La Tavola Periodica degli Elementi

Come funziona la Tavola Periodica degli Elementi

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Cos’è la Tavola Periodica degli Elementi

La tavola periodica degli elementi, anche chiamata tavola periodica o tavola di Mendeleev, è la rappresentazione tabellare con cui vengono rappresentati e ordinati tutti gli elementi chimici in base al loro numero atomico, ovvero il numero di protoni presenti nel nucleo di ciascun atomo.

Questa particolare disposizione è studiata per mettere in evidenza la periodicità delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi, permettendo di raggruppare quelli con caratteristiche simili in colonne verticali chiamate “gruppi” o “famiglie”.

In breve, la tavola periodica degli elementi è uno strumento fondamentale in chimica, fisica e altre scienze, perché contiene le informazioni e proprietà di tutti gli elementi, consentendo di prevedere il loro comportamento e quello delle loro combinazioni, facilitando la comprensione delle reazioni chimiche e delle proprietà dei materiali.

La storia della Tavola Periodica degli Elementi

La moderna e più utilizzata Tavola Periodica degli Elementi, oggi strumento essenziale della chimica, è la prima versione nata nel 1869 grazie all’intuizione del chimico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev, docente e ricercatore.

Già prima di lui, alcuni scienziati avevano osservato un principio fondamentale della materia: la periodicità delle proprietà chimiche. Tuttavia, mancava ancora un sistema chiaro e universale per organizzare gli elementi in modo coerente.

Mendeleev affrontò questo problema con un approccio innovativo, creando una classificazione sistematica basata sulle proprietà chimiche e sul peso atomico degli elementi. Intuì inoltre che alcuni elementi ancora sconosciuti avrebbero dovuto esistere e lasciò spazi vuoti nella sua tavola per accoglierli.

Le sue previsioni sulla scoperta di nuovi elementi si rivelarono esatte, confermando la validità del suo modello e segnando una svolta nella comprensione della chimica.

I precursori della Tavola Periodica

Nel 1789, Antoine Lavoisier, chimico francese considerato il padre della chimica moderna, compilò una lista di 33 elementi, suddividendoli in categorie come gas, metalli e non metalli.

Successivamente, nel 1817, Johann Wolfgang Döbereiner individuò gruppi di tre elementi con proprietà simili, le cosiddette “triadi”, che anticipavano l’idea di periodicità.

Nel 1862, Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois propose una rappresentazione cilindrica degli elementi, mettendo in evidenza la ripetizione regolare delle loro proprietà.

Qualche anno dopo, nel 1866, John Newlands formulò la “Legge delle Ottave”, osservando che caratteristiche chimiche simili si ripetevano ogni otto elementi. Tuttavia, la sua teoria fu inizialmente accolta con scetticismo e derisione.

La rivoluzione di Mendeleev e gli sviluppi successivi

Ciò che rese Mendeleev straordinario non fu solo l’aver ordinato gli elementi conosciuti, ma la capacità di prevedere l’esistenza e le proprietà di elementi ancora ignoti, come il gallio e il germanio. La sua tavola, basata sul peso atomico, lasciava spazi vuoti per elementi che ancora non erano stati scoperti, ma che avrebbero dovuto esistere.

Sebbene inizialmente la comunità scientifica fosse scettica, la successiva scoperta degli elementi previsti da Mendeleev confermò la validità della sua intuizione, rendendo la sua tavola il modello di riferimento per la chimica moderna.

Nel 1913, il fisico Henry Moseley perfezionò ulteriormente la tavola, dimostrando che gli elementi dovevano essere ordinati in base al numero atomico crescente e non al peso atomico. Questa scoperta risolse alcune anomalie della versione di Mendeleev e stabilì il criterio definitivo per l’organizzazione degli elementi.

Nel corso del XX secolo, la tavola periodica si arricchì di nuovi elementi e fu ulteriormente raffinata. La scoperta dei gas nobili portò all’aggiunta di una nuova colonna, mentre lo sviluppo della meccanica quantistica permise di comprendere che la periodicità derivava dalla configurazione elettronica degli elementi.

Nel 1945, Glenn Seaborg riorganizzò i lantanidi e gli attinidi, separandoli dal corpo principale della tavola e definendo il layout che conosciamo oggi.

La Tavola Periodica oggi

Con la scoperta di nuovi elementi transuranici, la tavola periodica ha continuato a espandersi. Nel 2016 è stato completato il settimo periodo con l’aggiunta di quattro nuovi elementi: nihonio, moscovio, tennesso e oganesson.

Nel 2019, l’ONU ha celebrato il 150º anniversario della tavola periodica, riconoscendone il ruolo fondamentale nella scienza e nella tecnologia. Oggi, questo straordinario strumento continua a evolversi, accompagnando le nuove scoperte sulla struttura della materia e l’esplorazione dei confini della chimica.

L’organizzazione della Tavola Periodica: colori, gruppi, periodi e blocchi

La struttura della Tavola Periodica degli Elementi si basa su colonne verticali chiamate “gruppi” e righe orizzontali denominate “periodi”. Anche l’uso di colori distintivi facilita l’identificazione delle diverse categorie di elementi.

Le colonne: i Gruppi

I gruppi sono le 18 colonne verticali della tavola periodica. 

Gli elementi all’interno dello stesso gruppo condividono configurazioni elettroniche simili nel loro guscio di valenza, il che si traduce in proprietà chimiche affini. Ad esempio, il Gruppo 1, noto come metalli alcalini, comprende elementi come il litio (Li), il sodio (Na) e il potassio (K), tutti caratterizzati da un singolo elettrone nel guscio esterno, rendendoli altamente reattivi. Analogamente, il Gruppo 17, gli alogeni, include elementi come fluoro (F), cloro (Cl) e bromo (Br), noti per la loro elevata reattività e tendenza a formare sali. 

Le righe: i Periodi

I periodi sono le 7 righe orizzontali della tavola.

Muovendosi da sinistra a destra lungo un periodo, il numero atomico degli elementi aumenta progressivamente, indicando un incremento del numero di protoni nel nucleo e di elettroni negli orbitali. Questo andamento comporta una variazione graduale delle proprietà chimiche e fisiche. Ad esempio, nel Periodo 3, si passa dal sodio (Na), un metallo alcalino morbido e altamente reattivo, al cloro (Cl), un non metallo gassoso e altrettanto reattivo, fino all’argon (Ar), un gas nobile inerte.

I Blocchi

La Tavola Periodica può essere suddivisa in quattro principali blocchi, a seconda del tipo di orbitale che contiene l’elettrone con energia più alta.

Gli orbitali sono regioni nello spazio attorno al nucleo dove è più probabile trovare un elettrone. Le lettere s, p, d, f indicano i diversi tipi di orbitali, ognuno con una forma e capacità specifica per contenere elettroni: l’orbitale s è sferico, il p è a forma di lobo, il d è più complesso e il f ha una forma ancora più intricata.

I blocchi della Tavola Periodica sono:

• Blocco s: comprende gli elementi dei gruppi 1 e 2 (metalli alcalini e metalli alcalino-terrosi), oltre all’idrogeno e all’elio. In questi elementi, l’elettrone più esterno occupa un orbitale s.
• Blocco p: include gli elementi dei gruppi 13-18, dove l’elettrone più esterno si trova in un orbitale p. Questi elementi mostrano una varietà di proprietà chimiche e fisiche.
• Blocco d: riguarda gli elementi di transizione (gruppi 3-12), nei quali l’elettrone più esterno occupa un orbitale d. Questi elementi sono noti per la loro capacità di formare composti con diverse valenze.
• Blocco f: comprende gli lantanoidi e gli attinoidi, situati rispettivamente sotto le serie di transizione. Qui, l’elettrone più esterno occupa un orbitale f.

Gli elementi che si trovano nello stesso blocco (s, p, d, f) hanno orbitali di valenza simili. Questo determina comportamenti chimici simili, come la tendenza a formare determinati tipi di legami e a reagire in specifici modi con altri elementi.

I colori: le categorie degli elementi

L’uso dei colori nella tavola periodica serve a distinguere le diverse categorie di elementi, facilitando la comprensione delle loro proprietà.

• Metalli: Spesso rappresentati in tonalità di blu o grigio, occupano la maggior parte della tavola e sono situati principalmente a sinistra e al centro. Sono generalmente solidi a temperatura ambiente (eccetto il mercurio), lucenti, duttili, malleabili e buoni conduttori di calore ed elettricità. 

• Non Metalli: Solitamente indicati in colori come il verde o il giallo, si trovano in alto a destra della tavola. Possono essere solidi, liquidi o gassosi a temperatura ambiente e presentano scarsa conducibilità elettrica e termica. 

• Semimetalli (Metalloidi): Più spesso colorati in tonalità intermedie, come l’arancione o il viola, si trovano lungo la linea diagonale che separa metalli e non metalli. Possiedono proprietà intermedie tra queste due categorie e sono fondamentali nell’industria elettronica per la produzione di semiconduttori. 

• Lantanidi: Di solito rappresentati con un colore particolare, come il giallo chiaro o il verde chiaro, i lantanidi sono un gruppo di 15 elementi chimici situati nella parte inferiore della tavola periodica, sotto i metalli di transizione. Questi elementi sono noti per la loro grande importanza nell’industria tecnologica, in particolare per la produzione di magneti permanenti e luci a LED.

• Attinidi: Gli attinidi, situati subito sotto i lantanidi, sono spesso colorati in arancione chiaro o rosso, a indicare la loro particolare radioattività. Questo gruppo comprende elementi come l’uranio (U) e il plutonio (Pu), utilizzati principalmente nelle centrali nucleari e nella produzione di energia nucleare.

Oltre ai metalli, non metalli e semimetalli esistono poi alcune categorie ancora più specifiche, che riflettono le proprietà chimiche e fisiche degli elementi in maniera precisa. 

• Metalli Alcalini: questi metalli appartenenti al Gruppo 1 sono tra i più reattivi della Tavola Periodica e comprendono elementi come il Litio (Li), il Sodio (Na), il Potassio (K) e il Cesio (Cs). Questi elementi hanno un singolo elettrone nel loro guscio esterno, che tendono a cedere facilmente, formando cationi con una carica positiva. Sono tutti solidi a temperatura ambiente, eccetto il Cesio, che è un liquido.

• Metalli Alcalino-Terrosi: questi metalli appartengono al Gruppo 2, che includono il Magnesio (Mg), il Calcio (Ca) e il Bario (Ba), presentano due elettroni nel loro guscio esterno e sono meno reattivi rispetto ai metalli alcalini. Tuttavia, anch’essi sono buoni conduttori di calore e elettricità e sono utilizzati in numerose applicazioni industriali, come nella produzione di leghe leggere e nella tecnologia dei metalli.

• Metalli di Transizione: i metalli di transizione (Gruppi 3-12), come il Ferro (Fe), il Rame (Cu), l’Oro (Au) e l’Argento (Ag), sono noti per la loro capacità di formare leghe e per la varietà dei loro stati di ossidazione. Questi metalli sono fondamentali per la costruzione di macchinari, circuiti elettronici e monete, grazie alla loro durezza e capacità di condurre elettricità.

• Metalli Post-Transizione: gli elementi come l’Alluminio (Al), il Piombo (Pb) e il Bismuto (Bi) appartengono a questa categoria. Mentre hanno proprietà simili ai metalli di transizione, i metalli post-transizione sono generalmente meno densi e più facilmente lavorabili. Vengono utilizzati in una varietà di applicazioni, tra cui l’industria automobilistica, l’elettronica e la produzione di batterie.
• Alogeni: gli alogeni si trovano nel Gruppo 17, tra cui Fluoro (F), Cloro (Cl) e Iodio (I), sono caratterizzati dalla loro forte reattività. Questi elementi si combinano facilmente con metalli e non metalli per formare sali e sono usati in una varietà di applicazioni industriali, dalla purificazione dell’acqua alla produzione di farmaci.

• Gas Nobili: gli elementi del Gruppo 18 come Elio (He), Neon (Ne) e Argon (Ar) sono noti per la loro inertezza chimica. La loro configurazione elettronica stabile li rende poco propensi a reagire con altri elementi, motivo per cui sono utilizzati in applicazioni come illuminazione (Neon) e criogenica (Elio).

Metalli, Non Metalli e Semimetalli: cosa sono e dove si trovano

Una delle classificazioni fondamentali della Tavola Periodica degli Elementi distingue gli elementi metallici, definiti metalli, i non metalli e i semimetalli (o metalloidi). Questa suddivisione aiuta a comprendere le diverse proprietà fisiche e chimiche degli elementi e la loro distribuzione nella tavola periodica.

I Metalli

I metalli rappresentano la maggior parte degli elementi chimici e si trovano principalmente a sinistra e al centro della tavola periodica. Sono generalmente solidi a temperatura ambiente (eccetto il mercurio), lucenti, duttili, malleabili e ottimi conduttori di calore ed elettricità. Questi elementi tendono a cedere elettroni durante le reazioni chimiche, formando cationi.

Leggi anche: I metalli della Tavola Periodica

I Non Metalli

I non metalli occupano la parte superiore destra della tavola periodica. Possono essere solidi, liquidi o gassosi a temperatura ambiente e presentano scarsa conducibilità elettrica e termica. Questi elementi tendono ad acquisire elettroni durante le reazioni chimiche, formando anioni. La loro versatilità li rende essenziali in numerosi processi biologici e industriali.

Leggi anche: I non metalli della Tavola Periodica

I Semimetalli (Metalloidi)

I semimetalli, o metalloidi, si trovano lungo la linea diagonale che separa metalli e non metalli nella tavola periodica. Questi elementi possiedono proprietà intermedie tra metalli e non metalli. Ad esempio, il silicio e il germanio sono semimetalli noti per la loro capacità di condurre elettricità in determinate condizioni, rendendoli fondamentali nell’industria elettronica per la produzione di semiconduttori.

Leggi anche: I semimetalli della Tavola Periodica

Gli elementi della Tavola Periodica

Ogni elemento chimico presente nella tavola periodica è rappresentato da una casella che racchiude informazioni fondamentali sulla sua identità e sulle sue proprietà.

La disposizione di queste informazioni può variare leggermente a seconda della grafica utilizzata, ma generalmente comprende:

• Numero atomico (Z)

Il numero atomico indica il numero di protoni presenti nel nucleo dell’atomo. È l’identificativo univoco di un elemento: nessun altro elemento può avere lo stesso numero atomico. Questo valore è sempre un numero intero e determina anche la posizione dell’elemento nella tavola periodica.

• Simbolo chimico

Ogni elemento è rappresentato da un simbolo chimico composto da una o due lettere. La prima lettera è sempre maiuscola, mentre la seconda (se presente) è minuscola. Il simbolo deriva solitamente dal nome latino o inglese dell’elemento. Ad esempio, il simbolo del sodio è “Na” (da Natrium, il suo nome latino), mentre quello del ferro è “Fe” (da Ferrum).

• Nome dell’elemento

In molte versioni della tavola periodica è riportato anche il nome completo dell’elemento sotto il simbolo chimico. Questo aiuta a identificare immediatamente l’elemento senza dover ricordare il significato del simbolo.

• Massa atomica relativa (Ar)

La massa atomica relativa rappresenta la media ponderata delle masse di tutti gli isotopi naturali dell’elemento, tenendo conto della loro abbondanza relativa. È espressa in unità di massa atomica (u). Poiché tiene conto della presenza degli isotopi, non è sempre un numero intero. Ad esempio, la massa atomica relativa del cloro è circa 35,45 u, poiché è una media tra i suoi isotopi principali, Cl-35 e Cl-37.

• Configurazione elettronica (opzionale)

In alcune tavole periodiche avanzate, è riportata anche la configurazione elettronica dell’elemento, cioè la distribuzione dei suoi elettroni nei vari livelli energetici. Questo dato è cruciale per comprendere la reattività chimica dell’elemento.

• Stato di aggregazione a temperatura ambiente

Alcune tavole periodiche indicano lo stato fisico dell’elemento a temperatura ambiente (circa 25°C e 1 atm di pressione). Gli elementi possono essere solidi (es. ferro, oro, zolfo), liquidi (es. mercurio, bromo) o gassosi (es. ossigeno, idrogeno, neon).

• Elettronegatività (opzionale)

Alcune tavole mostrano l’elettronegatività di un elemento, cioè la sua capacità di attrarre elettroni in un legame chimico. Il valore più usato è la scala di Pauling, in cui il fluoro ha il massimo valore (3,98), essendo l’elemento più elettronegativo.

Esempio di come si legge un elemento della tavola periodica: il Carbonio (C)

Per rendere più chiaro il significato delle informazioni contenute in una casella della tavola periodica, analizziamo il caso del carbonio.

Una casella tipica del carbonio nella tavola periodica può apparire così:

• Numero atomico (Z = 6) → Il carbonio ha 6 protoni nel suo nucleo.
• Simbolo chimico (C) → È il simbolo universale per identificare il carbonio.
• Nome dell’elemento (Carbonio) → Indica il nome completo dell’elemento.
• Massa atomica relativa (12,011 u) → È la media delle masse atomiche degli isotopi del carbonio, principalmente il Carbonio-12 e il Carbonio-13.

In versioni più dettagliate della tavola, potremmo trovare anche:

• Configurazione elettronica: 1s² 2s² 2p² → Indica che il carbonio ha 6 elettroni distribuiti su due livelli energetici.
• Stato di aggregazione: Solido (a temperatura ambiente).
• Elettronegatività: 2,55 sulla scala di Pauling.

Proprietà e come variano nella Tavola

Ogni elemento della Tavola Periodica possiede delle proprietà che è possibile leggere direttamente nella tabella a partire dalla posizione che occupa. Vediamole insieme. 

Raggio Atomico

Il raggio atomico rappresenta la distanza media tra il nucleo di un atomo e la nube elettronica più esterna. 

Non è un valore assoluto fisso, poiché dipende dallo stato chimico dell’atomo e dal tipo di legame che esso forma. Nella maggior parte delle tavole periodiche questo dato non è direttamente indicato, ma è possibile trovarlo nelle tabelle di riferimento.

Osservando l’andamento lungo la tavola periodica, si nota che il raggio atomico diminuisce attraversando un periodo da sinistra a destra. Questo avviene perché, pur aumentando il numero di elettroni, cresce anche la carica nucleare, che attrae gli elettroni con maggiore forza, riducendo le dimensioni dell’atomo. Al contrario, scendendo lungo un gruppo, il raggio atomico aumenta, poiché si aggiungono nuovi livelli energetici che portano gli elettroni più lontano dal nucleo. Per questo motivo, gli elementi della parte sinistra della tavola, come i metalli alcalini, tendono ad avere atomi molto grandi, mentre quelli della parte destra, come i gas nobili, presentano raggi più ridotti.

Elettronegatività

L’elettronegatività misura la capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni quando forma un legame chimico. La scala di riferimento più utilizzata è quella di Pauling.

L’elettronegatività nella Tavola Periodica segue una tendenza precisa: aumenta lungo un periodo da sinistra a destra, poiché gli elementi situati verso la destra della tavola possiedono nuclei più carichi, che esercitano una maggiore attrazione sugli elettroni. Al contrario, scendendo lungo un gruppo, l’elettronegatività diminuisce, perché gli elettroni di valenza si trovano a distanze maggiori dal nucleo e risentono meno della sua attrazione. Questa proprietà distingue nettamente i metalli, che hanno elettronegatività basse, dai non metalli, che tendono ad attrarre fortemente gli elettroni nei legami.

Numero di Ossidazione

Il numero di ossidazione rappresenta la carica formale che un atomo assume in un composto chimico, determinata dalla distribuzione degli elettroni nei legami. Questo valore può essere positivo, negativo o nullo a seconda dell’elemento e della sua configurazione elettronica.

Nelle tavole periodiche più dettagliate, il numero di ossidazione è spesso indicato sopra o accanto al simbolo chimico dell’elemento, elencando i valori possibili. Gli elementi dei gruppi principali tendono ad avere numeri di ossidazione prevedibili: i metalli alcalini presentano tipicamente +1, mentre gli alcalino-terrosi +2. Gli alogeni, grazie alla loro elevata elettronegatività, assumono comunemente -1, mentre i gas nobili hanno generalmente numero di ossidazione nullo, data la loro stabilità elettronica. Gli elementi di transizione, invece, possono mostrare più numeri di ossidazione variabili, poiché la loro configurazione elettronica permette diverse possibilità di distribuzione degli elettroni nei legami.

Energia di Ionizzazione

L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro in fase gassosa. Maggiore è questo valore, più difficile sarà strappare un elettrone dall’atomo. La prima energia di ionizzazione si riferisce alla rimozione del primo elettrone, mentre le energie successive si applicano alla rimozione degli elettroni rimanenti.

Lungo un periodo, da sinistra a destra, l’energia di ionizzazione tende ad aumentare, poiché gli elementi a destra possiedono nuclei più carichi che trattengono gli elettroni con maggiore forza. Al contrario, scendendo lungo un gruppo, essa diminuisce, poiché gli elettroni più esterni si trovano a una distanza maggiore dal nucleo e sono quindi più facilmente rimovibili. I gas nobili, con le loro configurazioni elettroniche complete, hanno le energie di ionizzazione più alte, mentre i metalli alcalini, che perdono elettroni molto facilmente, hanno valori particolarmente bassi.

Rappresentazioni alternative della Tavola Periodica

La tavola periodica degli elementi ha subito nel tempo diverse reinterpretazioni e modifiche per rispondere a esigenze specifiche e per enfatizzare particolari proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Si stima che, nei cento anni successivi alla sua pubblicazione, siano state proposte circa 800 versioni alternative della tavola periodica.

Tra le rappresentazioni alternative più note ci sono:

• Tavola Periodica a spirale di Theodor Benfey (1960)
• La Tavola Periodica tridimensionale di Courtine (1925)
• Il Sistema a Lamina di Wringley (1949)
• La Tavola Ellittica di Giguere (1965)
• L’Albero Periodico di Dufour (1996)

Un’altra disposizione degna di nota è la tavola periodica verticale, che si sviluppa in senso verticale incorporando lantanidi e attinoidi nel blocco principale, offrendo una diversa prospettiva sulle relazioni tra gli elementi.

Charles Janet, un autodidatta senza una laurea in chimica, ha redatto nel 1929 una versione alternativa della tavola periodica, nota come “left step“, utilizzando la teoria quantistica per disporre gli elementi secondo le loro configurazioni elettroniche. Janet ha anche lasciato caselle libere per inserire ulteriori elementi fino al 120º, nonostante nella sua epoca fossero stati scoperti solo 92 elementi.

Una tavola in continua evoluzione

Storicamente, nella tavola periodica ci sono state lacune che hanno stimolato la ricerca scientifica. Ad esempio, nel 1871, Mendeleev predisse l’esistenza di tre elementi non ancora scoperti, che chiamò provvisoriamente eka-boro, eka-alluminio ed eka-silicio. Questi elementi furono successivamente scoperti e identificati rispettivamente come scandio, gallio e germanio.

Un caso particolare è quello dell’elemento con numero atomico 43, il tecnezio. Per molti anni, questo elemento rimase una lacuna nella tavola periodica fino a quando, nel 1937, Carlo Perrier ed Emilio Segrè lo isolarono per la prima volta in laboratorio, rendendolo il primo elemento prodotto artificialmente nella storia.

La ricerca di elementi superpesanti ha portato alla proposta di tavole periodiche estese. Il chimico Pekka Pyykkö, ad esempio, ha utilizzato modelli computazionali per calcolare le posizioni degli elementi fino a Z=172, scoprendo che alcuni di essi si discostano dalla regola di ordinamento energetico di Madelung. Pyykkö ha suggerito che i gusci degli orbitali si riempiranno in un ordine specifico e ha proposto una suddivisione del periodo 8 in tre parti: 8a, 8b e 8c.

Le rappresentazioni alternative della tavola periodica e le previsioni sugli elementi mancanti dimostrano quanto la chimica sia una scienza dinamica, capace di evolversi costantemente. Dalla geniale intuizione di Mendeleev fino alle simulazioni computazionali moderne, la ricerca scientifica continua a modellare e perfezionare il modo in cui comprendiamo la materia e la sua organizzazione. La tavola periodica non è solo un elenco di elementi, ma un potente strumento che racconta la storia dell’universo e anticipa le scoperte del futuro.