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La tavola periodica degli elementi
Da Wikipedia, l'enciclopedia libera
Gruppo 1 2 3
 
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Periodo
 
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H

 
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* Lantanoidi 58
Ce
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Nd
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Pm
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Sm
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Eu
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U
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Pu
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Cm
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Bk
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Md
102
No
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Lr


 

Serie chimiche della tavola periodica
Metalli alcalini Metalli alcalino terrosi Lantanoidi Attinoidi Metalli del blocco d
Metalli del blocco p Semimetalli Nonmetalli Alogeni Gas nobili

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Periodo della tavola periodica

Nella tavola periodica degli elementi, un periodo è una riga della tavola.

Il massimo numero quantico principale (n) che è posseduto da elettroni di un dato elemento stabilisce a quale periodo appartiene. Ogni livello elettronico (eccetto il primo) è diviso in più sottolivelli, che al crescere del numero atomico vengono riempiti grosso modo in quest'ordine:

1s 
2s           2p  
3s           3p  
4s        3d 4p  
5s        4d 5p  
6s     4f 5d 6p  
7s     5f 6d 7p  
8s  5g 6f 7d 8p  
...  

Da qui deriva la struttura della tavola periodica.

Visto che le proprietà chimiche e fisiche sono determinate dagli elettroni più esterni, queste tendono ad essere simili fra elementi dello stesso gruppo (ogni gruppo equivale ad una colonna della Tavola Periodica).

Elementi adiacenti all'interno di un periodo hanno dunque una struttura elettronica che varia con regolarità lungo ad esso e quindi sono caratterizzati da una parallela variazione di proprietà.

Procedendo da sinistra verso destra lungo ciascun periodo (escludendo le serie di transizione che rappresentano delle stasi) si passa da elementi con proprietà metalliche, ad elementi con proprietà anfotere e infine a non-metalli, l'ultimo elemento di ogni periodo è un gas nobile, che possiede ridottissima reattività chimica.

Vedi anche: Elementi del periodo 1, Elementi del periodo 2, Elementi del periodo 3, Elementi del periodo 4, Elementi del periodo 5, Elementi del periodo 6, Elementi del periodo 7

 


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L'invenzione della tavola periodica (da Wikipedia)

Nell'antica Grecia, si credeva che ci fossero solo quattro elementi, aria, fuoco, terra ed acqua: ad ogni modo questa teoria venne tralasciata quando i veri elementi chimici cominciarono ad essere scoperti. Gli scienziati avevano però bisogno di una banca dati facilmente accessibile e organizzata in maniera schematica che permettesse loro di registrare e studiare gli elementi chimici, e questo portò all'introduzione della tavola periodica.

La necessità di ordinare le conoscenze che venivano accumulandosi sugli atomi venne sentita fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.

La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.

Se gli elementi vengono disposti in ordine crescente di numero atomico, inserendo in seguito altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione del numero atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che, nel 1829, per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.

A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.

Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev, indipendentemente l'uno dall'altro, assunsero erroneamente il peso atomico come parametro nella classificazione periodica degli elementi (successivamente si dimostrò che la sequenza corretta era in ordine crescente di numero atomico anziché di peso atomico). Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi col solo nome di quest'ultimo. Egli insinuò anche che esistessero altri elementi, al momento non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.

Negli anni '40, Seaborg identificò i primi 5 attinoidi, che sono stati sistemati all'interno della tabella, o, in alcuni casi, al di sotto, come si può vedere dallo schema. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi An.

La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8 , 8, 18, 18, 32, 32) è stata scoperta solo in seguito (ad opera principalmente di Niels Bohr), ed è da ricercarsi nel massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a secondo del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi orbitali per numeri atomici crescenti: si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: s s p s p s d p s d p s f d p s f d p s (secondo la regola di Aufbau). Si ha che diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, in modo che ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile e quindi una reattività nulla, e a orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile: questa diversa reattività a livello macroscopico va a determinare molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile tra elementi di numero atomico Z crescente secondo tali regole periodiche. Pertanto, in sintesi, si ha che a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che tuttavia si ripetono periodicamente in modo simile quando si incontrano configurazioni elettroniche simili per stabilità energetica, e questo accade per analoghi gradi di riempimento dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento dei vari orbitali.

La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata solo da osservazioni macroscopiche, senza conoscere la causa microscopica di tale forma altrimenti difficilmente spiegabile, e solo successivamente "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi della loro modalità di reazione fra loro.

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