La tavola periodica degli elementi, o tavola di Mendeleev, è uno schema ordinato di tutti gli elementi costituenti della materia, organizzato in colonne (chiamate gruppi) e righe (chiamati periodi) e ne riassume le principali proprietà. È stata ideata nel 1869 dal chimico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev ed è uno strumento ormai indispensabile per lo studio della chimica. Ma quali sono le sue principali caratteristiche? E secondo quale criterio sono ordinati gli elementi al suo interno? Vediamo insieme qual è la struttura della tavola periodica, com'è organizzata e le proprietà periodiche degli elementi.
La struttura della tavola periodica
Vediamo ora come sono organizzati e ordinati gli elementi al suo interno, in modo da rendere più semplice e chiara la comprensione e quindi l'utilizzo della tavola.
Simbolo e numeri
Innanzitutto, ogni elemento viene rappresentato sulla tavola periodica con un simbolo formato da una o due lettere. Attorno al simbolo sono presenti diversi numeri. In alto a destra generalmente è presente il numero atomico, mentre in alto a sinistra la massa atomica. Inoltre, è possibile trovare anche il valore dell'elettronegatività e dell'energia di prima ionizzazione (vedremo queste due proprietà più avanti in questo articolo). In aggiunta, potrebbero essere presenti anche i valori dei possibili stati di ossidazione e la configurazione elettronica.
Gruppi, periodi e blocchi
La tavola periodica è formata da 18 gruppi (cioè le colonne) e da 7 periodi (cioè le righe). Inoltre, è possibile suddividere la tavola periodica in diversi blocchi, in base al nome dell'ultimo orbitale (s, p, d e f) riempito:
- Il blocco s (in rosa) è costituito dal primo e dal secondo gruppo: in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo s;
- Il blocco p (in arancione) è costituito da 6 gruppi, dal tredicesimo al diciottesimo: in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo p;
- Il blocco d (in azzurro) è costituito da 10 gruppi, dal terzo al dodicesimo: in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo d;
- Il blocco f (in giallo) è costituito dai lantanidi e dagli attinidi: in questi elementi l’ultimo orbitale riempito è di tipo d.
Le categorie di elementi
All'interno della tavola periodica gli elementi possono essere suddivisi in tre gruppi principali: metalli, semimetalli e non-metalli. Inoltre se osservate gli elementi sono colorati in modo differente. Questo perché è possibile categorizzare questi gruppi in base alle loro proprietà chimiche e fisiche. Vediamo insieme quindi quali sono queste categorie di elementi, da sinistra a destra della tavola periodica.
- i metalli alcalini (in giallo) sono gli elementi del primo gruppo: litio, sodio, potassio, rubidio, cesio e francio;
- i metalli alcalino terrosi (in arancione) sono gli elementi del secondo gruppo: berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario e radio;
- i metalli di transizione (in rosso) sono gli elementi che appartengono ai gruppi che vanno dal terzo al dodicesimo;
- i metalli di post-transizione (verde petrolio) sono alluminio, gallio, indio, stagno, tallio, piombo, bismuto, nihonio, flerovio, moscovio e flerovio;
- i lantanidi (rosa) sono formati dagli elementi dal lantanio al lutezio;
- gli attinidi (viola) sono formati dagli elementi dall'attinio al laurenzio;
- i semimetalli (verde menta) sono boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio e polonio;
- i non metalli (verde) sono idrogeno, carbonio, azoto, fosforo, ossigeno, zolfo, selenio, fluoro, cloro, bromo, iodio, astato e tennesso. Gli elementi del 17esimo gruppo, dal fluoro al tennesso, sono chiamati alogeni;
- i gas nobili (azzurro) sono gli elementi del 18esimo gruppo: elio, neon, argon, kripton, xenon, radon e oganesson;
I metalli alcalini, i metalli alcalino terrosi, i metalli di transizione, i metalli di post-transizione, i lantanidi e gli attinidi vengono comunemente denominati metalli. I lantanidi e gli attinidi vengono chiamati anche terre rare.
Gli elementi presenti nello stesso gruppo (quindi sulla stessa colonna) hanno proprietà chimiche simili, in particolare hanno lo stesso numero di elettroni nell'orbitale più esterno, ovvero hanno uguale configurazione elettronica esterna. Muovendoci lungo il periodo (quindi sulla stessa riga), invece, il numero degli elettroni nell'orbitale più esterno cambia e dunque gli elementi hanno proprietà differenti: ciò significa che la configurazione elettronica esterna è diversa man mano che ci spostiamo lungo il periodo.
Le proprietà periodiche degli elementi
Le proprietà periodiche degli elementi sono quattro. Vediamo insieme quali sono e le loro definizioni.
Elettronegatività
L'elettronegatività (En) di un elemento è la tendenza ad attrarre gli elettroni coinvolti nel legame chimico con un altro elemento. La scala di Pauling associa ad ogni elemento un numero che rappresenta la sua elettronegatività: ad esempio 0,7 per il francio (il meno elettronegativo) e 4 per il fluoro (il più elettronegativo); i gas nobili, avendo la configurazione elettronica completa, hanno 0 come En. In generale, l'elettronegatività aumenta lungo i periodi (da sinistra a destra) e aumenta salendo lungo il gruppo (dal basso verso l'alto).
L'elettronegatività è utile soprattutto per capire la natura dei legami chimici: la differenza di En tra due atomi, ci permette di comprendere se il legame sarà covalente puro, covalente polare o ionico.
Energia di ionizzazione
L'energia di prima ionizzazione (E1i) è l'energia necessaria per riuscire a strappare un elettrone da un elemento; viene espressa in kJ/mol. In alternativa, possiamo considerare l'E1i come l'energia associata alla reazione di formazione del catione a partire dal elemento neutro. Possiamo scrivere quindi la seguente reazione:
X → X+ + e–
dove X è un elemento generico, X+ è il catione mentre e– è l'elettrone strappato. L'Ei, quindi, è l'energia che serve per far avvenire questa reazione.
Esiste anche l'energia di seconda ionizzazione (E2i): se vogliamo strappare un secondo elettrone all'elemento sarà necessaria altra energia. Possiamo considerare l'E2i come l'energia associata alla reazione di formazione del catione divalente a partire dal catione. Possiamo associare la seguente reazione:
X+ → X2+ + e–
dove X+ è il catione, X2+ è il catione divalente mentre e– è il secondo elettrone strappato. L'E2i, quindi, è l'energia che serve per far avvenire questa reazione.
Potremmo continuare e definire anche l'energia di terza ionizzazione, di quarta ionizzazione ecc.
Come l'elettronegatività, l'Ei aumenta lungo i periodi (da sinistra a destra) e aumenta salendo lungo il gruppo (dal basso verso l'alto).
Affinità elettronica
L'affinità elettronica (Ae) è l'energia rilasciata da un atomo nel momento in cui si aggiunge un elettrone nella sua configurazione. In alternativa, possiamo considerare l'Ae come l'energia associata alla reazione di formazione dell'anione a partire dal elemento neutro. Possiamo scrivere quindi la seguente reazione:
X + e– → X–
dove X è un elemento generico, e– è l'elettrone aggiunto mentre X– è l'anione dell'elemento. L'Ae, quindi, è l'energia che serve per far avvenire questa reazione (se non è spontanea) o l'energia che si libera (se è spontanea).
Come l'elettronegatività e l'energia di ionizzazione, l'Ae aumenta lungo i periodi (da sinistra a destra) e aumenta salendo lungo il gruppo (dal basso verso l'alto).
Raggio atomico
Il raggio atomico è un valore che indica le dimensioni di un elemento; viene espresso in picometri (pm) o ångström (Å), cioè 10-10 m.
A differenza di tutte le altre proprietà periodiche, il raggio atomico diminuisce lungo i periodi (da sinistra a destra) e diminuisce salendo lungo il gruppo (dal basso verso l'alto).
Di conseguenza, in basso a sinistra della tavola periodica avremo gli atomi più grandi (come il francio), mentre in alto a destra gli atomi più piccoli (come l'elio). Quest'immagine rappresenta bene come variano le dimensioni degli elementi.
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