Lezione 02 - UTE Cinisello

Elementi
di
Chimica
Lezione 02
La tavola periodica degli elementi
I 92 elementi chimici esistenti in natura, pur essendo diversi gli uni dagli altri, presentano a volte
proprietà chimiche simili.
Già nella prima metà del XIX secolo molti studiosi avevano osservato che alcuni elementi diversi
presentavano delle caratteristiche chimiche analoghe e, più precisamente, che alcune proprietà si
ripresentavano periodicamente dopo incrementi analoghi del peso atomico.
Fu però un chimico russo, Dmitri Ivanovic Mendeleev, che nel 1869, con felice intuizione, riuscì a
mettere ordine nei risultati delle ricerche effettuate sull’argomento e formulò una classificazione
che prese il nome di “sistema periodico” o “tavola periodica” degli elementi che successivamente,
finanche ai nostri giorni, ha ricevuto numerose importantissime conferme.
La Figura 7 riporta una versione abbreviata6 della tavola periodica in cui gli elementi, già elencati
nelle figure precedenti, sono disposti su sette righe e otto colonne sempre in ordine di numero
atomico crescente.
Le righe prendono il nome di “periodi” mentre le colonne prendono il nome di “gruppi”. Si può
quindi anche dire che nella tavola periodica gli elementi sono classificati secondo sette periodi e
otto gruppi. I periodi sono indicati con un numero naturale ed i gruppi con un numero romano.
Per ogni elemento sono indicati, in alto a sinistra, il numero atomico (numero di protoni presenti
nell’atomo) e, in basso a destra, il peso atomico arrotondato, cioè il peso dell’isotopo prevalente.
Non entreremo nel dettaglio dei criteri che hanno ispirato questa disposizione, ma ci limiteremo a
descriverla e a mostrarne gli aspetti più importanti, anticipando qualche concetto che sarà meglio
chiarito più avanti.
Innanzi tutti si rileva che tutti gli elementi che si trovano a sinistra della linea spezzata, disegnata in
rosso ed in grassetto nella figura, che va dal boro all’astato hanno in comune le seguenti
caratteristiche: sono quasi tutti solidi a temperatura ambiente7, sono dotati di lucentezza, hanno
densità elevate, fondono a temperature molto alte, sono malleabili e sono buoni conduttori di
elettricità e di calore. A questi elementi si dà il nome di “metalli”.
Gli elementi che si trovano a destra della spezzata invece hanno caratteristiche opposte a quelle
6
L’abbreviazione consiste nel non aver inserito nella tabella gli elementi compresi fra i numeri atomici, evidenziati in
rosso, 20 e 31, 38 e 49, 56 e 81 che saranno esaminati a parte e gli elementi artificiali cosiddetti “transuranici” che non
sono presenti come tali in natura.
7
Eccetto il gallio, il cesio, il francio ed il mercurio (quest’ultimo, con numero atomico 80, è compreso fra quelli che
non compaiono in figura).
menzionate sopra e ad essi si dà il nome di “non metalli”8.
Ancora più importanti sono le affinità che si riscontrano fra gli elementi che appartengono agli
stessi gruppi, cioè quelli che si trovano allineati nella stessa colonna, in particolar modo quelli delle
colonne estreme a sinistra e a destra.
Nel I Gruppo infatti9, ci sono i cosiddetti “metalli alcalini”, litio,sodio,potassio,rubidio, cesio e
francio, caratterizzati dal fatto di essere tutti monovalenti10, di reagire molto vivacemente con
l’acqua anche a freddo dando prodotti dal comportamento molto simile, di essere fortemente
elettropositivi.
Nella II Gruppo ci sono i “metalli alcalino-terrosi”, berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario e
radio, che sono bivalenti, debolmente elettropositivi e reagiscono meno vivacemente con l’acqua
dando prodotti che hanno caratteristiche molto simili.
Nella VII Gruppo ci sono “gli alogeni”, fluoro, cloro, bromo, iodio e astato, che sono monovalenti,
fortemente elettronegativi e tendenzialmente con molecole11 biatomiche.
Infine nell’ VIII Gruppo ci sono “i gas nobili”, elio, neon, argo, cripto, xeno e radon, monoatomici,
dotati di grande stabilità e scarsissima reattività.
La regolarità con cui gli elementi si succedono nella tavola periodica ha permesso anche di scoprire
nuovi elementi che ancora non erano noti ai tempi di Mendeleev, ma a cui era stato lasciato un
posto perché tale regolarità fosse rispettata. Come esempi si possono citare, fra gli altri, il berillio, il
tecnezio, il francio, il radio e l’uranio.
Gli elementi non inseriti nella tavola periodica abbreviata sono riportati nella Figura 8.
Se si lasciano ancora fuori 14 elementi compresi fra il lantanio e l’afnio e cioè fra i numeri atomici
57 e 72, essi possono essere ordinati secondo tre periodi di dieci elementi ciascuno in cui gli
elementi che si trovano nella stessa colonna hanno proprietà chimiche molto simili, come per
esempio rame (Cu) argento (Ag) e oro (Au) o come il nichel (Ni) il palladio (Pd) e il platino (Pt).
Fra questi elementi sono compresi alcuni molto noti e importanti come, oltre quelli appena citati, il
titanio (Ti) il cromo (Cr) il ferro (Fe) lo zinco (Zn) il mercurio (Hg) ecc.
Meno noti invece sono i 14 elementi con numero atomico fra 58 e 71, riportati nella parte inferiore
della figura. Ad essi si dà il nome di “lantanidi”, perché seguono il lantanio nella tavola periodica, o
8
Un tempo questi elementi si chiamavano “metalloidi” e questo termine è ancora molto diffuso tuttora.
9
Escludendo l’idrogeno che dovrebbe più propriamente fare gruppo a sé.
10
Il concetto di valenza sarà chiarito più avanti.
11
Anche il concetto di molecola sarà chiarito in seguito.
I
1
1
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
2
H
He
1
3
2
4
4
Li Be 3
12
Na
19
4
20
K Ca 5
38
Rb
Sr 85
55
6
56
Cs Ba
133
87
7
Fr Rd 223
Pb
204
89
Th
227
Pa 232
Br 53
Kr
84
54
I X 127
85
Po
131
86 At 209
92
40
36
80
Te 209
91 35
128
84
Bi 207
90
Ac 226
83
Ar 35
Se 122
20
18
Cl 79
52
Sb 119
82
Tl
137
88
Sn 115 81
51
17
S 75
Ne
19
32
34
As 73
50
In 88
33
10
F 16
16
P 9
O 31
Ge 70
49
15
28
32
Ga
40
N 14
Si 26
31
8
12
14
Al 24
39
37
13
7
C 11
Mg
23
6
Bo 9
7
11
5
Rn
210
222
U 231
238
Figura 7 – Tavola periodica (abbreviata) degli elementi 22
21
Sc
23
Ti
45
Y
51
41
Zr
89
91
La
59
58
Ce
140
Ta
178
141
75
Pm
63
66
65
Tb
159
163
65
48
Ag
Cd
108
79
Pt
112
80
Au
195
Hg
197
201
64
Gd
152
67
Dy
78
192
Eu
150
47
106
Ir
Zn
64
Pd
103
190
Sm
46
77
30
Cu
59
Rh
Os
186
145
144
76
62
61
Nd
45
101
Re
184
Ni
59
Ru
98
W
181
60
Pr
44
96
74
Co
56
Tc
29
28
27
Fe
55
43
93
Hf
139
52
Mo
73
26
Mn
42
Nb
72
57
25
Cr
48
40
39
24
V
157
165
70
69
68
Ho
Er
167
Tm
169
71
Yb
173
Figura 8 – Tavola periodica ‐ Elementi di transizione e lantanidi
Lu
175
di “terre rare”, per la loro scarsa presenza in natura e, fino a qualche anno fa, erano oggetto solo di
studi di laboratorio.
La loro importanza tuttavia è andata crescendo sempre più negli ultimi anni (Figura 9)12 perché le
loro caratteristiche chimico-fisiche li hanno resi idonei per le applicazioni tecnologiche più avanzate
che l’industria moderna ha introdotto di recente.
Nella Figura 10 sono riportati alcuni esempi di utilizzo di questi materiali in applicazioni come i
motori elettrici e le batterie per auto ibride, i dischi fissi dei computer, le memorie dei cellulari, le
macchine fotografiche digitali, le macchine a raggi X, le lampadine a risparmio energetico, le fibre
ottiche ecc.
Ioni
In un atomo, come si è visto, il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni e, poiché i
protoni e i neutroni sono dotati di cariche elettriche uguali ma di segno opposto, l’atomo risulta
elettricamente neutro.
In alcune condizioni però un atomo può perdere o acquisire uno o più elettroni ed in tal caso
risultare non più bilanciato elettricamente. Più precisamente se un atomo perde elettroni risulta
carico positivamente, se ne acquisisce risulta carico negativamente.
Un atomo non bilanciato elettricamente si chiama “ione” (Figura 11).
Uno ione si indica con lo stesso simbolo dell’elemento seguito da un apice formato da tanti segni +
quanti sono gli elettroni che ha perso o tanti segni - quanti sono gli elettroni che ha acquisito. Per
esempio uno ione idrogeno, che ha perso un elettrone, si indica con il simbolo H+, uno ione di
alluminio, che ha perso tre elettroni, si indica con Al+
+ +
, uno ione cloro, che ha acquisito un
-
elettrone si indica con Cl , uno ione fosforo che ha acquisito cinque elettroni si indica con P- - - - - ,
ecc.
Generalmente gli elementi classificati come metalli tendono a perdere elettroni e quindi a diventare
ioni positivi (detti anche “cationi”) mentre i non metalli tendono ad acquisire elettroni e a diventare
ioni negativi (detti anche “anioni”).
12
La figura è tratta da un articolo pubblicato sul Corriere della sera.
Luci per gli stadi
21 Scandio Sc
A
p
p
l
i
c
a
z
i
o
n
i
39 Ittrio Y
57 Lantanio La
E
l
e
m
e
n
t
i
58 Cerio Ce
59 Praseodimio Pr
60 Neodimio Nd
61 Promezio Pm
62 Samario Sm
63 E
63 Europio Eu
i E
65 Terbio Tb
66 Disprosio Dy
Fibre ottiche
Motori elettrici auto
Batterie auto
Additivi per lenti
Additivi per lenti
Disco fisso pc
Cellulari
Macchine foto digitali
Missilistica
Macchine raggi X
Radar
Lampadine energetiche
Figura 9 – Applicazioni di elementi delle terre rare Sc
Luci per gli stadi
Fibre ottiche
Y
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Tb
Dy
X
X
X
Motori elettrici auto
X
X
X
X
X
X
Batterie auto
X
X
X
X
X
X
Additivi per lenti
X
X
X
X
Disco fisso computer
X
X
X
X
Cellulari
X
X
X
X
Macchine foto digitali
X
X
X
X
Missilistica
X
Macchine raggi X
X
Radar
Lampadine energetiche
X
X
X
Figura 10 – Materiali e applicazioni
X
X
Atomo
Perde elettroni
Ione positivo
Catione
Atomo
Acquista elettroni
Ione negativo
Anione
H
Perde l’elettrone
Ione positivo
H+
Al
Perde 3 elettroni
Ione positivo
Al+++
Cl
Acquista 1 elettrone
l tt
Ione negativo
ti
Cl‐
P
Acquista 5 elettroni
Ione negativo
P‐ ‐ ‐ ‐ ‐
Figura 11 ‐ Ioni