Lezione 4: la tavola periodica

tavola periodicaLezione 4: la tavola periodica – Fu Dimitrij Ivanovic Mendeleev colui il quale dispose, per la prima volta, gli elementi in maniera periodica. Collocò, ad esempio, in modo esatto il tellurio e lo iodio, anche se le loro masse atomiche erano state determinate e queste imponevano una sistemazione inversa dei due elementi, azzardò che le masse atomiche non fossero state calcolate correttamente credendo ciecamente nel suo metodo, la storia gli diede ragione; lasciò dei posti vuoti riservandoli ad elementi che ancora dovevano essere scoperti come il gallio, lo scandio e il germanio prevedendone con straordinaria precisione le caratteristiche.

La struttura della tavola periodica è strettamente correlata con la struttura dell’atomo, infatti è possibile individuare quattro blocchi di elementi (s, p, d, f) che corrispondono ai quattro sottolivelli atomici, quindi la struttura della tavola è determinata dal riempimento dei suddetti sottolivelli. Le colonne del blocco s sono solo due, perché questo è il numero di elettroni che il sottolivello può contenere così come le colonne del blocco p sono 6 tante quante quanti gli elettroni che possono essere sistemati nel sottolivello p. Con lo stesso ragionamento le colonne del blocco d sono 10 e quelle del blocco f 14.

Gli elementi del blocco d vengono anche detti metalli di transizione mentre quelli del gruppo f vengono chiamati metalli di transizione interna oppure terre rare, e sono divisi in due famiglie: Lantanidi ( hanno la stessa configurazione elettronica del Lantanio con riempimento graduale del sottolivello 4f) e Attinidi (hanno la stessa configurazione elettronica del Attinio con riempimento graduale del sottolivello 5f)

Oltre ai blocchi la tavola periodica è organizzata in famiglie o gruppi (colonne) e periodi (righe).

I periodi sono 7 tanti quanti sono i livelli atomici impegnati per sistemare gli elettroni.

Esempio: il primo periodo impegna un solo livello quindi gli elementi che fanno parte di questo periodo sono due (tanti quanti gli elettroni che si possono sistemare nel primo livello energetico) H ed He (idrogeno ed elio).Il secondo periodo impegna il secondo livello ed è formato da 8 elementi (tanti quanti gli elettrone che si possono sistemare nel secondo livello energetico) Li, Be, B, C, N, O, F, Ne (litio, berilio, boro, carbonio, azoto, ossigeno, fluoro e neon).

I gruppi sono raggruppati in due sezioni: A (blocchi s e p) e B (blocco d), ogni gruppo è contrassegnato da un numero romano progressivo.

Gli elementi che fanno parte della stessa famiglia o gruppo hanno proprietà fisico chimiche e fisiche simili per il semplice motivo che hanno una configurazione elettronica simile (hanno lo stesso numero di elettroni nell’ultimo livello).

In tutto ciò, dov’è la periodicità?

Per capirlo dobbiamo prendere in considerazione alcune proprietà degli elementi, fondamentali dal punto di vista chimico, e vedremo come variano all’interno della tavola periodica.

Raggio atomico: cresce nel gruppo, decresce nel periodo

  • cresce nel gruppo per via della schermatura dovuta agli elettroni interni in contrapposizione all’attrazione degli elettroni dell’ultimo livello verso il nucleo. L’effetto di schermatura è più forte a dispetto dell’aumento della carica nucleare lungo il gruppo, pertanto gli elettroni dell’ultimo livello si possono allontanare dal nucleo conferendo all’atomo un volume maggiore.
  • decresce nel periodo perché gli elettroni che via via si  collocano sempre nello stesso livello vengono attratti dal nucleo che aumenta a sua volta la sua carica positiva (con l’aumentare del numero atomico) attirando con maggior forza gli elettroni.

Energia di prima ionizzazione: è l’energia che serve per staccare un elettrone da un atomo neutro allo stato gassoso. Il processo può essere indicato come:   X + energia            X+ + e

dove X rappresenta l’atomo, X+ il corrispondente ione positivo, e l’elettrone rimosso.

Le energie di ionizzazione dipendono strettamente dalla configurazione elettronica dell’elemento perciò anche in questo caso si riscontra un andamento periodico: cresce nel periodo e decresce nel gruppo.

  • cresce nel periodo perché man mano che i sottolivelli si riempiono l’atomo diventa più stabile quindi la rimozione di un elettrone richiederà sempre più energia.
  • decresce nel gruppo perché per effetto della schermatura gli elettroni nell’ultimo livello energetico sono via via più lontani dal nucleo quindi più facili da rimuovere.

Elettronegatività: è la tendenza ad attrarre elettrone messi in comune con altri atomi per raggiungere la stabilità. Cresce nel periodo e decresce nel gruppo.

Basandoci sul discorso dell’energia di ionizzazione gli atomi che hanno un’energia di ionizzazione alta saranno più propensi ad attrarre un elettrone che a cederlo, al contrario gli atomi che hanno una bassa energia di ionizzazione saranno più propensi a cedere un elettrone piuttosto che acquistarlo.

Potete scaricare un piccolo pdf contenente la tavola periodica stampabile e alcune informazioni aggiuntive sulla storia di quest’ultima.

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