Tavola periodica 

Si chiama Tavola periodica quella tabella che mette insieme tutti gli elementi chimici.
Gli elementi chimici sono ordinati in base al numero di protoni, o di elettroni nell'atomo neutro, e in base al loro comportamento.

Grazie alla loro posizione nella tavola periodica è possibile prevedere il loro comportamento chimico.
Infatti, la tavola periodica si chiama così perché il loro comportamento chimico è periodico, cioè si ripropone ciclicamente.
Questa periodicità è dovuta alla disposizione degli elettroni più esterni attorno al nucleo, chiamati elettroni di valenza. 

Elementi chimici appartenenti alla stessa colonna, chiamato gruppo, hanno comportamenti chimici simili e configurazione elettronica esterna uguale.
Tutti gli elementi del primo gruppo hanno tutti configurazione elettronica esterna nS¹.

Numero atomico → quantità di protoni (p) o di elettroni (e) nell'elemento neutro.

Massa atomica → è la media di tutte le masse delle specie isotopiche di quell'elemento chimico. In linea generale è data dalla somma delle masse dei protoni e dei neutroni.
É espresso in g/mol.

Numero di massa → quantità di protoni e di neutroni contenuti nell'atomo (isotopo) considerato.
​É un numero adimensionale, non accompagnato, cioè da nessuna unità di misura.

Isotopo → sono atomi di uno stesso elemento chimico che differiscono tra loro per la quantità di neutroni nel nucleo, vista la massa degli elettroni, questi nel calcolo possono essere trascurati.
​Hanno, cioè, stesso numero atomico ma diversa massa atomica. 

Questi gli isotopi più comuni dell'idrogeno:

Isotopo	Prozio	Deuterio	Trizio o tritio
abbondanza	99,985%	​0,015%	tracce
numero di massa	1 → 1p	2 → 1p + 1n	3 → 1p + 2n
stabilità	stabile	stabile	radioattivo (12,32 anni)

 

Gli altri isotopi dell'idrogeno, con numero di massa 4, 5, 6 e 7 hanno un'emivita molto breve, di molto inferiori al secondo.

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Tavola Periodica - Ptable - Proprietà

Gli elementi nella tavola periodica

Periodi

Si chiama periodo l'insieme degli elementi che si trovano su una singola riga.
Elementi di uno stesso periodo condividono il livello energetico ma le loro proprietà mutano gradualmente andando da un estremo all'altro.
Brevi periodi → dall'1 al 3
Lunghi periodi → dal 4 al 7

Gruppi

Si chiama gruppo l'insieme degli elementi che si trova su una singola colonna.
Elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili.

Elementi del I gruppo - Metalli alcalini

• Configurazione elettronica:
  [gas nobile precedente] ns¹
  Hanno, dunque, un singolo elettrone di valenza.
• Numeri di ossidazione:
  cedono facilmente l'elettrone più esterno e hanno numero di ossidazione +1.
• Reazione con l'acqua:
  hanno una reazione violenta con l'acqua.
• Come si trovano in natura:
  ​si possono trovare allo stato elementare ma risultano essere molto reattivi sia con l'acqua che con l'ossigeno, infatti a temperatura ambiente formano facilmente composti con l'ossigeno (ossidi).
  A contatto con l'acqua liberano gas idrogeno che può incendiarsi reagendo con l'ossigeno dell'aria.
  Sono conservati dentro a dell'olio, come l'etere di petrolio, oppure sottovuoto, per evitarne corrosione e ossidazione.
  
• Caratteristiche fisiche:
  hanno una bassa densità, bassi punti di fusione e hanno caratteristica lucentezza metallica.

Elementi del II gruppo - Metalli alcalino-terrosi

• Configurazione elettronica:
  [gas nobile precedente] ns² 
  ​Hanno, dunque, due elettroni di valenza.
• Numeri di ossidazione:
  cedono facilmente gli elettroni più esterni e hanno numero di ossidazione +2.
• Reattività:
  sono molto reattivi e questa loro caratteristica aumenta scendendo lungo il gruppo.
• Reattività con l'acqua:
  reagiscono con l'acqua ma in modo molto meno violento rispetto ai metalli alcalini.
• Come si trovano in natura:
  non si trovano liberi in natura ma solo come composti. 
• Caratteristiche fisiche:
  hanno una maggiore durezza e punti di fusione più alti rispetto ai metalli alcalini. 
• Dove li troviamo: 
  Magnesio e calcio sono tra gli elementi più abbondanti sulla superficie terrestre. 

• Carattere metallico: 
  il carattere metallico dei metalli alcalino-terrosi diventa più spiccata all'aumentare del loro numero atomico, dunque scendendo lungo il gruppo.​

Metalli di transizione

• Configurazione elettronica:
  sono elementi che appartengono al blocco d.
  
• Numeri di ossidazione:
  cedono elettroni ma il loro numero di ossidazione è variabile e alcuni ne possiedono davvero tanti.
• Comportamento chimico e fisico:
  presentano comportamenti variabili. 
• Conducibilità elettrica e termica:
  conducono facilmente sia l'elettricità che il calore. 
• Come si trovano in natura:
  a temperatura ambiente li si trova sia liberi che in composti, si trovano tutti allo stato solido con la sola eccezione del mercurio che invece a temperatura ambiente è allo stato liquido. 
  Sono utilizzati in diversi settori, con alcuni di essere si possono formare leghe, alcuni sono preziosi e si ossidano difficilmente.

Lantanidi

I lantanidi, noti anche come lantanoidi, sono un gruppo di 15 elementi chimici che occupano la serie dei blocchi f nella tavola periodica, con numeri atomici da 57 a 71. 

• Configurazione elettronica:
  i loro elettroni si collocano progressivamente negli orbitali 4f.
• Abbondanza:
  sono spesso indicati come terre rare, anche se molti di essi sono più abbondanti di elementi come oro o argento.
• Stato di ossidazione:
  ​è il più comune per tutti i lantanidi è +3.
• Proprietà chimiche:
  avendo proprietà chimiche simili è difficile la loro separazione.
• Luminescenza:
  molti composti lantanidici emettono luce, usati in schermi e laser.
• Magnetismo:
  alcuni come il samario e il neodimio sono fondamentali per magneti permanenti.
• Contrazione lantanidica:
  la dimensione atomica diminuisce lungo la serie, influenzando la chimica dei metalli successivi.
• Tecnologie avanzate:
  alcuni di loro sono usati in fibre ottiche, catalizzatori, batterie, magneti.
• Industria elettronica:
  molteplici gli usi di alcuni in schermi TV, LED, laser.
• Energia verde:
  ​negli ultimi anni il loro utilizzo è stato notevolmente incrementato ed è usato in turbine eoliche e veicoli elettrici.

Attinidi

Gli attinidi sono un gruppo di 15 elementi chimici che vanno dal numero atomico 89 (attinio) al 103 (laurenzio). Appartengono al blocco f della tavola periodica e sono noti per le loro proprietà radioattive e per il ruolo cruciale che svolgono in ambito nucleare.

• Radioattività:
  tutti gli attinidi sono radioattivi, alcuni in modo naturale (come l’uranio), altri artificiali (come il curio).
• Configurazione elettronica:
  coinvolgono il riempimento degli orbitali 5f, che conferisce loro proprietà chimiche complesse.
• Stati di ossidazione variabili:
  possono presentare stati di ossidazione da +3 a +6, a seconda dell’elemento.
• Metalli teneri e reattivi:
  si ossidano facilmente all’aria e reagiscono con acqua e acidi.
• Caratteristiche chimiche:
  gli attinidi si somigliano tra loro, rendendo difficile la loro separazione.
• Energia nucleare:
  Uranio (U) e plutonio (Pu) sono fondamentali come combustibili nei reattori nucleari.
  ​Il torio (Th) è studiato come alternativa più sicura e abbondante all’uranio.
• Armi nucleari:
  Il plutonio è utilizzato nella fabbricazione di testate nucleari.
• Medicina nucleare:
  L’americio (Am) è impiegato in alcuni dispositivi diagnostici e nei rilevatori di fumo.
  Alcuni isotopi attinidici sono usati per trattamenti radioterapici.
• Ricerca scientifica:
  Elementi come il curio e il califorio sono usati in laboratori per studi su materiali e reazioni nucleari.​

Metalli del gruppo p

I metalli del gruppo p sono un sottoinsieme degli elementi del blocco p della tavola periodica, si trovano a destra dei metalli di transizione e a sinistra dei non metalli, e mostrano proprietà intermedie tra metalli e non metalli.​

• Configurazione elettronica
  Alluminio     Al     [Ne] 3s² 3p¹
  Gallio           Ga     [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹
  Indio             In      [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹
  Tallio            Tl      [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹
  Stagno         Sn     [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²
  Piombo        Pb     [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p²
  Bismuto       Bi      [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p³
  
• Conducibilità:
  Buona conducibilità elettrica e termica, anche se inferiore rispetto ai metalli di transizione.
• Lavorabilità:
  malleabili e duttili, ma spesso più fragili.
• Reattività chimica:
  la reattività di questi metalli è molto variabile, alcuni sono abbastanza stabili (come l’alluminio), altri molto reattivi (come il tallio).
• Reazione con acqua e ossigeno:
  reagendo con l'ossigeno formano ossidi e reagendo con l'acqua formano idrossidi, entrambi con comportamento basico.
• Tipologia di legami:
  tendono a formare legami covalenti, soprattutto nei composti con non metalli.​
  
• Caratteristiche di alcuni metalli del gruppo p:
  Alluminio (Al): leggero, resistente alla corrosione, usato in imballaggi, trasporti, edilizia.
  Stagno (Sn): impiegato per saldature e rivestimenti anticorrosione.
  Piombo (Pb): storicamente usato in batterie e tubature, oggi limitato per la sua tossicità.
  Bismuto (Bi): usato in cosmetici, farmaci e leghe a basso punto di fusione.
  Gallio (Ga): fondamentale nell’elettronica e nei semiconduttori.

Semimetalli

I semimetalli (o metalloidi) sono un gruppo di elementi che presentano proprietà intermedie tra i metalli e i non metalli. Sono pochi, ma molto importanti in chimica, elettronica e tecnologia.

• Configurazione elettronica:
  Boro              B         [He] 2s² 2p¹
  Silicio            Si         [Ne] 3s² 3p²
  Germanio     Ge        [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p²
  Arsenico       As        [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³
  Antimonio    Sb        [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³
  Tellurio         Te         [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴
  Polonio         Po         [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴ 
• Aspetto metallico:
  lucenti, solidi a temperatura ambiente.
• Conducibilità elettrica moderata:
  sono semiconduttori, quindi conducono elettricità meglio dei non metalli ma peggio dei metalli.
• Fragilità:
  a differenza dei metalli, sono spesso fragili e si rompono facilmente.
• Comportamento chimico:
  possono comportarsi da metalli o da non metalli a seconda delle condizioni e dei reagenti.
• Formano ossidi anfoteri:
  cioè ossidi che possono reagire sia con acidi che con basi.
• Usi principali dei semimetalli:
  Silicio: base dell’elettronica moderna, usato nei microchip e nei pannelli solari.
  Germanio e arsenico: impiegati nei semiconduttori e nei laser.
  Antimonio e tellurio: usati in leghe, materiali termoelettrici e vetri speciali.
  Boro: presente nei detergenti, vetri resistenti al calore e nei magneti.

Non metalli

​I non metalli sono un gruppo di elementi chimici che si distinguono nettamente dai metalli per le loro proprietà fisiche e chimiche. Sono fondamentali per la vita e per moltissimi processi naturali e industriali.

• Scarsa conducibilità: non conducono elettricità né calore (eccetto il grafite).
  
• Aspetto non metallico: non sono lucenti, spesso opachi o trasparenti.
  
• Elevata elettronegatività: tendono ad attrarre elettroni nei legami chimici.
  
• Formano legami covalenti: si combinano con altri non metalli condividendo elettroni.
  
• Reattività variabile: alcuni sono molto reattivi (come il fluoro), altri più stabili (come l’elio).
  
• Punti di fusione e ebollizione bassi: soprattutto per quelli gassosi.
  
• Tendenza a formare anioni: negli ioni, i non metalli acquisiscono elettroni (es. Cl⁻, O²⁻).
  

​

• Essenziali per la vita: carbonio, idrogeno, ossigeno, azoto e fosforo sono alla base della biochimica.
  
• Atmosfera e respirazione: ossigeno e azoto sono i principali componenti dell’aria.
  
• Industria chimica: cloro, zolfo e fosforo sono usati in fertilizzanti, detergenti, plastica.
  
• Energia e combustione: il carbonio è presente nei combustibili fossili e nei materiali organici.
  

Alogeni

Gli alogeni sono un gruppo di elementi chimici appartenenti al gruppo 17 della tavola periodica. Il loro nome deriva dal greco halos (sale) e gennao (generare), perché tendono a formare sali quando reagiscono con i metalli — il più noto è il cloruro di sodio (NaCl), cioè il comune sale da cucina.

• Configurazione elettronica
  Tutti gli alogeni hanno 7 elettroni di valenza, con configurazione esterna ns² np⁵.
  Questa loro caratteristica fa sì che tendano ad acquisire un elettrone per completare l’ottetto.
• ​Reattività:
  gli alogeni hanno una elevata reattività soprattutto fluoro e cloro, che reagiscono violentemente con molti elementi.
• Legami chimici:
  formano composti sia ionici sia covalenti, con metalli danno sali (es. NaCl), con non metalli formano molecole (es. HCl).
• Tossicità:
  molti alogeni e i loro composti sono irritanti o tossici.
• Caratteristiche dei diversi alogeni:
  cloro: disinfezione dell’acqua, produzione di PVC, candeggianti.
  Fluoro: dentifrici, refrigeranti (freon), Teflon.
  Bromo: ritardanti di fiamma, fotografia.
  Iodio: antisettici, integratori alimentari, medicina nucleare.
  Astato e tenessino: studiati in laboratorio, senza applicazioni pratiche diffuse.

Gas nobili

I gas nobili sono un gruppo di elementi chimici che occupano il gruppo 18 della tavola periodica. Sono noti per la loro stabilità chimica, dovuta alla configurazione elettronica completa, e per essere inerti o poco reattivi.

• Configurazione elettronica:
  tutti i gas nobili hanno l’ottetto (o il duetto per l’elio) completo → ns² np⁶.
• Legami chimici:
  non tendono a formare legami chimici, anche se xenon e kripton possono formare composti in condizioni estreme.
• Come li troviamo:
  esistono come singoli atomi, non come molecole.
  Non hanno caratteristiche sensoriali percepibili.
• Reattività:
  non reagiscono facilmente con altri elementi.
• Punti di ebollizione e fusione:
  sono tutti gas a temperatura ambiente.
• Infiammabilità:
  non partecipano alla combustione.
• Usi e applicazioni:
  Elio: gonfiaggio di palloni, raffreddamento di magneti superconduttori, atmosfera protettiva.
  Neon: insegne luminose e tubi al plasma.
  Argon: atmosfera inerte per saldature e conservazione di materiali sensibili.
  Kripton e xenon: illuminazione, laser, anestesia (xenon).
  Radon: monitoraggio radioattivo, anche se è cancerogeno.
  Oganesson: elemento sintetico, studiato solo in laboratorio.

Le caratteristiche periodiche degli elementi

Il raggio atomico

Si definisce raggio atomico la distanza media tra il nucleo di un atomo e il bordo più esterno della sua nube elettronica. Non è una misura fissa, ma dipende dal tipo di legame e dal contesto chimico.
Il raggio atomico viene anche definito come la metà della distanza tra i nuclei di due atomi, dello stesso elemento. Da questo ne deriva che il raggio atomico dipende dal tipo di legame che si crea tra i due elementi. 

Il raggio atomico diminuisce lungo il periodo.
Questo avviene perché l'azione del nucleo si fa sentire sempre di più e ne consegue una contrazione.

Il raggio atomico aumenta lungo il gruppo.
Questo avviene perché aumentano i livelli energetici portando conseguentemente ad una sua espansione. 
Inoltre gli elettroni appartenenti a livelli energetici precedente "schermano" l'azione del nucleo.

Cationi → atomi che hanno perso uno o più elettroni. 
I cationi hanno dimensioni minori rispetto all'atomo neutro, questo avviene perché la quantità totale delle cariche positive nel nucleo è maggiore rispetto al totale delle cariche negative date dagli elettroni.

Anioni → atomi che hanno acquistato uno o più elettroni. 
Gli anioni hanno dimensioni maggiori rispetto all'atomo neutro, questo avviene perché la quantità totale delle cariche positive nel nucleo è minore rispetto al totale delle cariche negative date dagli elettroni, e questi, risentendo meno dell'azione del nucleo riescono ad allontanarsi.

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Energia di ionizzazione

​L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per strappare un elettrone da un atomo neutro in fase gassosa, formando così un catione.

Energia di prima ionizzazione → energia necessaria a strappare un elettrone all'atomo neutro.
Energia di seconda ionizzazione → energia necessaria a strappare un elettrone ad un atomo che ne ha già perso uno.
Energia di terza ionizzazione → energia necessaria a strappare un elettrone ad un atomo che ne ha già perso due.

A parità di elemento chimico, l'energia di prima ionizzazione è sempre minore dell'energia di seconda ionizzazione, che a sua volta è sempre minore dell'energia di terza ionizzazione.

L'energia di ionizzazione aumenta lungo il periodo.
Questo perché aumentando la carica nucleare gli elettroni risentono maggiormente dell'azione attrattiva del nucleo.

L'energia di ionizzazione diminuisce lungo il gruppo.
Questo perché gli elettroni più esterni occupano posizioni energetiche maggiori e gli elettroni dei livelli energetici minori fanno da schermo all'azione attrattiva del nucleo.

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L'elettronegatività

L’elettronegatività è quella proprietà chimica che misura la tendenza di un atomo ad attrarre verso sé gli elettroni condivisi in un legame chimico. 
L'elettronegatività è funzione:

• dei protoni presenti nel nucleo a parità di livello energetico;
• della distanza degli elettroni dal nucleo, gli elettroni più lontani sono meno attratti;
• gli elettroni dei livelli energetici precedenti fungono da schermo riducendo l'effetto della carica nucleare sugli elettroni di valenza.

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L'affinità elettronica

Si chiama affinità elettronica l'energia liberata quando un atomo neutro, in fase gassosa, cattura un elettrone.

Il termine affinità ci suggerisce che esiste una compatibilità tra un atomo neutro, in fase gassosa, e l'acquisto di un elettrone per formare uno ione negativo.
Se l'energia è negativa vuol dire che quell'atomo acquistando un elettrone rilascia una certa quantità di energia, e indica così che questo processo è favorito.
Se l'energia è positiva vuol dire che quell'atomo per acquistare un elettrone necessita di energia, e indica che questo processo non è spontaneo e conseguentemente non favorito. 

L'affinità elettronica: 

• aumenta lungo un periodo andando da sinistra verso destra
• diminuisce lungo un gruppo, andando dall'alto verso il basso
• degli alogeni è  molto elevata in quanto emettono considerevoli quantità di energia
• dei gas nobili e di alcuni metalli alcalini è molto bassa, nulla o addirittura negativa, il che indica che per  far acquistare un elettrone a questi atomi è necessario fornire energia.

Pagina creata il 18 agosto 2025