LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI E LE PROPRIETA' DEGLI ATOMI

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Con il procedere delle conoscenze nel campo della chimica, nel  XIX° secolo si era arrivati a conoscere all’incirca 63 elementi. Un numero ancora piuttosto lontano a quello attuale di 96 elementi naturali (dall’idrogeno al berkelio con esclusione del promezio) più circa 20 elementi artificiali per un totale di 117 elementi. 

I chimici quindi iniziarono a cercare un metodo di classificazione delle specie chimiche, basato sulle loro proprietà.

Uno dei primi fu Wolfgang Döbereiner, che propose un raggruppamento degli elementi in triadi, gruppi di 3 elementi che presentavano delle ricorrenze nelle proprietà.  Ad esempio, considerando litio (Li), sodio (Na) e potassio (K), egli si accorse che il peso atomico dell’elemento centrale (Na) era uguale alla media aritmentica dei pesi atomici degli altri due. In pratica, il peso atomico (massa atomica relativa) del sodio è circa 23u che è uguale a

(PALi + PAK)/2 = (6,94u + 39,10u)/2 = 23,04u

Altre triadi che mostravano caratteristiche simili erano il ferro, il cobalto e il nichel. Tuttavia, la conoscenza imprecisa dell’epoca, dei pesi atomici legata al fatto che le proprietà rilevate da Döbereiner valevano solo per poche triadi, fece abbandonare del tutto questo sistema di classificazione. Non ebbe maggior fortuna il chimico John Newlands, che propose la legge delle ottave nella quale egli affermava un ripetersi ciclico di alcune proprietà delle specie chimiche ad intervalli di 8 elementi.

Ma il chimico che ha contribuito maggiormente alla costruzione del sistema di classificazione moderno è stato il russo Mendeleev.

Egli si convinse che gli elementi chimici andavano ordinati in base al loro peso atomico. Costruì quindi una tabella in forma di griglia, con 12 righe (orizzontali) e 8 colonne (verticali) e vi ordinò tutti gli elementi allora conosciuti. Ecco di seguito una ricostruzione del suo sistema:

1
2
3
4
5
6
7
8
H (PA=1,008)
Li (PA=6,94)
Be (PA=9,01)
B (PA=10,81)
C (PA=12,01)
N (PA=14,01)
O (PA=15,99)
F (PA=19,00)
 
Na (PA=22,99)
Mg (PA=24,31)
Al (PA=26,98)
Si (PA=28,09)
P (PA=30,97)
S (PA=32,07)
Cl (PA=35,45)
 
K (PA=39,10)
Ca (PA=40,08)
?
?
As (PA=74,92)
Se (PA=78,96)
Br (PA=79,91)
 
Rb (PA=85,47)
Sr (PA=87,62)
In (PA=114,8)
Sn (PA=118,7)
Sb (PA=121,8)
Te (PA=127,6)
I (PA=126,9)

Come si nota, nella tavola di Mendeleev l’idrogeno (H), occupa da solo la prima colonna in quanto le proprietà che lo caratterizzano sono differenti da quelle degli altri elementi elencati.

Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi, variano gradualmente lungo un periodo, mentre gli elementi dello stesso gruppo presentano proprietà simili (Legge della periodicità). Ad esempio, gli elementi Li, Na e K reagiscono tutti violentemente con l’acqua per formare idrossidi.  

La legge della periodicità addirittura portò Mendeleev a ipotizzare l’esistenza di elementi allora sconosciuti. Osservando l’arsenico (As), si nota come esso abbia peso atomico superiore al calcio (Ca), ma non è possibile incasellarlo nel gruppo dell’alluminio (Al) né in quello del silicio (Si), poiché l’arsenico presenta proprietà fisiche e chimiche differenti da questi due elementi. Bisogna inserirlo quindi, nel gruppo dell’azoto (N) e del fosforo (P), ad esso simili, lasciando libere due caselle (segnate in tabella con i punti interrogativi). Mendeleev pensò che quelle due caselle vuote rappresentassero due elementi chimici non ancora scoperti, ai quali diede nome di ekalluminio e ekasilicio (ossia, elementi che si trovavano rispettivamente al di sotto dell’alluminio e del silicio di una (eka = uno in sanscrito) casella). In seguito furono scoperti due elementi chimici con le stesse proprietà dei due elementi ipotizzati da Mendeleev: il gallio (Ga) e il germanio (Ge).  La tavola periodica di Mendeleev funzionava!

Tuttavia vi erano delle discordanze: Il PA del tellurio (Te) è maggiore di quello dello Iodio (I) e quindi Mendeleev avrebbe dovuto inserire prima quest’ultimo nella sua tabella. Tuttavia, la sequenza iodio - tellurio basata sul PA era in contraddizione con le loro proprietà chimiche e fisiche: lo iodio infatti è simile al bromo, al cloro e al fluoro e non al selenio (Se), allo zolfo (S) e all’ossigeno (O) che invece sono più simili al tellurio. Mendeleev risolse la contraddizione basandosi in questo caso (e in altri casi simili), non sul peso atomico ma sulle proprietà manifestate dagli elementi, inserendo (correttamente) prima il tellurio e poi lo iodio.

Successivamente, un giovane ricercatore inglese, Henry Moseley, studiando il comportamento degli atomi delle sostanze elementari quando vengono colpiti da un fascio di elettroni, si accorse che le frequenze dei raggi X emesse da ogni specie atomica erano proporzionali al numero d’ordine degli elementi nella tavola periodica di Mendeleev, cioè proporzionali al numero 1 per l’idrogeno, al numero 2 per l’elio (scoperto anni dopo i lavori di Mendeleev), al numero 3 per il litio, al numero 4 per il berillio, al numero 5 per il boro e così via.

Mendeleev aveva quindi, ordinato inconsapevolmente gli elementi nella sua tabella, secondo una loro caratteristica ancora sconosciuta a quei tempi. Con il proseguire delle ricerche sulla struttura atomica, si comprese che i numeri d’ordine degli atomi delle sostanze elementari erano i loro numeri atomici (Z), cioè il numero di protoni presente nel nucleo di ognuno di essi.
Perché quindi le proprietà fisico-chimiche degli elementi variano in base al numero atomico? Facciamo un esempio:

Nel primo gruppo, il litio ha numero atomico Z = 3, il sodio Z = 11 e il potassio Z = 19. Costruiamo le loro configurazioni elettroniche:

3Li = 1s2 2s1
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Come si nota subito, i tre atomi hanno la stessa confugurazione elettronica nell’ultimo livello energetico che potremmo generalizzare come ns1. L’ultimo livello, in un atomo viene detto guscio di valenza ed è responsabile del comportamento chimico dell’atomo come vedremo in seguito. Questa somiglianza nella configurazione elettronica dei tre elementi Li, Na e K ne giustifica l’appartenenza allo stesso gruppo nella tavola periodica. Lo stesso ragionamento si può applicare al berillio Z = 4, al magnesio Z = 12 e al calcio Z= 20:

4Be = 1s2 2s2
12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2
20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Anche questi tre elementi hanno la stessa configurazione elettronica nel guscio di valenza (ns2) e quindi proprietà e comportamenti simili.

Nella tavola periodica moderna, il Li, il Na e il K, insieme agli altri elementi del gruppo, sono chiamati metalli alcalini, mentre il Be, il Mg e il Ca, insieme agli altri componenti del secondo gruppo sono chiamati metalli alcalino-terrosi.

Il ragionamento fatto prima per loro, è applicabile agli elementi di tutti gli altri gruppi principali e spiega la legge di periodicità di Mendeleev.

Per studiare nel modo più proficuo la descrizione che segue, si consiglia di seguirla avendo una tavola periodica a portata di mano.

La tavola periodica moderna si suddivide in righe orizzontali (o periodi) e colonne verticali (o gruppi). Sono presenti 7 periodi perché 7 è il numero massimo di livelli energetici.  

Nel primo periodo si assiste al riempimento del primo livello energetico (n = 1), che contiene solo un sottolivello di tipo s (l = 0), con un singolo orbitale (m = 0). Per il principio di esclusione di Pauli, in quest’unico orbitale vi possono trovar posto al massimo 2 elettroni. Quindi, nel primo periodo sono presenti solo i due elementi che completano questo livello: l’idrogeno 1H e l’elio 2He. Infatti, il primo ha un solo elettrone e il secondo ne ha due. Dopo l’elio si passa al riempimento del secondo livello (n = 2) che inizia con il litio (Z = 3) e continua fino al neon (Ne, Z = 10), nel secondo periodo sono presenti 8 elementi. Infatti, nel secondo livello energetico vi sono 2 sottolivelli, rispettivamente di tipo s (l = 0) e p (l = 1). Il sottolivello di tipo p, contiene 3 orbitali (m = −1, 0 , +1) e quindi può ospitare fino a 6 elettroni. In totale quindi, il secondo livello può contenere 8 elettroni. Ecco perché nel secondo periodo sono presenti 8 elementi: in essi avviene gradualmente il completamento del secondo livello energetico.

Stesso discorso può esser fatto per gli elementi del terzo periodo, che vanno dal sodio all’argon. In questo periodo avviene il riempimento dei sottolivelli s e p del livello (n = 3) con i successivi 8 elettroni. Il riempimento degli orbitali del sottolivello 3d, avverrà dopo il riempimento del sottolivello 4s perché a maggior contenuto energetico rispetto a quest’ultimo, come ci mostra la regola della diagonale.

Dopo il calcio che completa il sottolivello 4s, inizia il riempimento del sottolivello 3d che contiene 5 orbitali (m = −2, −1, 0, +1, +2). Occorrono perciò 10 elementi, dallo scandio (Sc) allo zinco (Zn). Gli elementi che in ogni periodo (n) riempiono gli orbitali (n – 1)d, sono detti metalli di transizione; essi hanno tutti configurazione elettronica (n – 1)db ns2, e quindi presentano proprietà simili. Tranne il cromo (Cr) con configurazione elettronica (Ar)3d5 4s1 e del rame (Cu) con configurazione elettronica (Ar)3d10 4s1. In cui rispettivamente si assiste al semicompletamento e completamento degli orbitali 3d.  Terminato il riempimento degli orbitali 3d, riprende il riempimento degli orbitali 4p che si completerà con i successivi 6 elementi, fino al kripton (Kr). Il numero totale di elementi nel quarto periodo è dunque 18.

Un ragionamento simile può esser fatto per il periodo 5, dal rubidio (Rb) allo xenon (Xe), avviene in ordine, il riempimento del sottolivello 5s, poi del sottolivello 4d (elementi di transizione del 5° periodo)  ed infine del sottolivello 5p.

Il periodo 6 invece, presenta ben 32 elementi. Infatti, dopo il riempimento del sottolivello 6s, gli elettroni non iniziano subito a riempire il sottolivello 5d, ma occupano il 4f, ad iniziare dal cerio (Ce), dopo il lantanio (La). I 14 elementi che seguono completano il sottolivello 4f che contiene 7 orbitali (m = −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3). Essi hanno tutti configurazione elettronica simile nel guscio di valenza, (Xe)4fb 6s2, e quindi proprietà simili e prendono il nome di lantanidi. Terminato il riempimento degli orbitali 4f, dall’Hf procede il riempimento del sottolivello 5d ed infine del sottolivello 6p, che si completa con il radon (Rn).

Il discorso è simile per il settimo periodo. Qui, riempito il sottolivello 7s con il francio (Fr) e il radio (Ra), dopo l’attinio (Ac) si riempiranno gli orbitali 5f con i successivi 14 elementi, tutti con configurazione elettronica simile (Rn)5fb 7s2. Questi elementi, nel loro insieme prendono nome di attinidi. Dopo il riempimento del sottolivello 4f, con il rutherfordio (Rf) continua il riempimento dei sottolivelli 6d e 7p fino al numero atomico 118. Tuttavia, va ricordato che gli elementi finora trovati in natura sono 96, fino al berkelio che ha numero atomico Z = 97. Il promezio, un lantanide con Z = 61 e gli altri elementi, fino al numero atomico Z = 118 (ununoctio: Uuo) sono tutti costruiti in laboratorio. L’ununseptio (Uus) con numero atomico Z = 117 è stato solo ipotizzato. Molti elementi dal polonio (Po) in poi, sono radioattivi.

I gruppi della tavola periodica vengono denominati secondo 2 criteri. Quello più recente elaborato dalla IUPAC (Unione Internazionale di Chimica Pura ed Applicata) prevede che tutti i gruppi della tavola periodica siano denominati con un numero arabo a partire da 1 fino a 18. Un criterio precedente classificava i gruppi in tipo A e tipo B. Distinguendo un gruppo dall’altro mediante numeri romani. I gruppi di tipo a sono:

IA = metalli alcalini (inizia con il litio)
IIA = metalli alcalino-terrosi (inizia con il berillio)
IIIA = metalli terrosi (inizia con il boro)
IVA = gruppo del carbonio
VA = gruppo dell’azoto
VIA = gruppo dell’ossigeno (calcogeni)
VIIA = alogeni (inizia con il fluoro)
VIIIA = gas nobili o rari

I gruppi relativi ai metalli di transizione, sono di tipo B e sono distinti anch’essi da numeri romani  da I a VIII. Si inizia dallo scandio nel gruppo IIIB per finire ai gruppi del rame e dello zinco, rispettivamente IB e IIB. La sequenza è quindi: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (3 colonne), IB, IIB. Da notare che il gruppo VIIIB è formato da 12 elementi ordinati in 3 colonne, a partire rispettivamente da ferro (Fe), cobalto (Co) e nichel (Ni).

Da quanto visto, la tavola periodica può essere divisa in 4 blocchi che prendono il nome dei 4 sottolivelli atomici: s, p, d, f. Nel blocco s (gruppi IA e IIA) avviene il riempimento dei sottolivelli s. Nel blocco p (gruppi IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA si riempiono i sottolivelli p). Nel blocco d (metalli di transizione, dal gruppo IIIB al IIB) si riempiono i sottolivelli d. Infine, nel blocco f (lantanidi e attinidi) si completano i sottolivelli f. I lantanidi e gli attinidi prendono anche il nome di terre rare.

Infine, è utile notare che, per i gruppi di tipo A, il numero del gruppo equivale al numero di elettroni sull’ultimo livello degli atomi appartenenti al gruppo stesso. Ad esempio, il carbonio appartiene al gruppo IVA ed ha 4 elettroni sull’ultimo livello, l’ossigeno appartiene al gruppo VIA e quindi vi sono 6 elettroni nel suo guscio di valenza.

PROPRIETA’ DEGLI ATOMI

Esiste una forte correlazione tra configurazione elettronica di un elemento e la sua posizione nella tavola periodica. Gli elettroni presenti nel guscio di valenza, condizionano il comportamento chimico degli elementi. E’ utile quindi rappresentare le specie chimiche mettendo in evidenza gli elettroni del guscio di valenza. A questo fine si possono utilizzare i simboli di Lewis. In pratica, per rappresentare un elemento, si scrive il suo simbolo e intorno ad esso si riportano a distanze regolari gli elettroni dell’ultimo livello. Se questi sono più di quattro, si aggiungono dal quinto in poi formando coppie con gli altri già disposti (vedi figura sotto):

 
lewis.jpg

Il ripetersi periodico delle proprietà degli elementi nella tavola periodica dipende quindi dal ripetersi periodico delle similitudini nelle configurazioni elettroniche, che determinano anche alcune proprietà dell’atomo. In particolare osserveremo l’andamento periodico del raggio atomico, della energia di ionizzazione, dell’affinità elettronica e dell’elettronegatività

RAGGIO ATOMICO

Il raggio di un atomo si definisce come la semidistanza tra i nuclei degli atomi di un elemento quando sono raggruppati allo stato solido o nelle molecole biatomiche. Se osserviamo la variazione del raggio atomico degli elementi nella tavola periodica, ci accorgiamo che esso diminuisce procedendo da sinistra a destra lungo un periodo ed aumenta lungo un gruppo andando dall’alto verso il basso. Come mai?

L’aumento del raggio atomico lungo i gruppi è facilmente comprensibile: andando dall’alto verso il basso, gli elettroni si collocano in orbitali a numero quantico principale (n) sempre più elevato e quindi sono più lontani dal nucleo: il raggio atomico aumenta.

Procedendo da sinistra a destra lungo un periodo, gli elettroni aumentano di numero ma rimangono nello stesso livello e quindi più o meno alla stessa distanza dal nucleo. Dunque il maggior numero di protoni non viene schermato più efficacemente, nonostante l’aumento del numero di elettroni. Il risultato sarà un progressivo avvicinamento del guscio di valenza al nucleo ed una conseguente diminuzione del raggio atomico.

ENERGIA DI IONIZZAZIONE

Il nucleo e gli elettroni in un atomo si attraggono poiché hanno cariche opposte. Per staccare un elettrone da un atomo è necessaria energia per vincere questa attrazione      

L’energia o potenziale di prima ionizzazione (E.I.) si definisce come l’energia necessaria per allontanare l’elettrone più esterno ad un atomo allo stato gassoso. Il potenziale di ionizzazione si misura in kJ/mol (kilojoule su mole) e può essere schematizzata dalla seguente relazione:

Atomo(g) + energia (E.I.) → Atomo+(g) + elettrone

Un atomo che perde uno o più elettroni, mantenendo inalterato il numero di protoni assume una o più cariche positive. Si forma quindi uno ione positivo o catione.

Le energie di prima ionizzazione aumentano procedendo da destra verso sinistra lungo un periodo e diminuiscono andando dall’alto verso il basso lungo un gruppo.


E’ possibile riconoscere una correlazione con la variazione del raggio atomico. Infatti, maggiore è la distanza degli elettroni dal nucleo, meno energia occorre per allontanarli dall’atomo. L’energia di ionizzazione è minima nei metalli alcalini che danno facilmente cationi e massima nei gas nobili.

In alcuni casi si riscontrano delle inversioni nell’andamento dei valori dell’energia di ionizzazione. E’ il caso della coppia berillio-boro: il boro che segue il berillio, dovrebbe avere una energia di prima ionizzazione maggiore, cosa che non si riscontra. Il motivo è che il boro, perdendo l’unico elettrone che si trova nel sottolivello 2p, raggiunge una configurazione elettronica 2s2, con un sottolivello pieno, relativamente stabile e quindi cede l’elettrone più facilmente del berillio che perdendo l’elettrone raggiunge una configurazione elettronica energeticamente meno favorevole. Questa inversione si riscontra anche per la coppia azoto-ossigeno in cui, l’ossigeno, perdendo un elettrone si trova con il sottolivello 2p semipieno, con 3 elettroni, configurazione energeticamente più favorevole di quella raggiunta dal catione N+.

AFFINITA’ ELETTRONICA

Se forniamo energia ad un atomo esso può perdere elettroni. Invece, la maggior parte degli atomi, quando acquistano elettroni, cedono energia.

L’affinità elettronica (A.E.) si definisce come l’energia liberata da un atomo allo stato gassoso per l’acquisto di un elettrone. Anche l’affinità elettronica si misura sperimentalmente in kJ/mol e può essere sintetizzata dalla seguente relazione:

Atomo(g) + elettrone → Atomo(g) + energia (A.E.)

L’elettrone in più conferisce una carica negativa all’atomo che diventa uno ione negativo o anione.

Anche l’affinità elettronica, come l’energia di ionizzazione è correlabile alle dimensioni dell’atomo. Infatti, minori sono le dimensioni del raggio atomico, tanto più vicino al nucleo si collocherà l’elettrone acquisito, liberando maggiori quantità di energia

L’affinità elettronica, come il potenziale di prima ionizzazione, aumenta andando da sinistra verso destra lungo un periodo e diminuisce andando dall’alto verso il basso lungo un gruppo. Quindi l’affinità elettronica è massima per gli elementi in alto a destra (F, O, N, Cl, Br, S, I) e minima in quelli in basso a sinistra (Fr, Ra).

ELETTRONEGATIVITA’

In pratica, l’energia di ionizzazione indica con quanta forza un nucleo è in grado di attrarre i propri elettroni, nentre l’affinità elettronica è una misura della forza con cui elettroni estranei possano essere attirati dalle cariche positive di un atomo.
Come vedremo in seguito, nella formazione di un legame tra due atomi sono coinvolti gli elettroni del guscio di valenza. E’ quindi importante conoscere le diverse tendenze degli elementi ad attrarre questi elettroni perché da ciò dipenderà il tipo di legame chimico  
Tuttavia, per descrivere il comportamento di un atomo durante la formazione di un legame, bisogna tener conto sia dell’energia di ionizzazione che dell’affinità elettronica, integrandole in una nuova grandezza: l’elettronegatività.

L’elettronegatività è un indice della tendenza di un atomo, ad attrarre gli elettroni di legame.

In pratica, in un legame chimico, gli elettroni di legame saranno spostati maggiormente verso il nucleo dell’atomo più elettronegativo. In un legame tra atomi con la stessa elettronegatività gli elettroni risulteranno equidistanti dai nuclei dei due atomi.   

Tra i vari criteri impiegati per calcolare l’elettronegatività, quello maggiormente utilizzato è una scala arbitraria proposta dal chimico Linus Pauling che ha assegnato il valore minimo al francio (0,7) e quello massimo al fluoro (4,0). Nella scala delle elettronegatività di Pauling, i gas nobili assumono valore 0.

L’elettronegatività ha lo stesso andamento periodico delle due proprietà precedenti da cui deriva.  Aumenta quindi, lungo un periodo procedendo da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo andando dall’alto verso il basso.

In base alle proprietà chimiche e fisiche degli elementi è possibile dividerli in metalli, non metalli e semimetalli.

I metalli costituiscono la maggior parte degli elementi chimici; occupano la parte sinistra della tavola periodica fino alla linea spezzata che dal boro va all’astato. Sono in generale solidi (tranne il mercurio che è liquido), lucenti, generalmente duttili e malleabili, buoni conduttori di calore e di corrente elettrica. Dal punto di vista chimico hanno in genere spiccata tendenza a perdere elettroni, quindi hanno bassa energia di ionizzazione, bassa affinità elettronica e bassa elettronegatività. Proprio questa loro tendenza a perdere elettroni è responsabile delle loro caratteristiche.

I non metalli occupano la parte della tavola periodica a destra della linea spezzata, sono solo 12 ed a differenza dei metalli mostrano tendenze più o meno spiccate ad acquistare elettroni; quindi hanno elevate affinità elettronica, potenziale di ionizzazione ed elettronegatività, che è particolarmente alta nel fluoro e nell’ossigeno.

In generale, gli elementi più spiccatamente metallici si trovano in basso a sinistra della tavola periodica, mentre quelli più marcatamente non metallici sono collocati in alto a destra.

La zona centrale della tavola periodica, mostra una progressiva diminuzione del carattere metallico ed un conseguente aumento del carattere metallico, procedendo da sinistra verso destra. I semimetalli rappresentano un confine sfumato tra metalli e non metalli. Sono elementi situati immediatamente a ridosso della linea spezzata sulla tavola periodica. Il loro numero non è ancora definito in modo unanime. Alcuni di essi, come silicio, germanio, boro e arsenico hanno grande importanza economica poiché rientrano nella composizione dei circuiti integrati.