Evoluzione Storica e Proprietà Fondamentali degli Elementi Chimici

Classificazione e Nomenclatura Iniziale degli Elementi

Come Identificare gli Elementi

Nel 1830, il chimico svedese John Jacob Berzelius (1779-1848) ha proposto un metodo per rappresentare gli elementi: utilizzando la prima lettera del nome latino o, in caso di omonimia, la lettera iniziale seguita da una seconda lettera presente nel nome latino, se due o più elementi avevano la stessa iniziale (ad esempio, N per l'azoto, Na per il sodio, Ni per il nichel).

Primo Raggruppamento degli Elementi

Molti studi all'inizio del secolo stabilirono che gli elementi potevano essere raggruppati in famiglie con proprietà chimiche simili, come il sodio e il potassio, o cloro-bromo-iodio. Le due proprietà più studiate dagli scienziati al momento di individuare un nuovo elemento erano:

• Il peso atomico (una proprietà fisica oggi nota come massa atomica relativa o Ar).
• La valenza (proprietà chimica che indica numericamente la capacità degli atomi di combinarsi, ora nota come numero di ossidazione).

Le Prime Proposte di Ordinamento

La Proposta di Döbereiner: Le Triadi

Nel 1817, Johann Döbereiner (1780-1849) osservò che il peso atomico dello stronzio era molto vicino alla media aritmetica dei pesi atomici di calcio e di bario, e tutti e tre gli elementi erano chimicamente simili, raggruppati in una sola famiglia.

Nel 1829, stabilì la stessa regolarità dei pesi atomici per diverse serie di tre elementi, che chiamò triadi, dove il peso atomico dell'elemento centrale era quasi pari alla media degli altri due. Esempio:

• Cloro (35,47) - Bromo (79,916) - Iodio (126,91). Media: 81,18.

Le Ottave di Newlands

Nel 1864, John R. Newlands (1837-1898) ordinò gli elementi allora noti in ordine crescente di peso atomico e osservò che le proprietà degli elementi si ripetevano in periodi di sette, in modo simile a quanto fanno le note musicali nell'ottava di una tastiera di pianoforte. Le proprietà dell'ottavo elemento di una serie erano simili a quelle del primo, e per questo tali periodi di sette elementi furono chiamati Ottave di Newlands.

La Legge Periodica

Il Lavoro di Lothar Meyer e Dmitri Mendeleev

Tra il 1868 e il 1870, l'opera di Lothar Meyer (1830-1895) in Germania e Dmitri Mendeleev (1834-1907) in Russia portò alla scoperta della Legge della Periodicità degli Elementi Chimici.

Meyer ordinò gli elementi precedentemente noti in ordine crescente di peso atomico e mise in relazione questa proprietà con un'altra: il volume atomico. Rappresentando i volumi atomici degli elementi in base ai pesi atomici, Meyer rilevò che il grafico formava una serie di picchi, corrispondenti a gruppi di elementi con proprietà simili: litio, sodio, potassio, rubidio e cesio. Inoltre, stabilì che ogni picco, con i suoi alti e bassi, rappresentava un periodo della tavola degli elementi.

La Tavola Periodica di Mendeleev

Nel 1869 Mendeleev pubblicò la prima edizione della tavola periodica, ordinando i 63 elementi allora conosciuti. Dopo averli classificati in ordine di peso atomico, Mendeleev studiò le loro proprietà chimiche, in particolare in termini di valenze. Notò che i primi elementi della lista mostravano un progressivo cambiamento nella loro valenza, con valori crescenti e decrescenti. Affermò l'esistenza di periodi: il primo singolo per l'idrogeno, i successivi due a sette elementi ciascuno e gli altri con più di sette elementi.

Per far coincidere le proprietà, Mendeleev non esitò a spostare alcuni elementi. Inoltre, lasciò spazi vuoti per formare gruppi di elementi con le stesse proprietà e previde, con inquietante precisione, le proprietà degli elementi che avrebbero occupato quei posti vacanti una volta scoperti. Dal lavoro di Mendeleev, fu stabilita la Legge Periodica degli Elementi.

Proprietà Atomiche e Struttura della Tavola Moderna

Configurazione Elettronica

La configurazione elettronica degli atomi di questi elementi si conclude allo stesso modo, in generale:

• Gli atomi degli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa Configurazione Elettronica Esterna (CEE).
• Al contrario, quando si analizza la configurazione elettronica degli atomi degli elementi situati nello stesso periodo, si dimostra che hanno lo stesso numero di livelli di energia.

Secondo questa struttura in gruppi e periodi, la tavola è suddivisa in 4 blocchi principali: S, P, D e F, a seconda dell'orbitale occupato dall'ultimo elettrone della CEE.

• I blocchi S e P corrispondono agli elementi rappresentativi, che comprendono metalli e metalloidi. Alcuni metalloidi sono, ad esempio, il Silicio o l'Arsenico.
• Gli elementi del blocco D sono chiamati elementi di transizione e sono tutti metalli.
• Il blocco F è composto dagli elementi di transizione interna, che sono anch'essi metalli, la maggior parte ottenuti per sintesi artificiale.

Carica Nucleare Efficace (Zeff)

Gli elettroni che sono più vicini al nucleo (elettroni interni) hanno un effetto schermante della carica positiva del nucleo (Z). Per questo motivo, gli elettroni più esterni sono attratti dal nucleo con una forza minore. La carica netta che attrae l'elettrone più esterno è chiamata Carica Nucleare Efficace (Zeff).

Raggio Atomico

Secondo il modello di meccanica quantistica, la distribuzione di densità degli elettroni in un atomo non ha un limite chiaramente definito. Tuttavia, se l'atomo è considerato una sfera, può essere determinata sperimentalmente la distanza tra l'elettrone esterno e il nucleo. Questa distanza è chiamata Raggio Atomico.

Raggi Ionici

Quando gli atomi neutri perdono o guadagnano elettroni, diventano ioni. I cationi si formano quando gli atomi perdono elettroni e acquisiscono una carica netta positiva; gli anioni si formano quando guadagnano elettroni e si caricano negativamente. La dimensione di un catione è più piccola del corrispondente atomo neutro; tuttavia, la dimensione di un anione è maggiore di quella dell'atomo neutro di origine.

Energia di Ionizzazione (Ei)

L'Energia di Ionizzazione (Ei) è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro, gassoso e nel suo stato fondamentale. L'atomo diventa uno ione positivo (con singola carica positiva).

Affinità Elettronica (AE)

L'Affinità Elettronica (AE) è l'energia scambiata quando un atomo neutro, gassoso e nel suo stato fondamentale, cattura un elettrone e diventa uno ione negativo (con una singola carica negativa).

Elettronegatività (EN)

L'Elettronegatività (EN) è la capacità relativa di un atomo di attrarre elettroni a sé in un legame chimico con un altro atomo.