Introduzione
Tutti i 111 elementi conosciuti si possono organizzare in modo che il loro numero atomico Z cresca in successione. È il numero atomico di un elemento che determina tutte le sua proprietà e, inoltre, li determina univocamente; ad es. Z=29 non può che essere il rame.
Esistono, per di più, elementi con proprietà chimiche molto simili: anche di questo si doveva tener conto nel tabularli. Il merito della costruzione della tavola periodica degli elementi va al chimico russo Mendeleev (1869) il quale dispose gli elementi con numero atomico crescente lungo linee orizzontali e raggruppò quelli con le stesse proprietà nelle linee verticali. Le linee orizzontali della tavola si chiamano Periodi, quelle verticali Gruppi.
3.1 – Come si leggono gli elementi
Precisiamo, innanzitutto, che la tavola periodica va imparata. Alcuni elementi hanno sigle diverse da quelle che potremmo aspettarci: il rame è Cu non Ra, l’oro è Au non Or …e molti altri. Vediamo come sono rappresentati gli elementi prendendo come modello l’idrogeno.
L’immagine è molto chiara e bisogna aggiungere poco.
Il peso atomico o massa atomica su alcune tavole periodiche può trovarsi anche in alto a destra. Negli esercizi sulle moli, fatta l’assunzione che noi tratteremo sostanze pure, il valore della massa molare lo consideriamo uguale al valore del peso atomico; ciò che cambia è solo l’unità di misura.
In alto a sinistra c’è il numero atomico Z. In basso abbiamo la configurazione elettronica dell’elemento, che per elementi con numero atomico alto viene semplificata scrivendo solo gli ultimi orbitali occupati (vedremo ora perché).
3.2 – Approfondimento sugli elettroni e sulla loro configurazione
Approfondiamo la questione della configurazione elettronica trattata nel precedente capitolo per capire meglio la potenza della tavola periodica. È possibile dividere gli elettroni di un elemento in tre categorie:
Elettroni interni: sono gli elettroni che riempiono tutti i livelli energetici più bassi (n minore) con riferimento agli elettroni del gas nobile che precede l’elemento.
Elettroni esterni: sono gli elettroni che occupano il livello energetico più esterno dell’atomo cioè quello cui compete un n maggiore.
Elettroni di valenza: sono gli elettroni che intervengono nella formazione dei legami e che, ovviamente, sono presenti nel livello energetico più esterno dell’atomo. Nei Gruppi principali (1,2..) essi coincidono con quelli esterni; nei gruppi di transizione (dal 3 al 12 ossia dal IIIB al IIB) sono compresi anche quelli che occupano gli orbitali d.
Provate ad individuare i diversi tipi di elettroni nell’atomo di ossigeno, sfruttando la sua configurazione elettronica. Vai qui
Nel successivo paragrafo è spiegata la relazione tra Gruppi ed elettroni di valenza.
3.3 – I Gruppi
I Gruppi sono le colonne della tavola periodica. Essi sono rappresentati, generalmente, da numeri romani affiancati da lettere, ma è possibile anche numerarli. Viene utilizzata la lettera A per i primi due gruppi e per quelli che vanno dal boro (Br) all’elio (He). La lettera B è utilizzata per tutti i gruppi compresi tra lo scandio (Sc) e lo zinco (Zn), detti anche elementi del blocco d. La numerazione classica, invece, si effettua da sinistra verso destra.
Capito questo, ci chiediamo perché gli elementi disposti nei singoli Gruppi (es. Gruppo 1) abbiano le stesse proprietà chimiche (reagiscono con stesse specie di atomi, formano legami simili ecc).
Il numero atomico Z, definito come il numero di protoni di un elemento, è anche il suo numero di elettroni perché nella tavola periodica si fa riferimento solo ad atomi neutri. Esso aumenta se percorriamo un Gruppo dall’alto verso il basso poiché, come detto nell’introduzione, gli elementi sono posti in successione. Consideriamo il Gruppo 1: il litio, il sodio, il potassio e gli altri hanno diverso numero atomico Z, via via crescente, ma hanno proprietà chimiche simili perché in uno stesso Gruppo gli elettroni di valenza degli elementi sono gli stessi ed occupano lo stesso tipo di orbitali.
Esempio:
Scriviamo la configurazione elettronica del sodio, Na, nella forma compatta (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1
e scriviamo anche la configurazione dell’elemento successivo, il potassio, K (Z=19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Nota che si riempie l’orbitale 4s anziché il 3d, come detto qui
I due elementi hanno entrambi un unico elettrone in un orbitale s. Va da sé che il potassio avendo numero atomico maggiore riempie il livello energetico n=4 mentre il sodio si ferma a n=3, ma ciò non cambia nulla.
La relazione tra Gruppi ed elettroni di valenza è: Gruppo 1 = 1 elettrone di valenza, Gruppo 2= 2 elettroni di valenza e così via. Questa regola ha, però, alcune eccezioni. L’ossigeno appartiene al gruppo 16 (o VI A), ma non ha sei elettroni di valenza bensì due. Questa particolarità è spiegata dalla configurazione elettronica dell’ossigeno: dei sei elettroni esterni, due elettroni occupano il livello 2s ed altri due occupano la prima capsula del livello 2p; essi non prendono parte alla formazione dei legami perché sono appaiati. Solo gli ultimi due elettroni, disposti a spin paralleli, potranno partecipare alla formazione del legame.
Altre eccezioni sono il boro, il fluoro, l’alluminio e il silicio.
3.4 – Focus sui Gruppi
L’idrogeno è rappresentato erroneamente nel gruppo 1, è un elemento speciale e a parte!
Gruppo 1 e Gruppo 2: Metalli alcalini(1) e metalli alcalino-terrosi(2). Fanno parte del blocco s della tavola periodica, ossia elementi i cui elettroni di valenza occupano orbitali s.
Gruppi dal 3 al 12 (IIIB al IIB): Metalli di transizione. Rame, ferro, oro, argento e molti altri fanno parte di questi gruppi. Gli elettroni di valenza di questi elementi occupano gli orbitali d.
Gruppo 16 (VI A): Calcogeni. Molto importanti per le reazioni chimiche, vi appartiene anche l’ossigeno.
Gruppo 17 (VII A): Alogeni. Allo stato elementare sono molecole biatomiche, cioè esistono solo come molecole formate da due atomi; es. Cl2
Gruppo 18 (VIII A): Gas nobili. Non reagiscono con nessun elemento perché hanno raggiunto l’ottetto elettronico e sono quindi stabili. Verranno utilizzati come guida teorica negli esercizi perché gli elementi che sono loro vicini a destra e a sinistra tenderanno ad assumere la loro configurazione elettronica per stabilizzarsi.
I Gruppi dal 13 al 18 (III A a VIII A) sono formati da elementi i cui elettroni di valenza occupano gli orbitali p.
Gli altri elementi che vedete nella tavola non ci serviranno ulteriormente, i loro elettroni di valenza occupano gli orbitali f.
