anche detti metalli nobili

Gruppo 12

IIB

IIB

gruppo dello zinco

Gruppo 13

IIIB

IIIA

gruppo del boro, anche detti terrosi

Gruppo 14

IVB

IVA

gruppo del carbonio

Gruppo 15

VB

VA

gruppo dell'azoto

Gruppo 16

VIB

VIA

calcogeni

Gruppo 17

VIIB

VIIA

alogeni

Gruppo 18

VIIIB o 0

VIIIA

gas nobili

Gruppo 19

-

-

lantanoidi

Gruppo 20

-

-

attinoidi

 

Le vecchie numerazioni avevano il difetto di poter essere ambigue, indicando con numeri uguali gruppi diversi, soprattutto considerando il fatto che la vecchia numerazione IUPAC era prevalentemente usata in Europa mentre negli Stati Uniti d'America si preferiva la numerazione CAS. La nuova numerazione punta a risolvere queste ambiguità. Tuttavia il vantaggio principale di entrambe le vecchie numerazioni consiste nel fatto che il numero del gruppo corrisponde al numero di legami che formano nella maggior parte dei casi gli elementi che gli appartengono.

 

Voci correlate

Scienza;

Scienze naturali;

Fisica;

Particella;

Energia;

 

Tratto da Wikipedia, elaborato e modificato.

 

 

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