Di Mary MacIntosh Aggiornato il 30 agosto 2022
La tavola periodica è la pietra angolare della chimica e cataloga ogni elemento chimico conosciuto, dalle specie presenti in natura alle creazioni sintetiche. La sua disposizione moderna, introdotta dal chimico russo Dmitri Mendeleev nel 1869, colloca gli elementi in una griglia definita dal numero atomico, anziché dal vecchio ordinamento basato sul peso atomico.
In questo layout, ogni elemento occupa una posizione unica all'intersezione di un gruppo verticale (colonna) e di un periodo orizzontale (riga). I sette periodi corrispondono a successive espansioni del guscio elettronico, mentre i 18 gruppi riflettono configurazioni di valenza-elettrone condivise che guidano un comportamento chimico analogo.
Al centro di ogni elemento si trova un atomo:un nucleo carico positivamente circondato da una nuvola di elettroni. Il numero di protoni, il suo numero atomico, determina l’identità dell’elemento. Gli elettroni popolano gusci discreti; il guscio più esterno, o valenza, determina come reagisce un elemento. Gli elementi all'interno dello stesso gruppo hanno un identico numero di elettroni di valenza, il che spiega i loro modelli di reattività paralleli. Mentre si attraversa un periodo da sinistra a destra, i gusci di valenza si riempiono in sequenza, tenendo conto del cambiamento graduale delle proprietà.
All'estrema sinistra della tabella si trovano i metalli alcalini altamente reattivi (Gruppo 1) e, accanto a loro, i metalli alcalino-terrosi leggermente meno reattivi (Gruppo 2). Ad eccezione dell'idrogeno, i metalli alcalini possiedono un singolo elettrone di valenza che viene facilmente donato, rendendoli esplosivi nell'aria o nell'acqua. I metalli alcalino-terrosi, con due elettroni di valenza, sono un po' più duri ma si trovano ancora raramente nella loro forma elementare in natura.
La regione centrale del grafico (Gruppi 3–12) è dominata dai metalli di transizione. Questi elementi sono solidi a temperatura ambiente (il mercurio è l'unico liquido), mostrano lucentezza metallica e sono malleabili. I loro orbitali d parzialmente riempiti consentono una gamma di stati di ossidazione, rendendoli versatili nella catalisi e nella scienza dei materiali. Le serie di lantanidi e attinidi, che rappresentano il riempimento di elettroni f, sono tradizionalmente visualizzate sotto la tabella principale.
Un confine diagonale separa il blocco metallico dal blocco non metallico. I metalloidi come il germanio e l'arsenico, posizionati lungo questa linea, mostrano proprietà intermedie. A destra si trovano i non metalli:dai gas come idrogeno e azoto a elementi come ossigeno e fluoro. Queste specie hanno tipicamente un'elevata elettronegatività e tendono ad acquisire elettroni per raggiungere gusci di valenza completi.
Il gruppo 18 ospita i gas nobili:elio, neon, argon, kripton, xeno e radon. I loro gusci esterni sono completi, garantendo loro un'estrema inerzia chimica. Di conseguenza, rimangono quasi esclusivamente in forma elementare, apparendo come gas incolori e inodore a temperatura e pressione standard.
