Tavola periodica degli elementi

 

 

 

Tavola periodica degli elementi

 

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Tavola periodica degli elementi

 

IL SISTEMA PERIODICO

 

La tavola periodica

Gli elementi chimici attualmente conosciuti sono 109, dei quali 92 sono presenti in natura, mentre i rimanenti sono stati preparati artificialmente a partire dalla fine degli anni ’30 del secolo scorso. Tra gli elementi naturali, nove (oro, argento, rame, ferro, piombo, stagno, mercurio, zolfo e carbonio) erano conosciuti fino dall’antichità, mentre altri cinque (arsenico, antimonio, bismuto, fosforo e zinco) vennero scoperti dagli alchimisti durante il medioevo. Nel corso del XVIII° secolo vennero scoperti alcuni importanti elementi gassosi (azoto, ossigeno, idrogeno e cloro), nonché diversi metalli ( tra cui platino, nichel, manganese, uranio, cromo e titanio); all’inizio del XIX° secolo poi, grazie all’impiego dell’elettrolisi, vennero scoperti altri sei importanti elementi metallici (potassio, sodio, calcio, magnesio, bario e stronzio). Nel corso di tutta la prima metà dell’800  le scoperte si susseguirono numerose , per cui intorno al 1850 si conoscevano circa 50 elementi, ciascuno dei quali possedeva caratteristiche proprie. I chimici dell’epoca cominciarono quindi a chiedersi perché fossero così tanti e quanti ancora restassero da scoprire; allo stesso tempo sorse l’esigenza di mettere ordine, cercando di classificare gli elementi stessi in base ad un qualche principio. Il primo criterio utilizzato fu quello del peso atomico , ma per tale via si ottennero classificazioni di utilità limitata. Risultati più interessanti si ottennero invece raggruppando gli elementi in base a proprietà chimiche simili, come fece nel 1869 il chimico russo Dimitri I. Mendeleev (1834 – 1907), il quale ordinò gli elementi allora conosciuti in una tabella formata da righe orizzontali, chiamate periodi, e colonne verticali dette gruppi. Successivamente alla scoperta dei numeri atomici , tale classificazione fu quindi perfezionata ed i vari elementi vennero classificati secondo il numero atomico crescente: si arrivò in questo modo alla moderna tavola periodica degli elementi. 

 

Classificazione periodica degli elementi

Tavola periodica degli elementi completa da stampare

Tavola periodica degli elementi numeri di ossidazione

 

All’interno di ogni periodo , spostandosi verso destra, il numero atomico degli elementi cresce di una unità alla volta; tutti gli elementi appartenenti ad un medesimo periodo hanno inoltre gli elettroni più esterni nello stesso livello energetico, il cui numero quantico principale corrisponde al numero del periodo stesso. Così nel primo livello energetico abbiamo un solo orbitale, 1S, che consente quindi solo due possibili configurazioni elettroniche, 1S1 e 1S2; nel primo periodo quindi possiamo avere due soli elementi, H con Z=1 e He con Z=2, cui corrispondono rispettivamente le due configurazioni indicate.
L’elemento con Z=3, il litio (Li), deve appartenere necessariamente al secondo periodo ed il suo elettrone in più rispetto all’elio va a finire nell’orbitale 2S. Col litio si apre dunque il secondo periodo, costituito da otto elementi, coi quali si riempiono progressivamente gli orbitali 2S e 2P, fino ad arrivare al neon (Ne), con Z=10 e configurazione elettronica 1S2 2S2 2P6. Gli elementi dell’ottavo gruppo, detti gas nobili, chiudono sempre il periodo, in quanto nella loro configurazione elettronica esterna tutti gli orbitali del periodo stesso sono riempiti. Gli elementi di qualsiasi periodo devono necessariamente avere completamento riempito tutti gli orbitali dei livelli precedenti all’ultimo, che corrisponde al numero del periodo cui appartengono. Ogni elemento ha quindi una configurazione elettronica interna corrispondente a quella del gas nobile che chiude il periodo precedente. A partire da questo fatto, per semplificare la scrittura delle configurazione elettroniche totali, esterna più interna, degli elementi dei periodo inferiori, che ad un certo punto diventano molto lunghe, si usa indicare la loro configurazioni elettronica interna col simbolo del gas nobile che termina il periodo precedente. In questo senso dunque la configurazione elettronica totale del litio può essere scritta come He 2S1, quella del berillio He 2S2 eccetera. Questa scrittura, utilizzata spesso nelle tavole periodiche, serve inoltre per evidenziare che la configurazione elettronica di maggior interesse è quella esterna, mentre quella interna può essere abbreviata per comodità. Da notare inoltre che nei primi due gruppi si riempiono gli orbitali S di ciascun livello energetico; tali gruppi costituisco pertanto il blocco S della tabella periodica. Nei gruppi dal terzo all'ottavo si riempiono i corrispondenti orbitali P, questi sei gruppi costituiscono quindi il blocco P della tabella.

Il terzo periodo comincia col sodio (Na) e termina con l'argon (Ar). Il terzo livello energetico possiede però anche gli orbitali 3d; questi però sono preceduti nell'ordine di riempimento dagli orbitali 4S (confronta la serie in alto a pag. 7), per cui l'elemento successivo, il potassio (K) appartiene al quarto periodo ed è seguito dal calcio (Ca), col quale termina il riempimento dei 4S. Con lo scandio (Sc) inizia il riempimento dei 3d, che prosegue fino allo zinco (Zn). Si individua così una serie di dieci elementi coi quali si riempiono gli orbitali 3d, al termine di questa troviamo il gallio (Ga), col quale riprende il riempimento degli orbitali 4P.

Nel quinto periodo si riempiono gli orbitali 5S, con il rubidio e lo stronzio, poi i 4d coi dieci elementi dall'ittrio al cadmio, quindi i 5P con gli elementi dall'indio allo xeno. Il sesto periodo inizia col riempimento dei 6S, con cesio e bario, quindi la tabella si interrompe e, successivamente al lantanio, inizia una serie di quattordici elementi, detti lantanidi o lantanoidi, corrispondenti al riempimento degli orbitali 4f; quest'ultima serie è staccata dal resto della tabella. Con gli elementi dall'afnio al mercurio si riempiono gli orbitali 5d, cui seguono i 6P con gli elementi dal tallio al rado. Inizia infine il settimo periodo col riempimento dei 7S, con francio e radio, successivamente all'attinio la tabella si interrompe di nuovo e si ha una nuova serie di quattordici elementi, detti attinidi o attinoidi, coi quali si riempiono i 5f e termina la tabella. Gli elementi delle tre serie di riempimento degli orbitali d vengono detti metalli di transizione e costituiscono il blocco d, mente attinoidi e lantanoidi formano il blocco f.
Le proprietà periodiche
Osservando attentamente la tabella si può notare che, nel susseguirsi degli elementi, periodicamente ricompaiono delle caratteristiche comuni. Innanzitutto gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, anche se l'ultimo livello energetico è diverso. Se prendiamo, ad esempio, i primi cinque elementi del settimo gruppo osserviamo che possiedono le configurazioni elettroniche esterne riportate nella tabella a destra. Ciò è molto importante perché, per quanto già sappiamo, essi avranno un comportamento chimico simile; ciò si vede, ad esempio, confrontando le formule dei loro composto con l'idrogeno (vedi ultima riga a destra della tabella qui a fianco).

 

 

 

 

 

 

Passiamo adesso al volume atomico. Scendendo lungo un gruppo gli elementi aumentano di un livello energetico alla volta, è logico quindi che il loro volume aumenti. Spostandosi invece da sinistra verso destra in un periodo il livello energetico resta lo stesso, tuttavia aumentano sia i protoni, che gli elettroni, incrementando così la forza elettrostatica tra il nucleo e la nuvola elettronica: a causa di ciò il nucleo attira più fortemente gli elettroni ed il volume atomico diminuisce. A questa regola fanno eccezione i gas nobili, il cui volume aumenta rispetto a quello degli elementi del settimo gruppo, perché si è terminato il riempimento degli orbitali dell’ultimo livello energetico.
Il volume atomico è una carat­teristica molto importante degli elementi, in quanto influenza la forza con la quale gli elettroni più esterni sono legati al nu­cleo. Negli atomi piccoli gli elettroni esterni sono infatti molto vicini al nucleo e ne sono attratti molto fortemente, risulterà quindi, ad esempio, difficile strapparglieli. Negli atomi grandi, invece, essendo gli elettroni esterni più lontani dal nucleo, ne saranno attratti in modo più blando e sarà così più fa­cile strapparli. Quanto abbiamo appena detto risulterà molto utile quando tratteremo degli ioni e della loro formazione.
La regola dell’ottetto
Tutto in natura tende spontaneamente verso la maggiore stabilità ; come vedremo più avanti, parlando delle reazioni chimiche, le sostanze reagiscono spontaneamente per trasformarsi in altre sostanze più stabili. Più una sostanza è stabile e più difficilmente parteciperà a reazioni chimiche, viceversa sono le sostanze più instabili quelle che reagiscono più facilmente. In natura non è possibile incontrare atomi allo stato isolato; non si incontrano mai cioè atomi singoli di ossigeno o di sodio e questo perché gli atomi isolati sono talmente tanto instabili che reagiscono con qualsiasi altra sostanza vengano in contatto legandosi coi suoi atomi .
o in un tubo al neon noi troviamo singoli atomi di questi gas, che si definiscono nobili proprio perché non reagiscono praticamente mai con altri atomi, sia uguali a loro, che di altri elementi. Possiamo quindi affermare che i gas nobili sono gli elementi più stabili esistenti in natura. Questa loro importante caratteristica deriva dalla configurazione elettronica esterna nS2 nP6, nella quale risultano riempiti tutti gli orbitali S e P; a ciò fa eccezione l’elio, la cui configurazione elettronica esterna, pur essendo 1S2, ha comunque riempito l’unico orbitale presente nel livello. Una configurazione elettronica di questo tipo si definisce otteziale, in quanto nell’ultimo livello energetico sono presenti otto elettroni, ovvero un ottetto.
Nessun altro elemento della tabella presenta una simile configurazione elettronica, essa tuttavia, conferendo la massima stabilità possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere attraverso le reazioni chimiche. Ciò significa che tutti gli elementi della tabella periodica, reagendo tra loro e formando legami, cercano di raggiungere una configurazione elettronica otteziale. Quanto sopra descritto rappresenta la regola dell’ottetto, una legge di fondamentale importanza in quanto da la possibilità di spiegare e di prevedere il comportamento chimico dei vari elementi. Poiché tuttavia l’elio, pur non avendo l’ottetto, è sempre un gas nobile e rappresenta il riferimento di alcuni elementi che gli sono vicini nella tabella, la regola dell’ottetto può essere allargata nella formulazione seguente: tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino.

Gli ioni
, perdendo la sua neutralità elettrica e trasformandosi in uno ione. Se l’atomo cede elettroni assume una carica positiva e si trasforma in uno ione positivo o  catione; a seconda che gli elettroni ceduti siano uno, due, tre o quattro, il catione potrà essere mono, bi, tri o tetravalente, esso si indica con lo stesso simbolo dell’elemento da cui deriva, ma con tanti segni + quante sono le sue cariche positive. Le dimensioni dei cationi sono minori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso più degli elettroni residui e li attirano con maggior forza, facendo diminuire il volume atomico.

 Se invece l’atomo acquista elettroni assume una carica negativa diventando uno ione negativo o anione; a seconda che gli elettroni acquisiti siano uno, due o al massimo tre, l’anione potrà essere mono, bi, o trivalente, esso si indica con lo stesso simbolo dell’elemento da cui deriva, ma con tanti segni − quante sono le sue cariche negative. Le dimensioni degli anioni sono maggiori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso meno degli elettroni e li attirano con minor forza, gli elettroni possono quindi allontanarsi un poco dal nucleo, facendo aumentare il volume atomico.
Ma per quale motivo un atomo dovrebbe cedere o acquistare degli elettroni? La risposta è semplice: per raggiungere l’ottetto o comunque la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Prendiamo ad esempio il sodio, che avendo configurazione elettronica esterna 3S1 per raggiungere la configurazione di un gas nobile può acquistare 7 elettroni, diventando simile all’argon, oppure può cederne uno, diventando simile al neon. E’ evidente che la prima soluzione è improponibile ed infatti il sodio facilmente cede il suo elettrone più esterno, diventando un catione monovalente, secondo la reazione: Na → Na+ + e−. Prendiamo ora il cloro, di configurazione elettronica esterna 3S2 3P5 a cui manca un solo elettrone per assumere la configurazione dell’argon, il gas nobile a lui più vicino; la trasformazione è abbastanza semplice ed infatti frequentemente il cloro acquista un elettrone in più, trasformandosi in un anione monovalente, secondo la reazione:  Cl + e−→ Cl−.
A questo punto risulta evidente che, se gli atomi si trasformano in ioni per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, è possibile prevedere in quale tipo di ioni monoatomici un elemento si trasformerà, a seconda della sua posizione nella tabella periodica, secondo lo schema seguente:

gruppo	Ioni monoatomici	gruppo	Ioni monoatomici
I°	Cationi monovalenti (Na+; K+ ecc.)	V°	raramente cationi trivalenti (Bi 3+) o anioni trivalenti(N3-)
II°	cationi bivalenti (Mg 2+; Ca 2+ ecc.)
III°	cationi trivalenti (Al 3+)	VI°	anioni bivalenti (O2-; S2-)
IV°	cationi tetravalenti (Sn 4+; Pb 4+ )	VII°	anioni monovalenti (Cl-; F-; ecc.)

Energia di ionizzazione
Si definisce energia di ionizzazione l’energia necessaria per strappare ad un atomo uno dei suoi elettroni più esterni. Da quanto detto nel paragrafo precedente si capisce che gli elementi dei primi gruppi a sinistra della tabella periodica, che si trasformano facilmente in cationi, avranno una bassa energia di ionizzazione, mentre gli elementi degli ultimi gruppi a destra, che si trasformano facilmente in anioni, avranno alta energia di ionizzazione. Infatti l’energia di ionizzazione aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo. 
Osservando attentamente l’andamento dell’energia di ionizzazione all’interno della tabella periodica si può osservare che esso è esattamente opposto a quello del volume atomico: le due grandezze sono infatti inversamente proporzionali tra loro. Gli atomi con grande volume hanno piccola energia di ionizzazione, mentre quelli con volume piccolo hanno grande energia di ionizzazione; la forza con cui il nucleo attrae gli elettroni esterni diminuisce infatti all’aumentare delle dimensioni atomiche, cioè all’aumentare della distanza tra nucleo ed elettroni medesimi, come avevamo già visto all’inizio di pagina 3.
Elettronegatività
L’elettronegatività di un elemento è la forza con cui i suoi atomi attirano gli elettroni di legame. Abbiamo già detto che gli atomi, tranne quelli dei gas nobili, non si trovano mai isolati, nel senso che sempre reagiscono con altri atomi per formare dei legami chimici. I legami chimici sono i modi nei quali gli atomi si legano tra loro; in alcuni casi essi si realizzano grazie al fatto che i due atomi legati mettono in comune tra loro degli elettroni, che si muoveranno quindi nello spazio compreso tra i due nuclei. Ognuno dei due nuclei eserciterà quindi su di essi un’attrazione, la cui intensità è misurata dall’elettronegatività. Confrontando le due figure della pagina precedente possiamo vedere che l’elettronegatività ha un andamento analogo a quello dell’energia di ionizzazione. Infatti anche l’elettronegatività aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo. Ancora una volta entra in gioco il volume atomico, in quanto gli atomi piccoli attraggono gli elettroni più fortemente di quelli grandi. Se andiamo a leggere sulla tabella periodica i valori di elettronegatività osserviamo che l’ossigeno è l’elemento più elettronegativo dopo il fluoro, elemento quest’ultimo relativamente raro. L’ossigeno è invece molto abbondante è la sua grande elettronegatività spiegherà molte caratteristiche sue e dei composti che forma.

Metalli e non metalli
di calore ed elettricità. 
A cavallo della linea spezzata di separazione tra metalli e non metalli si trovano alcuni elementi evidenziati in grigio nella figura qui sopra, che, avendo caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli, vengono chiamati semi metalli. Alcuni di essi, come silicio e germanio, essendo semi conduttori, vengono impiegati nell’industria elettronica per la produzione transistor e chip.
Il peso atomico
Parlando della struttura dell’atomo abbiamo visto che al suo interno si trovano due particelle sub atomiche: il protone e l’elettrone. In verità all’interno del nucleo, assieme ai protoni, troviamo un terzo tipo di particelle chiamate neutroni. I neutroni sono privi di carica elettrica, ma possiedono una massa circa uguale a quella del protone, pari a 1,66 x 10-24 grammi; la loro presenza all’interno del nucleo serve a “diluire” la carica positiva dei protoni, evitando che questi possano respingersi tra loro a causa di forze coulombiane. In questo senso quindi i neutroni svolgono un importante ruolo di stabilizzazione del nucleo medesimo.
presenti nel nucleo. Tale numero è detto numero di massa, si indica comunemente con la lettera A e corrisponde ad un numero puro, privo cioè di dimensioni fisiche.       
Ogni elemento della tabella periodica, oltre ad avere un numero atomico, indicato con la lettera Z , possiede quindi anche un numero di massa. In verità per ogni elemento esistono più tipi di atomi che, pur possedendo tutti lo stesso numero atomico, hanno differente numero di massa, avendo nel nucleo un diverso numero di neutroni; atomi con queste caratteristiche si definiscono isotopi. Per rappresentare i vari isotopi di un elemento si utilizza il simbolo dell’elemento stesso cui si aggiunge, in alto a sinistra, il numero di massa. Prendiamo ad esempio l’idrogeno, il cui atomico è 1; il 99,985% degli atomi di idrogeno ha nel nucleo solo un protone e nessun neutrone: il loro numero di massa è quindi 1 e si indicano con 1H. Il rimanente 0,015% presenta nel nucleo, oltre all’immancabile protone, anche un neutrone ed ha pertanto numero di massa 2; tale isotopo naturale dell’idrogeno prende il nome di deuterio e si indica con 2H. Esiste infine anche un isotopo artificiale che, avendo nel nucleo un protone e due neutroni, ha numero di massa 3; detto isotopo si chiama trizio e si indica con 3H.
Le proprietà chimiche, essendo determinate dalla sua configurazione elettronica, dipendono unicamente dal suo numero atomico, che costituisce quindi il maggior elemento identificativo di ciascun elemento. Il numero di massa non ha alcuna influenza sulle proprietà chimiche, esercitando invece un ruolo nelle reazioni nucleari, che si verificano, ad esempio, nelle centrali nucleari e nelle bombe atomiche. In conclusione possiamo quindi dire che due isotopi hanno le stesse proprietà chimiche.
(UMA) o Dalton. Tale grandezza corrisponde, grosso modo, al peso in grammi di un nucleone e cioè 1,66 x 10-24 grammi.
Il peso atomico di un elemento dovrebbe quindi corrispondere ad un numero intero di Dalton, corrispondente al numero di nucleoni presenti nel nucleo. Se controlliamo sulla tabella periodica ci accorgiamo però che non è così: il peso atomico di ogni elemento è rappresentato infatti da un numero decimale. Questo accade perché è necessario prendere in considerazione tutti gli isotopi naturali di un elemento, con le loro proporzioni reciproche. Nel caso dell’idrogeno, ad esempio, si deve considerare che lo 0,015% dei suoi atomi naturali hanno massa pari a 2 Dalton, mentre tutti gli altri hanno massa 1 Dalton; in ragione di ciò, la massa media ponderata dell’atomo di idrogeno è 1,00797 Dalton.
Tra tutti e 106 gli elementi alcuni sono però più importanti e più diffusi di altri; nella nostra trattazione e nei nostri esercizi ne utilizzeremo infatti solo una quarantina, quelli elencati qui sotto, di cui è necessario conoscere il nome, il simbolo, e la posizione approssimativa nella tabella.

 

Nome	Simbolo	Nome	Simbolo	Nome	Simbolo	Nome	Simbolo
Idrogeno	H	Sodio	Na	Cromo	Cr	Stagno	Sn
Elio	He	Magnesio	Mg	Manganese	Mn	Antimonio	Sb
Litio	Li	Alluminio	Al	Ferro	Fe	Iodio	I
Berillio	Be	Silicio	Si	Rame	Cu	Xeno	Xe
Boro	B	Fosforo	P	Zinco	Zn	Oro	Au
Carbonio	C	Zolfo	S	Arsenico	As	Mercurio	Hg
Azoto	N	Cloro	Cl	Selenio	Se	Piombo	Pb
Ossigeno	O	Argo	Ar	Bromo	Br
Fluoro	F	Potassio	K	Kripton	Kr
Neo	Ne	Calcio	Ca	Argento	Ag

 

 

 

 

Fonte: http://www.liceodavincifi.it/_Rainbow/Documents/IL%20SISTEMA%20PERIODICO3.doc

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

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Tavola periodica elementi

 

A partire dal XIX secolo con la scoperta delle leggi ponderali si era capito che una certa periodicità deva legare i diversi elementi chimici , e lo studio dei chimici dell’ epoca andava in questa direzione .Gli elementi chimici vennero considerati come gruppi di insiemi ognuno dei quali aveva comportamenti caratteristici . Per esempio , il tedesco Dobereiner nel 1817 incontrò gruppi di elementi con la particolare proprietà di presentare uno dei tre elementi quello compreso tra gli altri 2 , una massa atomica che era la media  delle masse atomiche degli elementi all’ estremità superiore ed inferiore del terzetto , che per questo venne chiamato triade , questa situazione  portò  Dobereiner a formulare la legge delle Triadi che dice : in base alle analogie di comportamento gli elementi potevano essere raggruppati a gruppi di tre , questo comportamento venne riscontrato per i gruppi di tre elementi che erano : S (zolfo) Se (selenio) Te(tellurio)
                                                      Cl (cloro,) Br (bromo) ,I (iodio)
                                                      Ca(calcio) Sr (stronzio) Ba (bario)
Si passo quindi all’ ipotesi del chimico inglese Newlands, che dopo aver ordinato  seconda la massa atomica tutti gli elementi allora conosciuti notò che le proprietà chimiche si ripetevano ogni 7 elementi cosicché l’ ottavo elemento aveva caratteristiche simili al primo dato che gli elementi erano 7 come le note musicali e che l’ ultimo elemento aveva caratteristiche simili al primo , come :
do , re, mi , fa , sol , la , si , e appunto do ,   per analogia tale similitudine venne chiamata legge dell’ ottava.Ancora il geologo francese Chancourtois organizzo gli elementi secondo l’ ordine di
aumento di peso atomico in forma di vite verticale (chiamata vite tellurica) che presentava otto elementi per ogni spira a modo che gli elementi con caratteristiche e proprietà simili si trovassero allineati in verticale . Ma l’idea fondamentale che portò ad una formulazione di quella che poi tramite vari perfezionamenti arrivò a diventare la moderna tavola periodica degli elementi , fu  ipotizzata formulata in embrione , dal chimico russo Mendeleev nel 1869 dopo aver determinato la massa di tutti gli elementi allora conosciuti con il metodo di  Cannizzaro che dice : siccome massa di H e volume di H misurati saranno eguali a quelli di un altro gas per la legge di Avogadro , e le masse di entrambe saranno eguali al prodotto della massa per il n° di molecole presenti, cioè :
mH2  .   vH2=  vG  .  mG , si potrà poi scrivere  MG =  mG · nG e   MH2 =  mH2 · nH 2, quindi dividendo le 2 relazioni membro a membro si ottiene  :   MG¤MH2  = mG¤¤mH2· nG¤ nH2 , siccome per il principio d’ Avogadro che dice : nelle stesse condizioni di temperatura e pressione li stessi volumi digas diversi contengono egual numero di molecole avremo nH2 = nG potremo sostituire e mettere MG¤MH2 =mg¤mH2 . L’ ultimo rapporto ci indica che la densità delle masse in esame  MG¤MH2  sarà eguale al rapporto tra le molecole del gas che stiamo esaminando e quello dell’H  e perciò il secondo termine del  rapporto è eguale al rapporto tra massa della molecola esaminata e la molecola d’ H  cioè: Dg¤H2 = mG¤mH2  .
Al secondo termine di questa relazione abbiamo la massa dl gas in questione relativamente a quella dell’ H che essendo allo stato naturale biatomico e per mantenere la confrontabilità con le masse atomiche di Dal ton che sono Monatomiche , Cannizzaro dette 2 alla molecola di H che giustamente riteneva biatomica da cui MH = 2·mH  , perciò la densità di un gas rispetto all’ H si può scrivere   DG¤ H2 = mG ¤ 2mH  .
La massa molecolare del gas rispetto all’ H si può scrivere: MMG = mG¤ mH
Rapporto che può anche essere scritto esprimendolo in funzione delle densità dell’ H
Come MMG = 2DG ¤ H2 cioè : la massa molecolare relativa  di un gas  è uguale il doppio della sua densità rispetto all’ H . Se per esempio un certo  volume   di  O pesa 40,00 g e un eguale volume di H vale 2,50 g si ricava che  DO2  ¤  H2 = 40 ¤ 2,50 = 16 e quindi la massa molecolare dell’ O bisogna  moltiplicare per 2  la MM dell’ O2 ottenendo 16 · 2 = 32 .

 

 

Mendeleev  considerò alcune proprietà fisiche comuni alle sostanze come : densità  , durezza , punto di fusione e ordinò i 63 elementi chimici allora conosciuti in ordine di massa atomica crescente disponendoli in file (periodi) e incolonnandoli quando avevano proprietà fisiche e chimiche  simili .Fu subito apparente che le proprietà chimiche e fisiche degli elementi si ripetevano in modo periodico e costante regolarmente ,per cui tale disposizione , prese il nome di  “Tavola periodica degli elementi” .Tale disposizione apparve logica e regolare per alcune intuizioni  di Mendeelev , e cioè :

-1)aver pensato come effettivamente sarà che le righe (periodi) non avrebbero dovuto avere tutte la  
stessa  lunghezza

-2)aver per prima cosa considerato le proprietà chimiche degli elementi , nella loro effettiva
distribuzione lungo le righe , anche quando questa disposizione appariva in contrasto con lo
ordine di m.a. (massa atomica)

-3)aver previsto l’esistenza e alcune  proprietà di   elementi chimici allora non ancora scoperti.

 

La validità del lavoro di Mendeleev  si può  anche ricavare da alcune intuizioni come mettere elementi con peso atomico molto differente ,ma con proprietà chimiche simili , invece al posto di
m.a. che li sarebbe spettato , vicino ad elementi con proprietà chimiche simili ,vedi il caso dello As
che ha m.a. immediatamente inferiore dell’Zn e all’Al, ma ha proprietà chimiche simili allo P e N , quindi Mendeleev lo collocò nella riga di  N e P , lasciando spazi vuoti ,ma con previsione di m, a, di qualche elemento vicini a  Zn e Al , pensando che tali spazi sarebbero stati occupati da elementi non ancora scoperti ,ma con massa atomica prevista ., cosa che effettivamente avvenne con la scoperta di Gallio(Ga) e Germanio(Ge) , cosa avveratasi anche per un altro elemento previsto d Mendeleev,e cioè con lo Sc (Scandio).che fu scoperto nel 1879 , ma importante fu anche l’ inversione di posizione rispetto alle loro masse atomiche di I e Te ,che per caratteristiche chimiche trovarono posto il Te  vicini al Se e lo I  sotto il Br ,anche se il Te ha m.a > dello I , ma venne inserito ,per affinità chimica , sotto il Se .e lo I sotto il Br ..
Negli anni a seguire vennero scoperti nuovi elementi chimici tra cui alcuni gas nobili come
(He, Ne e Ar), e quindi venne aggiunto alla tavola periodica il gruppo O ,dove in seguito vennero situati tutti i gas nobili che via via vennero scoperti .
Trovarono difficile collocazione gli elementi chiamati “ Terre rare” con le caratteristiche chimiche pressoché eguali , e che  quindi avrebbero tutto dovuto occupare la medesima posizione nella tavola periodica   .
Altre proprietà periodiche degli elementi , furono trovate dal chimico tedesco “ Meyer “ che appunto trovò che volume e massa atomica degli elementi non erano proporzionali , cioè al variare della densità , a volte il volume aveva un comportamento opposto , cioè : il volume degli elementi chimici varia  tra massimi e minimi e gli elementi che occupano sia punti di valore massimo che minimo hanno comportamenti chimici analoghi agli elementi che occupano posizioni eguali nella tabella dei valori massimi e minimi ,ma Meyer non riuscì a spiegare queste analogie di comportamento .
Nel 1914 l’ inglese Mosley scoprì che l’ atomo colpito da scariche elettroniche molto veloci
Emetteva raggi x e che tali raggi venivano emessi con frequenza proporzionale alla loro posizione nella tavola periodica , cioè al loro N° d’ ordine   e quindi in base al loro n° atomico , cioè il loro n° di protoni ed elettroni presenti nell’ elemento ,  quindi le scoperte di Meyer e Mosley ,confermarono
Che innavertitamente Mendeleev aveva disposto gli elementi secondo una proprietà all’ epoca sconosciuta e cioè secondo il loro n° atomico (cioè n° di protoni ed elettroni dell’ atomo di ciascun elemento ) .

Ciò rese chiaro la non interferenza del nucleo nelle reazioni chimiche ,e che queste pertanto derivavano dagli elementi al di fuori del nucleo, cioè  dalla configurazione elettronica dei diversi elementi  , in seguito si capì che le diverse reazioni chimiche facevano capo agli elettroni del guscio
più esterno o di legame dell’ atomo e che quindi il comportamento chimico dei diversi atomi è legato al numero degli elettroni del livello di valenza  .
Comunque l’ attuale tavola periodica segue le indicazioni dello svizzero “Werner” alla luce del modello “Quanto meccanico”. In essa gli elementi sono inseriti in base alla loro configurazione elettronica cioè in base all’ordine di  riempimento dei loro diversi orbitali . In bas e a tale impostazione la tavola periodica odierna è composta di 116 elementi di cui 90 Naturali ,il resto trovato con reazioni chimiche artificiali  o nucleari .
Nella tavola periodica attuale , si distinguono  4 blocchi corrispondenti agli orbitali s,  p , d , f con un numero di colonne , eguale al numero elettroni che possono essere ospitati per sottolivello .
Quindi avremo rispettivamente ;
blocco s : 2 colonne ,
blocco p: 6 colonne ,
blocco d : 10 coòonne
blocco f :14 colonne
inoltre gli elementi sono disposti secondo7 livelli energetici che corrispondono alle7 righe di diversa lunghezza  , infatti queste corrispondono ai diversi livelli energetici occupati dall’atomo
non eccitato .
Vediamo alcuni periodi  :

Primi 3 periodi :

1°periodo occupato da soli 2 elementi H e He con configurazione 1s1 e 1s2
questo perchè alla 1a riga corrisponde un’ unico orbitale (s) che si completa con i due elettroni dello
He , 2° e 3° periodo sono occupati da 8 elementi ciascuno con occupazione in sequenza gli orbitali s e p del  livello corrispondente . IL LIVELLO  2 e 3 iniziano rispettivamente con il Li e Na  che hanno entrambi un elettrone nel guscio  più esterno e terminano con elementi aventi  8 elettroni nel guscio più esterno e cioè i gas nobili  quindi con gli orbitali s e p completi , ancora ,bisogna dire ce per semplicità la configurazione elettronica di un elemento viene rappresentata con quella del gas nobile che lo precede + gli elettroni del livello di valenza proprio dell’elemento .

4° e 5° periodo

secondo la regola della diagonale che dice : 4s ,3d ,4p abbiamo un periodo composto da 18
elementi , perché sono 18 gli elettroni ospitabili nei sottolivelli + esterni
4 s : 2  , 3d :10 , 4p :6 .

Il 4° periodo inizia con il K(Ar 4s1) e termina  con il Kr (Ar 3d104s24p6.In questi elementi ha inizio il parziale riempimento degli orbitali del sottolivello 3d e vengono chiamati questi elementi
Metalli di transizione  .

Il 5° periodo contiene 18 elementi di cui 10 di transizione e qui abbiamo il riempimento dei sottolivelli 5s , 4p, 5d .
Il periodo inizia con il Rb e finisce con lo Xn  (Kr)4d105s25p6 .

 

 

Il 6° periodo inizia  con  il Cs(cesio) e termina  con il Radon(Rn) ed è costituito da 32 elementi , quindi 14 elementi più dei precedenti 2 periodo corrispondenti agli orbitali  4f ,nel loro insieme questi elementi hanno simili caratteristiche al La (lantanio)  , e perciò sono detti lantanidi , ma spesso sono indicati con il nome d’ origine “Terre rare “,dovuto alla loro difficile reperibilità .
Appare evidente con questo periodo che l’energia di un sottolivello è in funzione sia del n° di protoni nel nucleo dell’ elemento , ma  anche di come sono disposti gli elettroni .
Sono un esempio di ciò i sottolivelli 5d e 4f  a causa del loro riempimento non regolare,perciò mentre nel La  abbiamo un elettrone in 5d1 nell’ elemento successivo , il Ce (cerio)avremo 2 elettroni  in 4f e nessuno in 5d .
Anche il 7°periodo che inizia con il Fr  (francio) contiene 32 elementi di cui però sono noti solo 30 elementi visto che al crescere di Z (numero atomico) il nucleo è sempre + instabile ; comunque questi elementi presentano un comportamento e proprietà  chimiche simili all’Ac  (attinio) e sono detti attinoidi  o (attinidi)   . Anche in questo periodo abbiamo la vicinanza tra livelli energetici 5f e 6d che causa di numerose eccezioni al riempimento in successione dei vari orbitali energetici.

Il disegno delle tavola dovrebbe rendere evidente il progressivo riempimento degli orbitali .A causa di ciò il gruppo f sarebbe interposto tra il primo elemento del gruppo d appartenente alla 6° riga , per ragioni di spazio a questa rappresentazione chiamata “Lunga” si preferisce una rappresentazione compatta della tavola con gli elementi del blocco f sottostanti a quelli del blocco d, con le colonne
Finali corrispondenti sia al blocco d ed f che contengono elementi di configurazione elettronica simile nel livello + esterno .

 

Definiamo”GRUPPI” le colonne verticali del sistema periodico , contenenti lo stesso n° di elettroni in orbitali esterni dello stesso tipo (Esla 7° colonna contenente F , Cl , Br , I , At , tutti con  5 elettroni nel loro orbitale più esterno il p.
Da ciò possiamo affermare : che il comportamento chimico dei vari elementi dipende soltanto dalla configurazione elettronica esterna dei suoi atomi .

I gruppi vengono indicati da un numero romano eguale a quello degli elettroni del livello esterno e da una lettera   :A peri blocchi s e p , B per il blocco d .

Esistono poi nomi comuni di alcuni elementi come:

Metalli alcalini :gruppo IA

Metalli alcalino terrosi : gruppo IIA

Metalli terrosi  gruppo IIIA

Gruppo Ca :gruppo IV A

Gruppo N : gruppo V A

Gruppo  O gruppo VI A 

 

Gruppo  VII A : gruppo degli alogeni

Gruppo  VIII A gruppo gas rari o gas nobili .

E’ intuitivo accorgersi che ad una data posizione di un elemento nella tavola periodica corrisponda un determinato comportamento chimico .
I comportamenti chimici degli elementi sono determinati da :

• RAGGIO ATOMICO
• ENERGIA DI  IONIZZAZIONE
• AFFINITA’ ELETTRONICA
• ELETTRONEGATIVITA’

Indicano la capacità di perdere od acquisire elettroni oppure la tendenza dei diversi elementi ad interagire diversamente secondo l’elemento con il quale c’ è interazione per formare molecole

Vediamoli singolarmente

1)Raggio atomico ,

cioè le dimensioni dell’ atomo , perciò la distanza degli elettroni dal nucleo di cui risentono la attrazione , e anche se la loro posizione in quanto funzioni d’ onda a distanza che si estende all’ infinito non è quantificabile , si tende a rappresentare l’atomo come una sfera , quindi le distanze in una sfera sono espresse dal raggio . cioè la semidistanza tra due nuclei di un atomo di un elemento nei aggruppamenti atonici , o la semidistanza tra due nuclei nelle molecole biatomiche .
Per determinare il raggio atomico dei diversi elementi di un gruppo scendendo verticalmente nella tavola periodica  bisogna tener conto di :

1)Gli elettroni si disporranno in orbitai con sempre più maggior n°quantico principale sempre più
alto , perché sarà di energia crescente in quanto questi (gli elettroni) saranno a > distanza
dal nucleo.

2)Gli elettroni del livello più interno schermano le capacità attrattive sugli elettroni + esterni da
parte dei protoni del nucleo  , con conseguente inferiore attrazione dei nuclei sugli elettroni
esterni.

Il raggio atomico in un gruppo aumenta procedendo verso il basso

Invece procedendo anteriormente verso destra  in un periodo bisogna considerare che il raggio atomico diminuisce ,con una diminuzione meno marcata nei blocchi d ed f causa la particolare forma dei loro orbitali corrispondenti

 

2)ENERGIA DI IONIZZAZIONE

come noto cariche opposte si attraggono quindi nucleo ed elettroni esercitano questa forza ,per cui
per staccare gli elettroni da un nucleo e quindi dall’atomo bisogna fornire energia che si chiama .
quando si deve staccare l’elettrone più esterno dal nucleo dell’ atomo : Energia di 1a ionizzazione
e l’atomo che perde elettroni diventa positivo per effetto delle cariche positive del nucleo e si chiamerà  CATIONE = ione positivo .

 

L’ energia di ionizzazione aumenta dall’ basso verso l’ alto nei gruppi e da sinistra verso destra nei periodi , e ciò può essere messo in relazione  con il valore del raggio atomico , infatti maggiore èil raggio più distanti saranno gli elettroni , minore l’ energia necessaria al loro distacco dal nucleo, perciò avremo una energia di ionizzazione min. nei metalli alcalini max. nei gas nobili , inoltre
l’ attrazione del nucleo sugli elettroni rimanenti a causa dell’aumentata energia protonica
attrattiva a disposizione degli elettroni rimasti .

3)AFFINITA’ ELETTRONICA
che è l’energia liberata da un atomo allo stato gassoso per l’acquisto di un elettrone
Rende l’atomo causa l’acquisto di un elettrone ione negativo od anione , ed è un fenomeno associato alle dimensioni atomiche , infatti l’ A.E è .tanto maggiore tanto più piccolo è l’ atomo
Cioè il suo raggio , per cui sarà tanto> l’ energia che libererà l’elettrone alla forza attrattiva di un nucleo .
Quindi .

4)L’AFFINITA ELETTRONICA AUMENTERA DAL BASSO VERSO L’ALTO IN UN 
GRUPPO E DA  SINISTRA VERSO DESTRA IN UN PERIODO .

Vista la presenza di un elettrone in più le dimensioni degli anioni risultano maggiori dei rispettivi atomi  , perché l’ elettrone si disporrà libero a maggior distanza visto che la sua carica negativa non è bilanciata da quella del nucleo

 

5)L’ELETTRONEGATIVITA’

Per questa s’intende un bilancio tra forza di energia di ionizzazione (E:I.) e (A.E.) che sono le cause
Da cui dipendono l’ unione tra diversi atomi .
E’ chiamata elettronegatività  di un elemento la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame..
Per definire questa si usa la scala di Pauling con agli estremi , al minimo il Fr e al max. il F .

Possiamo dire che :

l’elettronegatività aumenta dal basso verso l’ alto nei gruppi e da Sn. a Ds. nei periodi , quindi avremo gli elementi con >elettronegatività in alto e a Ds e a < elettronegatività in basso e a Sn:

La tavola periodica  è attraversata da una scaletta a diagonale che separa  gli elementi alla sua Sn.sono i metalli alla sua Ds .i non metalli lungo  la  linea di separazione i semimetalli

1)Metalli :
sono i + abbondanti e in condizioni normali sono solidi  Hanno bassa elettronegatività ed
e diventano facilmente ioni positivi .  Molte delle loro proprietà sono giustificate dalla facilità a
perdere elettroni come: conducibilità elettrica  e el calore , tipica lucentezza ed altro .

2)Non metalli
di caratteristiche opposte , sono dotati di alta elettronegatività e quindi acquistano elettroni divenendo negativi , inoltre sono cattivi conduttori di energia elettrica e generalmente non sono lucenti     . 

 
3)SEMIMETALLI
hanno caratteristiche intermedie fra M. e N.M. caratteristica è la loro capacità di condurre la corrente elettrica indeterminate condizioni , definiti per questo  SEMICONDUTTORI.

Avremo quindi la tavola periodica divisa in zone ,con gli elementi spiccatamente metallici in
Basso e a Sn . mentre i non metallici in alto a Ds. .

 

Fonte: http://www.liceoserpieri.it/tl_files/Docenti/MercalliA/Chimica/serpieri%20lezione%20chimica%20sulla%20tavola%20periodica.doc

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

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