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:

I

A

II

A

III

B

IV

B

V

B

VI

B

VII

B

VIII VIII VIII I

B

II

B

III

A

IV

A

V

A

VI

A

VII

A

O
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

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.

 

1

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.

 


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