Tavola periodica con numeri di ossidazione e massa atomica

Il primo a proporre una tavola periodica degli elementi ovvero uno schema che permettesse di ordinare gli elementi chimici rispetto al loro numero atomico fu il chimico russo Dmitrij Ivanovič Mendeleev.
La legge periodica proposta da Mendeleev sulla quale si basa il primo modello di tavola periodica, ordina gli elementi secondo valori crescenti di massa atomica relativa o anche peso atomico.
Lo stesso Mendeleev si rese conto di alcune incongruenze tra la legge da lui enunciata e le proprietà di specifiche coppie di elementi che per questo motivo dispose in ordine invertito rispetto il criterio di massa atomica crescente come per esempio le coppie nichel-cobalto e tellurio-sodio.

Nel 1914, alla morte di Mendeleev, il fisico inglese Henry Moseley enunciò la legge periodica attualmente in vigore che fugava le incongruenze di quella precedente secondo la quale le proprietà fisiche e chimiche degli elementi variano periodicamente il crescere del numero atomico.
Henry Moseley scoprì che gli elementi andavano ordinati secondo il numero dei protoni non in base a quello dei neutroni, soggetto a variazioni in base alla presenza degli isotopi.
Con la definizione di isotopo si intendono atomi della stessa specie chimica ma di diversa specie nucleare dove il numero dei neutroni è diverso da atomo ad atomo. L'idrogeno per esempio ha tre isotopi il deuterio, il trizio e il prozio.

La tavola di Mendeleev

Il chimico russo Dmitrij Mendeleev (1834 - 1907) non è stato il primo scienziato che ha tentato di dare un ordine agli elementi, ma la sua proposta è quella che più si avvicina alla moderna tavola periodica. Egli, infatti, nel 1871 dispose i 63 elementi allora noti in ordine crescente secondo la loro massa atomica; quando incontrava un elemento che aveva proprietà chimiche e fisiche simili ad un altro lo metteva in colonna sotto quest'ultimo. Ottenne così una tavola di otto colonne e 12 file.
Gli elementi mostravano dunque proprietà periodiche, che si ripetono cioè ad intervalli regolari.
Alcuni elementi trovavano tuttavia difficoltà ad essere inseriti nella colonna corretta, corrispondente alle loro caratteristiche.

La moderna tavola periodica

Henry Moseley scoprì la corretta periodicità degli elementi disponendoli in ordine crescente secondo il loro numero atomico.
La tavola moderna è suddivisa in righe, i periodi, e in colonne, i gruppi. In ogni casella è sempre indicato il simbolo dell'elemento e il corrispondente numero atomico. Spesso nella casella si aggiungono altre caratteristiche come la massa atomica, i numeri di ossidazione, l'elettronegatività ecc.

TAVOLA PERIODICA

Periodi e gruppi

Periodi

Le righe orizzontali della tavola periodica, cioè i periodi, sono indicati da un numero in cifre arabe sulla sinistra. In totale sono 7 perché 7 sono i livelli energetici in un atomo, corrispondenti al numero quantico principale.
Il periodo comincia sempre con l'elemento che ha un solo elettrone nel livello più esterno e termina con i gas nobili che hanno il livello elettronico completo, cioè con 8 elettroni, tranne che per il primo periodo che è completo con 2 elettroni.
Considerando il numero massimo di elettroni per ogni livello, nel primo periodo abbiamo 2 elementi, nel secondo 8, nel terzo dovrebbero essere 18 ma, dal momento che il 3d è riempito dopo il 4s, abbiamo solo 8 elementi, mentre gli altri 10 si trovano nel quarto periodo. Il quarto e il quinto periodo contengono 18 elementi, mentre il sesto e il settimo ne hanno 32. In realtà, nel settimo alcuni elementi non hanno ancora un nome e un simbolo ufficiale. 14 elementi del sesto e settimo gruppo (riempimento dei livelli 5d e 6d) sono rappresentati a parte per evitare che la tavola diventi troppo lunga.

Gruppi

Le colonne, cioè i gruppi, sono indicati tradizionalmente con numeri romani. Nei gruppi A, principali, gli elementi hanno gli elettroni esterni negli orbitali s e p, mentre nei gruppi B, di transizione, negli orbitali d e f. La nomenclatura IUPAC prevede invece una numerazione araba continua, da 1 a 18.
Nei gruppi sono collocati gli elementi che hanno la medesima configurazione elettronica esterna, dalla quale dipendono le proprietà chimiche e fisiche, perciò il gruppo IA ha un elettrone nel livello esterno, il IIA ha due elettroni, ecc. Dall'alto verso il basso le differenze chimiche e fisiche sono ridotte.

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Blocchi

Nella tavola si possono individuare dei blocchi in base ai sottolivelli degli orbitali.
Il blocco di 2 gruppi a sinistra rappresenta il riempimento degli orbitali s; i 6 gruppi a destra costituiscono il riempimento degli orbitali p; al centro ci sono i 10 gruppi degli orbitali d, mentre all'esterno, per motivi grafici sono disposti gli elementi degli orbitali f in due righe con 14 colonne.

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Stato degli elementi

Gli elementi sulla sinistra si trovano generalmente allo stato solido, mentre a destra gli elementi sono allo stato gassoso. Solo pochi sono liquidi alla temperatura ambiente. Alcuni non si trovano in natura, ma sono stati prodotti artificialmente in laboratorio.

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Carattere metallico

Alla sinistra della tavola periodica ci sono gli elementi con caratteristiche metalliche e sono separati dai non metalli, disposti sulla destra, tramite una linea diagonale. In realtà gli elementi vicino alla diagonale sono dei semimetalli.
I metalli sono buoni conduttori di elettricità e calore, lucidi, duttili e malleabili. I non metalli, invece, sono cattivi conduttori di elettricità e calore, in genere sono gassosi a temperatura ambiente, pochi sono i solidi e ancora meno i liquidi. Si riducono in polvere e perciò non possono essere lavorati.

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