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.
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+ + eAffinità 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.