1. Verso il sistema periodico

Il primo a tentare una classificazione degli elementi fu Wolfang Dobereiner (1780-1849). Confrontando le proprietà dei diversi elementi allora noti, egli notò che essi presentavano, a gruppi di tre, notevoli somiglianze. All’interno di ciascuna triade le proprietà chimiche erano simili e variavano con regolarità. Dobereiner ipotizzò che la

massa atomica

dell’elemento centrale di una triade fosse uguale alla media aritmetica delle masse atomiche degli altri due elementi. Il suo lavoro non fu però particolarmente apprezzato perché la maggior parte degli elementi non rientrava in alcuno schema di triade. Nella seconda metà del XIX secolo il chimico inglese John Newlands enunciò la legge delle ottave: disponendo gli elementi in colonne verticali di sette unità, gli elementi simili occupavano le stesse righe orizzontali. Non tutte le righe, però, contenevano elementi con proprietà effettivamente simili. Va però a Mendeleev il merito di aver costruito la tavola periodica degli elementi e di aver individuato la

legge della periodicità

. Nel 1869 Dmitrij

Mendeleev

ordinò i 63 elementi noti in base alla

massa atomica

crescente e costruì la prima tavola periodica degli elementi. A questo particolare schema si dà il nome di sistema periodico o tavola periodica di Mendeleev. Nella sua versione iniziale non comparivano i gas nobili perché non erano ancora stati scoperti. Nella tavola periodica che Mendeleev pubblicò nel 1871, gli elementi erano ordinati in dodici file orizzontali e otto verticali secondo la

massa atomica crescente

. A.

B.

C.

le proprietà degli elementi appartenenti a una stessa riga (periodo) variano in modo graduale; gli elementi appartenenti alla stessa colonna (gruppo) hanno proprietà chimiche simili; lungo le righe ci sono degli spazi vuoti.

La periodicità degli elementi si manifesta nella ripetizione, a intervalli regolari, di alcune proprietà chimiche.

Per rispettare il criterio della periodicità, Mendeleev lasciò nella tavola periodica degli spazi vuoti; ipotizzando l’esistenza di nuovi elementi da scoprire, né determinò le proprietà chimiche tenendo conto della loro collocazione nella tavola periodica. Nel 1875 venne isolato il gallio e nel 1876 fu la volta del germanio: le loro proprietà erano simili a quelle previste da Mendeleev, confermando così la validità della legge della periodicità. 1

2. La moderna tavola periodica

Il sistema periodico proposto da Mendeleev non è esattamente corrispondente all’attuale classificazione degli elementi: la differenza più importante sta nel diverso criterio con cui si ordinano gli elementi. Mendeleev aveva ordinato gli elementi in ordine crescente di massa atomica: nell’attuale tavola periodica gli elementi sono invece ordinati in ordine crescente del numero atomico. I due criteri differiscono tra loro per poche coppie di elementi e, per altro, lo stesso Mendeleev aveva collocato il tellurio, con massa atomica pari a 128, prima dello iodio, con massa atomica pari a 127, pur di rispettare l’analogia di comportamento chimico per gli elementi degli stessi gruppi

Nella moderna tavola periodica, le proprietà chimiche degli elementi sono una funzione periodica del loro numero atomico.

Perché le proprietà chimiche variano in maniera periodica? Perché all’aumentare del numero atomico la configurazione elettronica relativa al

guscio di valenza

si ripresenta in maniera periodica. I metalli alcalini hanno proprietà chimiche e fisiche simili: reagiscono violentemente con l’acqua, formano ossidi se esposti all’aria, hanno una bassa densità e bassi punti di fusione. La loro configurazione elettronica del guscio di valenza presenta sempre un elettrone in un orbitale di tipo s: 1 H 3 Li 1s 1 1s 2 2s 1 11 Na 19 K 1s 1s 2 2 2s 2s 2 2 2p 2p 6 6 3s 3s 1 2 3p 6 4s 1 Anche i metalli alcalino-terrosi hanno proprietà chimiche e fisiche simili perché la configurazione elettronica del guscio di valenza è simile. 4 Be 1s 2 2s 2 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 20 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 38 Sr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2

L’affinità delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi di uno stesso gruppo della tavola periodica dipende dalla somiglianza delle configurazioni elettroniche esterne dei loro atomi.

2

3. La tavola periodica

1.

gli elementi della moderna tavola periodica sono 118; il tecnezio (Z = 43), il promezio (Z = 61), l’astato (Z = 85) e tutti gli elementi successivi all’uranio (Z = 92) sono artificiali; 2. la posizione di ciascun elemento sulla tavola dipende dal suo numero atomico Z; 3. le righe orizzontali formano 7 periodi, ciascuno dei quali indica il livello energetico a cui si trovano gli elettroni di valenza degli elementi che li compongono; in ciascun periodo il numero di elettroni di valenza cresce, da sinistra verso destra, e le proprietà cambiano sistematicamente lungo il periodo stesso; i primi tre periodi sono detti

brevi periodi

perché costituiti da un numero di elementi inferiore rispetto ai periodi successivi, detti

lunghi periodi

: nella maggior parte degli elementi appartenenti a questi ultimi, gli elettroni vanno a completare i sottolivelli energetici inferiori rispetto a quello di valenza. 4.

gli elementi che chiudono i periodi sono i

gas nobili

, così chiamati per la scarsissima reattività dovuta alla loro configurazione elettronica stabile; 5.

le colonne verticali formano i

gruppi

: otto di questi, i cui elementi hanno elettroni di valenza soltanto nei sottolivelli s e p, sono detti gruppi principali e sono indicati con i numeri romani; il numero romano di ciascun gruppo principale coincide con il numero di elettroni di valenza degli atomi appartenenti a quello stesso gruppo; 6. fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli

elementi di transizione

: tali elementi hanno elettroni sia nel sottolivello s (corrispondente al periodo in cui si trova l’elemento), sia nel sottolivello d appartenente al sottolivello energetico inferiore; 7. in fondo alla tavola periodica ci sono due file di 14 elementi metallici costituenti le serie dei

lantanidi

e degli

attinidi

: questi elementi hanno elettroni sia nel sottolivello

s

corrispondente al periodo in cui si trova l’elemento, sia nel sottolivello

f

del livello energetico inferiore di due unità a quello di valenza. 3

4. I simboli di Lewis

Gli elettroni di valenza condizionano le proprietà chimiche degli elementi: il numero di elettroni di valenza rappresenta quindi una proprietà fondamentale. I simboli di

Lewis

permettono di rappresentare la struttura elettronica dello strato di valenza degli elementi dei gruppi principali. Per scrivere il simbolo di Lewis di un elemento, si riporta il simbolo chimico dell’elemento e intorno a esso si dispongono gli elettroni di valenza, un punto per ciascuno dei quattro lati. Se un atomo possiede più di quattro elettroni, i punti si dispongono in modo da creare coppie di punti. Le strutture di Lewis si usano soltanto per gli elementi dei gruppi principali.

4. Le proprietà periodiche degli elementi

Le proprietà degli elementi variano con regolarità lungo la tavola periodica in base alla variazione periodica della configurazione elettronica. Sono proprietà periodiche il

raggio atomico

,

l’energia di ionizzazione

,

l’affinità elettronica

e

l’elettronegatività

. Il

raggio atomico

(Å) coincide con la semi-distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento. Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo e diminuisce lungo un periodo. I fattori che influenzano il raggio atomico sono due: il

numero quantico principale

n

, che lungo il periodo rimane invariato, ma aumenta scendendo lungo il gruppo; gli

elettroni interni

che schermano la carica positiva del nucleo. Spostandosi lungo un periodo, gli elettroni vanno a occupare orbitali dello stesso livello energetico; l’aumento della carica nucleare determina un aumento delle forze di attrazione elettrostatica, con la diminuzione del raggio atomico. Scendendo lungo un gruppo, gli elettroni più esterni vanno a occupare livelli energetici successivi; essi risentono meno dell’attrazione nucleare sia per l’aumento della distanza sia per l’effetto schermante da parte degli elettroni interni. 4

L’energia di prima ionizzazione

è espressa in KJ/mol e rappresenta l’energia necessaria per rimuovere una mole di elettroni da una mole di atomi isolati. A (g) + energia → A (g) + + e Fornendo una quantità di energia maggiore, è possibile allontanare anche un secondo, un terzo, un quarto elettrone, e così via. Le energie coinvolte prendono il nome di energie di seconda, di terza, di quarta ionizzazione e così via. Nel caso dello zolfo l’energia di ionizzazione aumenta gradualmente dal primo al sesto elettrone; in corrispondenza del settimo elettrone l’energia di ionizzazione aumenta da 9000 a 28000 kJ/mol. Il successivo salto si verifica in corrispondenza del quindicesimo elettrone, per il quale l’energia di ionizzazione passa da 68000 a 311000 KJ/mol. L’energia aumenta sempre a ogni ionizzazione successiva poiché è più difficile allontanare un elettrone da uno ione positivo piuttosto che da un atomo neutro. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 I salti energetici si verificano quando si passa da un livello energetico più esterno a uno più interno; all’interno di uno stesso livello energetico l’energia di ionizzazione aumenta con gradualità. L’energia di prima ionizzazione è una proprietà periodica: lungo un periodo essa aumenta da sinistra a destra perché gli elettroni, che vanno a collocarsi in orbitali dello stesso livello energetico, risentono di una carica nucleare via via maggiore. Per questo motivo la forza di natura elettrostatica è maggiore e quindi anche l’energia di prima ionizzazione. Lungo un gruppo, l’energia di prima ionizzazione diminuisce dall’alto verso il basso in quanto gli elettroni vanno a occupare orbitali più distanti dal nucleo, la cui carica è notevolmente schermata dagli elettroni dei gusci interni. L’

affinità elettronica

è l’energia che si libera quando una mole di atomi di un elemento in fase gassosa (e quindi isolati) cattura un elettrone: A (g) + e ─ → A (g) ─ + energia 5

Anche l’affinità elettronica, così come l’energia di ionizzazione, si esprime in KJ/mol; il suo andamento è, in genere, simile a quello dell’energia di ionizzazione: aumenta lungo un periodo spostandosi da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo dall’alto verso il basso. L’

elettronegatività

di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. A differenza dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica, l’elettronegatività non è una grandezza misurabile sperimentalmente; per questo motivo essa è espressa da una scala proposta da Linus Pauling nel 1932. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo, da sinistra verso destra, e diminuisce lungo un gruppo, dall’alto verso il basso. La spiegazione di tale comportamento è da ricercare nel fatto che due atomi legati tra loro in modo covalente interagiscono prevalentemente tramite i loro elettroni di valenza. Procedendo lungo un periodo aumenta la carica nucleare, diminuisce il raggio atomico e aumenta la forza con cui il nucleo attira a sé qualsiasi elettrone: aumenta quindi l’elettronegatività. Scendendo lungo un gruppo, aumenta notevolmente il raggio atomico e diminuisce la forza con cui il nucleo attira a sé qualsiasi elettrone esterno: diminuisce quindi l’elettronegatività. 6