Corso di chimica generale ed inorganica 10 - il sistema periodico
Tavola periodica degli elementi Nel corso degli anni la
"tavola" di Mendeleev è stata modificata e completata; si è giunti ad una sua
interpretazione più completa e corretta: le proprietà degli elementi
sono funzioni periodiche dei numeri atomici (anziché dei pesi atomici). Si è data una struttura più razionale,
basata sull'aufbau, che dà un'idea più immediata delle caratteristiche periodiche.
Questa forma si chiama "allungata" (rispetto a quella
primitiva, dato che sono state introdotte le serie di riempimento degli orbitali d, cioè le serie di
transizione e quelle di riempimento degli orbitali f. Per ragioni grafiche rappresenteremo la
tavola in forma "corta", con il riempimento degli orbitali s
e p (fig.10.1); in basso avremo poi le serie di transizione col
riempimento degli orbitali d (fig.10.2) ancora più in basso le serie dei lantanidi
e degli attinidi, corrispondenti al riempimento degli orbitali f
(fig.10.3). Entro i riquadri compaiono il simbolo
dell'atomo e il suo Z, numero atomico. Nella prima riga della fig.10.1 sono indicati i
numeri corrispondenti ai gruppi secondo la nomenclatura tradizionale, che, tra l'altro,
indicano anche il numero di elettroni esterni, cioè quelli degli orbitali s
e p. Gli atomi della terza colonna (senza numero) sono i primi delle
serie di transizione (Sc, Y) che sono rappresentate in fig.10.2 e delle serie dei
lantanidi (La) e degli attinidi (Ac) che sono rappresentate in fig.10.3. I II III IV V VI VII O H 1 He 2 Li 3 Be 4 B 5 C 6 N 7 O 8 F 9 Ne 10 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 Ar 18 K 19 Ca 20 Sc 21 Ga 31 Ge 32 As 33 Se 34 Br 35 Kr 36 Rb 37 Sr 38 Y 39 In 49 Sn 50 Sb 51 Te 52 I 53 Xe 54 Cs 55 Ba 56 La 57 Tl 81 Pb 82 Bi 83 Po 84 At 85 Rn 86 Fr 87 Ra 88 Ac 89 - 104 - 105 - 106 Fig.10.1 Tavola periodica
"corta" degli elementi. I gruppi (colonne
verticali) I e II corrispondono al riempimento dei
relativi orbitali s; i seguenti, dal III allo 0,
al riempimento degli orbitali p. La riga che inizia con H corrisponde al primo
periodo (guscio n=1), quella che inizia con Li al secondo (guscio n=2), con Na al terzo
(guscio n=3), K al quarto (guscio n=4), etc. Gli elementi della terza colonna (tra II e
III) non subiscono riempimento di orbitali s o p, ma danno inizio a serie di transizione
per riempimento di orbitali d o alle serie di lantanidi e attinidi, con riempimento
degli f. Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Fe 26 Co 27 Ni 28 Cu 29 Zn 30 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 Tc 43 Ru 44 Rh 45 Pd 46 Ag 47 Cd 48 La 57 Ce 58 Hf 72 Ta 73 W 74 Re 75 Os 76 Ir 77 Pt 78 Au 79 Hg 80 Fig.10.2 Serie di transizione per il
riempimento degli orbitali 3d, 4d, 5d. Ogni serie comprende 10 elementi, poiché
gli orbitali nd disponibili sono sempre 5; nella seconda
colonna, in basso, compare Ce 58, che corrisponde all'inizio della serie
dei lantanidi, con riempimento degli orbitali 4f, mostrata, assieme alla serie degli
attinidi, nella figura successiva. Ce 58 Pr 59 Nd 60 Pm 61 Sm 62 Eu 63 Gd 64 Tb 65 Dy 66 Ho 67 Er 68 Tm 69 Yb 70 Lu 71 Th 90 Pa 91 U 92 Np 93 Pu 94 Am 95 Cm 96 Bk 97 Cf 98 Es 99 Fm 100 Md 101 No 102 Lw 103 Fig.10.3 Serie dei lantanidi e degli
attinidi, con riempimento degli orbitali 4f e 5f Ogni serie comprende 14 atomi poiché gli
orbitali nf disponibili sono sempre 7. Secondo la notazione tradizionale i
gruppi hanno un nome, che non è sempre eguale, dato che varie scuole nazionali spesso
invertono i numeri o scambiano le lettere; fino a non molti anni fa si usava codificare i
gruppi nel modo seguente, fonte però di equivoci (blocco s indica il riempimento degli
orbitali s, p dei p, ecc.): Blocco s: elementi dei gruppi I A
e II A Blocco p: elementi dei gruppi III
A, IV A, V A, VIA, VII A e O Blocco d: elementi di transizione; i
gruppi, in sequenza, erano: III B, IV B, V B, VI B, VII B, poi una triade che
costituiva il gruppo VIII, poi ancora I B, II B. Le triadi VIII erano, per
il 3d Fe, Co, Ni; per il 4d Ru, Rh, Pd; per il 5d
Os, Ir, Pt. Blocco f: elementi lantanoidi (4f)
e attinoidi (5f) Proprio per evitare equivoci, lo IUPAC,
organismo della American Chemical Society che si preoccupa di normalizzare, tra l'altro,
la nomenclatura chimica inorganica, così da permettere una migliore comunicazione, ha
deciso, nel 1983, di identificare i gruppi con numero progressivo da 1 a 18: così IA e
IIA diventano 1 e 2; III B, IV B, V B, VI B, VII B, VIII, I B e II B vanno da 3 a 12; III
A, IV A, V A, VI A, VII A e 0 da 13 a 18. La corrispondenza della nomenclatura dei gruppi
sarebbe così la seguente: A A B B B B B B B A A A A A Fig.10.4 Corrispondenza della vecchia
nomenclatura dei gruppi con la nuova nomenclatura IUPAC (in basso). In Fig.10.1, dopo gli attinidi, sono
indicati i numeri atomici degli ultimi elementi artificiali ottenuti, 104, 105, 106: sono
senza nome. Infatti per alcuni la loro scoperta è rivendicata sia dai russi, che
chiamarono Kurciatovio il 104, sia dagli americani che chiamarono Rutherfordio il 104 e
Hahnio il 105. Ancora la IUPAC, per evitare equivoci (e inutili discussioni), ha proposto,
per gli elementi con Z>103, una nomenclatura razionale in cui il
simbolo ed il nome identifichino il numero Z; unendo frammenti che rappresentano ognuno
una cifra, più il suffisso "ium", si costruiscono i nomi, mentre il simbolo è
costituito dalle iniziali dei frammenti che sono: per 0, nil (dal latino
nihil);1, un; 4, quad; 5, pent; 6, hex; 7 sept; 8,
oct; 9, enn. Così i nomi razionali sarebbero
(prevedendo anche ulteriori elementi artificiali) Z simbolo nome 104 Unq Un nil quad ium 105 Unp Un nil pent ium 106 Unh Un nil hex ium 107 Uns Un nil sept ium 108 Uno Un nil oct ium 109 Une Un nil enn ium 110 Uun Un un nil ium Fig.10.5 Nomenclatura razionale
proposta per gli atomi con Z>100 Per evidenziare la periodicità delle
caratteristiche degli atomi, e la correttezza, in questo senso, della tavola periodica,
può essere utile, sfruttando lo stesso schema, vedere come varino alcune grandezze
chimiche o chimico fisiche al variare di Z e come esse presentino una spiccata
periodicità di comportamento. Poiché questa periodicità è più
evidente nella tavola "corta", (all'interno delle serie di riempimento degli
orbitali d o f, trattandosi di orbitali di gusci più interni, le grandezze variano molto
poco o per nulla), presenteremo i dati relativi solo agli elementi degli ex gruppi A e
dello 0 (secondo la nomenclatura IUPAC, i gruppi corrispondenti ai numeri indicati nella
prima riga). Per esempio: 1 2 13 14 15 16 17 18 H 25 He - Li 145 Be 105 B 85 C 70 N 65 O 60 F 50 Ne - Na 180 Mg 150 Al 125 Si 110 P 100 S 100 Cl 100 Ar - K 220 Ca 180 Ga 130 Ge 125 As 115 Se 115 Br 115 Kr - Rb 235 Sr 200 In 155 Sn 145 Sb 145 Te 140 I 140 Xe - Cs 260 Ba 215 Tl 190 Pb 180 Bi 160 Po 190 At - Rn - Fr - Ra 215 Fig.10.6 Tabella dei raggi atomici
secondo Slater. In figura 10.6 sono riportati i raggi
atomici, espressi in pm = 10-12 m. I raggi sono stati
ricavati da Slater in base alle distanze interatomiche in molecole in cui
sono coinvolti i vari atomi, dato che è praticamente impossibile determinare i raggi
atomici di atomi isolati: ciò è sottolineato anche dal fatto che non esistono dati sui
gas nobili, data la loro mancanza di reattività; in effetti si potrebbe estrapolarne i
valori in base alla sequenza dei dati degli atomi che li precedono, ma non si tratterebbe,
se così si facesse, di dati sperimentali, bensì di illazioni. In ogni colonna i raggi aumentano
al crescere di Z perché con Z aumenta il numero quantico n e
perciò le dimensioni degli orbitali. Lungo una riga invece diminuiscono, poiché aumenta
la carica nucleare che attrae gli elettroni; quando però si passa ad una riga successiva,
il raggio aumenta e la variazione segue poi lo stesso andamento: è evidente che questa
sequenza è periodica. 2 13 14 15 16 17 18 H 2,21 He - Li 0,97 Be 1,47 B 2,01 C 2,50 N 3,07 O 3,50 F 4,10 Ne - Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 Si 1,74 P 2,06 S 2,44 Cl 2,83 Ar - K 0,91 Ca 1,04 Ga 1,82 Ge 2,02 As 2,20 Se 2,48 Br 2,74 Kr - Rb 0,89 Sr 0,99 In 1,49 Sn 1,72 Sb 1,82 Te 2,01 I 2,21 Xe - Cs 0,86 Ba 0,97 Tl 1,44 Pb 1,55 Bi 1,67 Po 1,76 At 1,90 Rn - Fr 0,86 Ra 0,97 Fig.10.7 Valori di elettronegatività
secondo le misure di Allred-Rochow. In figura 10.7 sono riportati, con la
stessa modalità, i valori di elettronegatività secondo Allred-Rochow;
anche in questo caso mancano dati per i gas nobili, dato che l'elettronegatività riguarda
la forza di attrazione di un atomo verso elettroni di valenza, cioè impegnati in un
legame in cui è coinvolto l'atomo, e i gas nobili, normalmente, non formano legami con
altri atomi. Si può notare che l'elettronegatività
aumenta da sinistra verso destra; quando si passa al periodo successivo il valore di
elettronegatività crolla e poi ricresce, periodicamente. Nell'ambito dei gruppi essa
diminuisce al crescere di Z, poiché il nucleo esercita una forza di attrazione sugli
elettroni esterni sempre minore, dato che la distanza nucleo-elettrone esterno aumenta ed
inoltre aumenta anche la schermatura S. L'atomo più elettronegativo è F, i meno
elettronegativi Fr e Cs. Quanto più è alta la differenza di elettronegatività fra due
atomi, tanto maggiori sono le caratteristiche di ionicità del legame tra i due. L'elettronegatività,
forza F esercitata dal nucleo sugli elettroni di valenza, è definita dalla
relazione: F = Z*/r2
= Z S/r2 in cui: Z* = carica nucleare efficace = Z
S Z = carica nucleare totale (cioè il
numero atomico, corripondente al numero di protoni del nucleo) S = costante di schermo elettronico
(dovuto agli elettroni sottostanti a quelli di valenza) r = raggio covalente espresso in Å
(10-8 cm = 10-10 m) Come per queste grandezze relative agli
atomi, sarebbe possibile individuare la periodicità di molte altre; ciò dimostra la
validità della tavola periodica a questi effetti. L'esame delle caratteristiche periodiche
è stata estremamente utile nella scoperta e individuazione di nuovi atomi ancora
sconosciuti. Attualmente, in base a questo modello, possiamo essere sicuri che non
esiste alcun atomo sconosciuto, se non con Z superiore a tutti quelli noti,
naturali ed artificiali. Se così non fosse, e se ne scoprisse uno nuovo, imprevisto, il
modello cadrebbe o dovrebbe essere modificato. Resta ancora in uso una tradizionale
classificazione degli elementi in metalli e non-metalli.
In breve, sono chiamati: metalli gli elementi con un
numero di elettroni esterni basso, minore o, talvolta, eguale a quello degli orbitali
esterni s e p, e con energia di ionizzazione bassa. Perciò gli elementi di transizione, i
lantanoidi e gli attinoidi, avendo 1 o 2 elettroni s, sono considerati metalli. Il
carattere metallico aumenta scendendo lungo ogni gruppo (infatti diminuisce l'energia di
ionizzazione); non-metalli: gli elementi con
numero di elettroni esterni maggiore del numero di orbitali esterni s e p e con energia di
ionizzazione alta. semimetalli: elementi
che possono comportarsi da metalli o da non-metalli in situazioni particolari; sono quelli
di confine tra i due tipi. 1 2 13 14 15 16 17 18 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I X Cs Ba Tl Pb Bi Po* At* Rn* Fr* Ra* Fig.10.8 Tabella dei metalli,
semimetalli e non-metalli. Gli elementi con asterisco sono artificiali e radioattivi. C e Si (IV
gruppo) non sono metalli, ma poiché il carattere metallico aumenta scendendo lungo un
gruppo, lo sono Sn, Pb; nel gruppo di N, solo Bi
è abbastanza metallico. Nella tabella, a sinistra i metalli, scritti in
blu, a destra i non-metalli, scritti in bordeaux. Gli elementi al confine
sono semi-metalli, avendo caratteristiche chimiche metalliche o
non-metalliche in funzione dell'ambiente chimico in cui si trovano e sono indicati nelle
caselle in azzurro. Oltre a quelli presenti in fig.10.8 (Po*,
At*, Rn*, Fr*, Ra*) nella tabella completa compaiono altri atomi col simbolo asteriscato
che, per convenzione, indica che essi sono radioattivi, come i due artificiali Tc*
(Tecnezio, seconda serie di transizione, Z=43) e Pm* (Promezio, serie dei
lantanoidi, Z=61). Abbiamo visto alcuni esempi di
periodicità di grandezze chimico-fisiche, che possono venire convenientemente
schematizzati in una unica tavola periodica degli elementi. Così potremmo, analogamente,
rappresentare variazioni di affinità elettronica, di raggio ionico, di volume atomico, di
stati di ossidazione (perciò di "valenza"), di proprietà elettriche, di
proprietà strutturali, etc., in funzione del numero atomico degli elementi: potremmo
constatare una periodicità per ognuna di queste grandezze. Il modello che abbiamo utilizzato (e
costruito) è un modello per noi valido. Ora, notando l'asterisco *, faremo una
digressione che riguarda i nuclei degli elementi, considerando la radioattività. |