II sistema periodico degli elementi

Mendeleev e la tavola periodica
Il sistema periodico fu elaborato nella seconda metà del XIX sec., dopo che si erano andate accumulando, nel corso di
alcuni decenni, varie osservazioni che tra diversi insiemi di elementi si manifestano somiglianze di comportamento tali
da fare intravedere la possibilità di riunirli in raggruppamenti. Fu il chimico russo D. Mendeleev (1834-1907) il
primo a pubblicare (1869) la classificazione degli elementi che è diventata la base del moderno sistema
periodico. La tavola periodica di Mendeleev si rivelò uno strumento efficace per fare previsioni sull'esistenza di
elementi non ancora scoperti. Mendeleev ordinò gli elementi in base alle loro masse atomiche crescenti, in modo che
elementi con proprietà simili venissero a trovarsi in una stessa colonna verticale. Se nessun elemento noto aveva le
proprietà richieste per occupare un posto particolare nella tavola, lasciava lo spazio vuoto. Mendeleev pensava che
elementi non ancora scoperti avrebbero riempito quegli spazi e arrivò persino a prevederne alcune proprietà.
L'importanza della tavola di Mendeleev fu consacrata solo quando furono effettivamente scoperti elementi con le
proprietà previste, quali lo scandio (previsto col nome di ekaboro), il gallio (previsto col nome di ekaalluminio) e il
germanio (previsto col nome di ekasilicio).
II sistema periodico degli elementi
II sistema periodico degli elementi (o tavola periodica) rappresenta la chiave di correlazione tra la
configurazione elettronica degli elementi e le loro proprietà chimiche e chimico-fisiche. Più in particolare, evidenzia in
modo sistematico come la ricorrenza periodica di elementi con proprietà simili rifletta direttamente la
ricorrenza periodica di configurazioni simili negli elettroni di valenza dei relativi atomi. La posizione di un
elemento nel sistema periodico, definita dal gruppo e dal periodo di appartenenza, permette di caratterizzarne
immediatamente la natura e il comportamento chimico rispetto agli altri elementi. Alcune delle proprietà che variano
periodicamente sono le dimensioni atomiche, l'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica e l'elettronegatività
La legge di periodicità
È detto sistema periodico (o tavola periodica) lo schema di classificazione degli elementi chimici che li
ordina, in successione crescente di numero atomico, in una struttura formata da righe orizzontali o periodi (in
numero di 7) e colonne verticali o gruppi, divisi in 8 sottogruppi A e 8 sottogruppi B.
Tale struttura è detta periodica perché se si esaminano le proprietà di ciascun elemento in relazione al posto occupato
nella successione. Si può constatare come esista una legge di periodicità , che si manifesta con la comparsa, a
determinati intervalli, di analogie nelle proprietà e, altresì, con la progressiva e regolare variazione di tali proprietà
entro i limiti degli intervalli stessi.
La prima classificazione periodica sistematica e globale si deve al chimico russo Mendeleev, che ordinò gli elementi in
funzione dei pesi atomici (masse atomiche) crescenti. In seguito il fisico inglese H. G. Moseley (1887-1915) stabilì
sperimentalmente che le proprietà periodiche degli elementi sono funzione del loro numero atomico e non
della loro massa.
Sistema periodico e configurazioni elettroniche
Il fatto che sia il numero atomico a determinare la posizione di un elemento nella tavola periodica ha un preciso
significato: esiste infatti una relazione fra il numero atomico e la struttura elettronica: il numero atomico
corrisponde infatti al numero di elettroni presenti in un atomo neutro . Gli elettroni possono disporsi intorno al nucleo
atomico secondo determinati criteri, cioè andando a occupare livelli di energia via via crescenti a seconda della
distanza dal nucleo. Questi livelli energetici sono determinati dal numero quantico principale n, che può assumere
valori da 1 a 7: i sette periodi orizzontali del sistema periodico corrispondono proprio ai sette livelli energetici
permessi. All'aumentare del valore del numero quantico, aumenta il numero dei sottolivelli od orbitali atomici che
possono ospitare elettroni. Ogni volta che un livello si satura, cioè raggiunge il numero massimo di elettroni che può
ospitare, si passa al livello successivo, e in corrispondenza si passa al periodo successivo del sistema periodico.
Il gruppo di elementi che segnano il termine di un periodo e il passaggio al periodo successivo è quello dei gas nobili,
nei quali avviene il riempimento dei livelli energetici corrispondenti:
livello 1 = 1° periodo ? l'elio (He)
livello 2 = 2° periodo ? il neo (Ne)
livello 3 = 3° periodo ? l'argo (Ar)
livello 4 = 4° periodo ? il cripto (Kr)
livello 5 = 5° periodo ? lo xeno (Xe)
livello 6 = 6° periodo ? il rado (Rn)
Il comportamento chimico di un elemento (cioè di un certo tipo di atomo) è strettamente legato al numero di elettroni
presenti nel livello energetico esterno (elettroni di valenza). Se, per esempio, uno stesso numero di elettroni di
valenza è disposto in orbitali di tipo s , anche se appartenenti a differenti livelli (per esempio, 2s o 4s), gli elementi
corrispondenti presentano proprietà chimiche e fisiche molto simili. In effetti, i vari sottogruppi A e B riuniscono
elementi che hanno lo stesso numero di elettroni di valenza e per tale ragione manifestano un comportamento chimico
relativamente omogeneo. La conclusione è che la ricorrenza periodica di elementi con proprietà simili deriva
direttamente dalla ricorrenza periodica di configurazioni elettroniche simili dei livelli esterni dei corrispondenti
atomi. Dopo il calcio (Z = 20) inizia, con lo scandio (Sc, Z = 21) la serie dei sottogruppi B, ordinati nella successione:
III B, IV B, V B, VI B, VII B, VIII B, I B, II B.
Gli elementi dei sottogruppi B sono detti elementi di transizione, in quanto in essi avviene il riempimento di orbitali
appartenenti a sottolivelli interni rispetto ai livelli di valenza e precisamente:
il sottolivello 3d per gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z = 30) nel 4° periodo;
il sottolivello 4d per gli elementi dall'ittrio (Z = 39) al cadmio (Z = 48) nel 5° periodo;
i sottolivelli 5d e 4f dal lantanio (Z = 57) al mercurio (Z = 80) nel 6° periodo;
i sottolivelli 6d e 5f dall'attinio (Z = 89) in poi nel 7° periodo.
I periodi 6° e 7° comprendono due serie particolari ciascuna di 14 elementi di transizione: quella dei lantanidi e
quella degli attinidi, in cui avviene il riempimento dei sottolivelli f del terzultimo livello, lasciando inalterate le
configurazioni elettroniche del penultimo e dell'ultimo livello. Da ciò derivano le fortissime somiglianze tra i membri di
ciascuna serie (v. fig. 4.2).
La figura va letta riga per riga e da sinistra verso destra. Gli elementi sono rappresentati dal loro numero atomico. I
numeri a sinistra dei quattro insiemi di orbitali s, p, d, f rappresentano il numero quantico principale n di ogni orbitale.
Metalli, non metalli e semimetalli
La maggior parte degli elementi del sistema periodico sono metalli (sono quelli che occupano la parte sinistra e tutta la
parte centrale della tavola periodica).
Sono chiamati metalli gli elementi che tendono con facilità I metalli (più o meno spiccata) a perdere elettroni
per realizzare con ciò la stabilità del gas nobile più vicino per numero atomico. Essi comprendono gli elementi dei
sottogruppi I A (metalli alcalini), II A (metalli alcalino-terrosi), III A (a esclusione del boro) e quelli dei sottogruppi B
(metalli di transizione).
Un numero nettamente inferiore di elementi appartiene ai non metalli (quelli nella parte destra del sistema); sono
chiamati non metalli gli elementi che tendono con facilità ad acquistare elettroni per realizzare la
configurazione elettronica stabile del gas nobile ad essi più vicino come numero atomico. Essi comprendono alcuni
elementi dei sottogruppi III A (boro), IV A (carbonio), V A (azoto e fosforo), VI A (calcogeni) e VII A (alogeni).
Infine, a cavallo di una linea a scalini che separa metalli e non metalli, che va dal boro all'astato, si trovano alcuni
elementi chiamati semimetalli, in quanto hanno proprietà intermedie tra quelle dei metalli e dei non metalli:
essi sono il boro, il silicio, il germanio, l'arsenico, l'antimonio, il tellurio e l'astato.
La tabella 4.1 riassume le principali proprietà dei metalli e dei non metalli.
Proprietà che variano periodicamente
Le dimensioni atomiche (raggi o volumi atomici) aumentano lungo i gruppi e diminuiscono lungo i periodi.
Lungo il gruppo il raggio aumenta perché si passa da un livello n al successivo, mentre lungo il periodo il raggio
atomico diminuisce perché, aggiungendo elettroni sullo stesso livello, aumenta l'attrazione nucleare.
Il potenziale di ionizzazione, cioè l'energia richiesta per estrarre un elettrone da un atomo e portarlo a
distanza infinita, diminuisce lungo il gruppo, all'aumentare del numero atomico, per i metalli; viceversa, tende ad
aumentare per i non metalli; lungo i periodi l'energia di ionizzazione aumenta da sinistra a destra (dai metalli ai non
metalli). Se da un atomo vengono estratti, successivamente, un primo, un secondo, un terzo … elettrone, si parla di
potenziale di prima di seconda, di terza… ionizzazione e questi potenziali vanno via via aumentando.
L'affinità elettronica, cioè l'energia che si libera quando un atomo acquista un elettrone, aumenta da sinistra
a destra lungo il periodo e diminuisce lungo il gruppo all'aumentare del numero atomico. La variazione di energia di
una mole di atomi per l'acquisto di una mole di elettroni si misura in chilojoule/mole.
L'elettronegatività, grandezza che indica, mediante valori di scale convenzionali, la capacità di un atomo in una
molecola di attrarre gli elettroni di legame, diminuisce lungo i gruppi e aumenta lungo i periodi (v. fig. 4.3).
I valori dell'elettronegatività di un elemento vengono stabiliti tenendo conto del suo potenziale di ionizzazione e della
sua affinità elettronica. La figura 4.4 riassume l'andamento di alcune proprietà periodiche.
ANDAMENTO DI ALCUNE PROPRIETÀ PERIODICHE