La tavola periodica: come si legge e le proprietà periodiche

La tavola periodica non è un elenco da imparare a memoria, ma una mappa: dalla posizione di un elemento si ricavano la sua configurazione elettronica, il tipo di legami che forma e molte proprietà fisiche. Mendeleev la costruì nel 1869 ordinando gli elementi per massa e raggruppando quelli con comportamento simile, e lasciò caselle vuote per elementi non ancora scoperti, di cui previde le proprietà. Oggi gli elementi sono ordinati per numero atomico Z, il numero di protoni.

Come è organizzata

• Periodi (righe, da 1 a 7): ogni periodo corrisponde al riempimento di un nuovo guscio elettronico.
• Gruppi (colonne, da 1 a 18): gli elementi di un gruppo hanno la stessa configurazione esterna e quindi un comportamento chimico simile.
• Blocchi: s (gruppi 1 e 2), p (gruppi 13-18), d (metalli di transizione, gruppi 3-12) e f (lantanidi e attinidi, di solito messi sotto la tabella). Il nome indica il sottolivello che si sta riempendo.

Alcune famiglie hanno un nome proprio: metalli alcalini (gruppo 1: Li, Na, K…), alcalino-terrosi (gruppo 2), alogeni (gruppo 17: F, Cl, Br, I), gas nobili (gruppo 18), con il guscio esterno completo e quindi quasi inerti.

Metalli, non metalli e semimetalli

Circa tre quarti degli elementi sono metalli: lucenti, buoni conduttori, tendono a perdere elettroni. I non metalli stanno in alto a destra e tendono ad acquistarli. Lungo la “scala” che separa le due zone ci sono i semimetalli: boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio. Non è un caso che siano proprio gli elementi dei semiconduttori: hanno proprietà intermedie, e la loro conducibilità si può controllare con il drogaggio.

Le proprietà periodiche

• Raggio atomico: diminuisce da sinistra a destra, perché la carica nucleare cresce e attira di più gli elettroni dello stesso guscio; aumenta scendendo, perché si aggiunge un guscio.
• Energia di ionizzazione: l’energia per strappare un elettrone. Cresce lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. È minima per i metalli alcalini (il sodio cede l’elettrone 3s con 5,1 eV) e massima per i gas nobili (l’elio richiede 24,6 eV).
• Affinità elettronica: l’energia liberata quando l’atomo acquista un elettrone, massima per gli alogeni.
• Elettronegatività: la tendenza di un atomo ad attirare gli elettroni di un legame. Sulla scala di Pauling va da 0,8 circa (cesio) a 4,0 (fluoro). La differenza di elettronegatività tra due atomi dice che tipo di legame formeranno.

Leggere un elemento dalla sua casella

Prendiamo il silicio: Z = 14, periodo 3, gruppo 14, blocco p. Da qui si ricava subito la configurazione [Ne] 3s² 3p², quattro elettroni di valenza, la tendenza a formare quattro legami covalenti (come il carbonio sopra di lui) e un’elettronegatività intermedia, 1,9. La massa atomica, 28,09 u, è la media pesata dei suoi isotopi (soprattutto ²⁸Si).

Un secondo esempio: il gallio (gruppo 13, tre elettroni di valenza) e l’arsenico (gruppo 15, cinque) stanno ai due lati del germanio. Combinati danno l’arseniuro di gallio, GaAs, che ha in media quattro elettroni di valenza per atomo come il germanio e infatti è un semiconduttore, usato nei LED e nell’elettronica ad alta frequenza.

Domande tipiche d’esame

• Chi ha il raggio maggiore tra Na e Cl? Il sodio: stesso periodo, ma il cloro ha 6 protoni in più che attirano gli elettroni.
• Chi ha l’energia di prima ionizzazione maggiore tra Na e K? Il sodio: l’elettrone esterno del potassio è in un guscio più lontano.
• Che legame forma NaCl? Ionico: la differenza di elettronegatività è 3,2 − 0,9 = 2,3, grande.