Sostanze elementari o elementi Nel medioevo gli elementi conosciuti erano una ventina. Agli inizi del XIX una quarantina. Ad oggi poco più di 110 (previsti fino a 118)

La tavola periodica Nel XIX secolo (grazie a Dalton e all’introduzione dell’u.m.a.) gli elementi allora conosciuti furono ordinati in base alla massa, dall’H (il più leggero) al Pb (ritenuto l’elemento più pesante) e ad ognuno fu assegnato un numero d’ordine. Analizzando, inoltre, le caratteristiche chimico-fisiche dei materiali elementari (stato di aggregazione, compattezza, lucentezza, friabilità, t° di fusione ed ebollizione, conducibilità termica ed elettrica, malleabilità, reattività in presenza di ossigeno oppure di acidi o di basi ecc.) vari chimici tentarono di farne anche una qualche classificazione, raggruppando elementi con caratteristiche simili. Il russo Mendeleev si accorse che, seguendo il numero d’ordine, le caratteristiche chimico-fisiche si ripetevano con una certa regolarità (periodicità) salvo pochissime eccezioni. Inventò, perciò, una tabella fatta di righe e colonne in modo da sistemare gli elementi da sinistra a destra e dall’alto in basso in base alla massa, ma anche da incolonnarli secondo caratteristiche chimico-fisiche comuni  Tavola periodica o di Mendeleev). Col tempo e con la scoperta di nuovi elementi, la tavola è stata perfezionata, ma l’idea originale del Russo si è mantenuta.

Tavola di Mendeleev originale

Tavola periodica attuale N.B. I colori, le informazioni in ogni casella variano in base all’autore, ma l’organizzazione è unica.

Numero atomico Z = numero di protoni Nel XX secolo si scoprì che il numero d’ordine coincide perfettamente con il numero dei protoni identificativo di ogni elemento, fu indicato come Numero atomico e si assegnò il simbolo Z Numero atomico Z = numero di protoni Allo stato fondamentale (neutro) , Il numero degli elettroni è pari a quello dei protoni, Se l’elemento si «combina» con altri per formare composti, il numero di elettroni può variare (in più o in meno) diventando ione, ma non cambia il numero atomico, quindi la natura dell’elemento stesso. Altra importantissima scoperta del XX secolo elementi della stessa colonna hanno uguale configurazione elettronica nell’ultimo livello (quello più esterno). Questo stava a significare che le caratteristiche chimico-fisiche degli elementi dipendono prevalentemente dal livello esterno.

Isotopi e Numero di massa A Con l’invenzione dello spettrometro di massa (separa gli ioni in base alla massa), si scoprì che esistono masse differenti della medesima sostanza elementare. Per esempio esistono due masse diverse per il carbonio, 3 per l’idrogeno ecc. Questa «stranezza» fu chiarita con la scoperta dei neutroni. Una sostanza elementare è fatta da una miscela di atomi, chimicamente uguali (stesso numero di protoni), ma aventi numero di neutroni differente.

Si introdussero, quindi, i concetti di: Numero di massa A  N° di protoni + N° di neutroni Isotopi  atomi aventi stesso numero atomico Z (numero di P) ma numero di massa (P+N) differente. Per esempio C12 (A=6+6) e C14 (A=6+8) H1 (idrogeno A= 1+0), H2 (Deuterio A=1+1) e H3 (Trizio A=1+2). Gli isotopi più «pesanti» sono, in genere, instabili e tendono a stabilizzarsi trasformando un protone in neutrone, o viceversa, oppure espellendo particelle α2+ (2 neutroni + 2 protoni) liberando radioattività. In tal caso, modificando il numero atomico Z , si trasformano in un altro elemento. (per esempio il carbonio C14 trasforma un neutrone in un protone diventando azoto N14)

I gruppi e i periodi La tavola periodica è, in pratica, una tabella composta da colonne e righe. Le colonne vengono nominate Gruppi. Ogni gruppo è costituito da elementi aventi proprietà chimico-fisiche molto simili. Ogni gruppo, in molte tavole, è indicato con un numero romano accompagnato dalla lettera A (i primi due e gli ultimi 6) oppure B (i gruppi centrali più «bassi») Il numero di ogni gruppo di tipo A indica anche quanti elettroni presentano nell’ultimo livello energetico gli atomi che vi appartengono. Gli elementi dei gruppi di tipo B (parte centrale della tavola + le ultime due righe, normalmente rappresentate a parte) sono definiti «Metalli di transizione» Le righe vengono definiti Periodi. Ogni riga (periodo) contiene elementi aventi proprietà differenti e le differenze tra due elementi della stesa riga sono tanto più significative quanto più sono tra loro distanti. Passando da una riga all’altra le proprietà mantengono lo stesso andamento (periodicità). Il numero del periodo coincide con il numero del livello energetico più esterno in cui si sistemanodi elettroni allo stato fondamentale (o di riposo): le righe, infatti, sono in totale 7, come i livelli ipotizzati nella teoria quantistica (da Bohr in poi)

I blocchi s, p, d, f N.B. Il blocco f presenta due righe che fanno parte, rispettivamente dei periodi 6 e 7. Vengono rappresentate «staccate» dalla tabella principale per esigenze «grafiche» s  ci sono elettroni nell’orbitale s dell’ultimo livello ma non nell’orbitale d del penultimo P  ci sono elettroni nell’orbitale s e p dell’ultimo livello ma non nell’orbitale d del penultimo d  ci sono elettroni nell’orbitale s dell’ultimo livello ed anche nell’orbitale d del penultimo f  ci sono elettroni nell’orbitale s dell’ultimo livello ed anche nell’orbitale f del terzultimo Gli elementi dei blocchi d ed f sono anche detti elementi o metalli di transizione (vuole indicare il fatto che gli elettroni posti negli orbitali d ( o f) del livello interno possono facilmente «saltare» sull’ultimo livello.

Il comportamento (caratteristiche chimico-fisiche) di un determinato elemento può essere studiato attraverso: Energia di prima ionizzazione  energia, espressa in Kcal/mol (o KJ/mol), necessaria ad una mole di atomi allo stato gassoso per trasformarla in una mole di cationi (ioni +) monovalenti. Rispetto ad un atomo indica l’energia necessaria per strappargli 1 elettrone. Atomo + E.I. → Atomo+ + e- Affinità elettronica  energia, espressa in Kcal/mol (o KJ/mol), liberata (o acquistata) da una mole di atomi neutri allo stato gassoso quando si trasforma in una mole di anioni (ioni -) monovalenti. Rispetto ad un atomo indica l’energia liberata (o assorbita) per fargli acquistare 1 elettrone. Atomo + e- → Atomo- + A.E. Elettronegatività  potere di un atomo di attrarre elettroni di legame con un altro atomo. Dipende da entrambe le precedenti energie. Raggio atomico  raggio di un atomo, espresso in nm equivalente alla metà della distanza minima tra il nucleo dell'atomo considerato e il nucleo di un atomo uguale.  Maggiore è il raggio, minore sarà l’energia di ionizzazione, minore l’affinità elettronica, minore l’elettronegatività

Suddivisione sommaria per caratteri chimico-fisici Esaminando le caratteristiche chimico-fisiche, gli elementi della tavola periodica si possono classificare in: Metalli  sono la maggior parte e sono tutti quelli a sinistra della «scaletta», fatta eccezione per i semimetalli Semimetalli  sono essenzialmente 7 posizionati a «ridosso» della «scaletta»: boro (B); silicio (Si); germanio (Ge); arsenico (As); antimonio (Sb); tellurio (Te);polonio (Po). Non metalli  sono a destra della «scaletta» Gas nobili sono quelli dell’ultimo gruppo a destra sono a destra della «scaletta»

I semimetalli hanno carattere anfotero, nel senso che in alcuni casi si comportano da metalli e in altri casi si comportano da non metalli, dipende dall’elemento con cui reagiscono o di combinano. Energia di ionizzazione, Affinità elettronica ed elettronegatività aumentano dai metalli ai non metalli (da sinistra a destra). Diminuiscono dall’alto verso il basso della tavola.