Tavola periodica degli elementi completa stampabile in bianco e nero

fonte: www.pianetachimica.it

IL SISTEMA PERIODICO

La tavola periodica

Gli elementi chimici attualmente conosciuti sono 109, dei quali 92 sono presenti in natura, mentre i rimanenti sono stati preparati artificialmente a partire dalla fine degli anni ’30 del secolo scorso. Tra gli elementi naturali, nove (oro, argento, rame, ferro, piombo, stagno, mercurio, zolfo e carbonio) erano conosciuti fino dall’antichità, mentre altri cinque (arsenico, antimonio, bismuto, fosforo e zinco) vennero scoperti dagli alchimisti durante il medioevo. Nel corso del XVIII° secolo vennero scoperti alcuni importanti elementi gassosi (azoto, ossigeno, idrogeno e cloro), nonché diversi metalli ( tra cui platino, nichel, manganese, uranio, cromo e titanio); all’inizio del XIX° secolo poi, grazie all’impiego dell’elettrolisi, vennero scoperti altri sei importanti elementi metallici (potassio, sodio, calcio, magnesio, bario e stronzio). Nel corso di tutta la prima metà dell’800  le scoperte si susseguirono numerose , per cui intorno al 1850 si conoscevano circa 50 elementi, ciascuno dei quali possedeva caratteristiche proprie. I chimici dell’epoca cominciarono quindi a chiedersi perché fossero così tanti e quanti ancora restassero da scoprire; allo stesso tempo sorse l’esigenza di mettere ordine, cercando di classificare gli elementi stessi in base ad un qualche principio. Il primo criterio utilizzato fu quello del peso atomico , ma per tale via si ottennero classificazioni di utilità limitata. Risultati più interessanti si ottennero invece raggruppando gli elementi in base a proprietà chimiche simili, come fece nel 1869 il chimico russo Dimitri I. Mendeleev (1834 – 1907), il quale ordinò gli elementi allora conosciuti in una tabella formata da righe orizzontali, chiamate periodi, e colonne verticali dette gruppi. Successivamente alla scoperta dei numeri atomici , tale classificazione fu quindi perfezionata ed i vari elementi vennero classificati secondo il numero atomico crescente: si arrivò in questo modo alla moderna tavola periodica degli elementi. 

All’interno di ogni periodo , spostandosi verso destra, il numero atomico degli elementi cresce di una unità alla volta; tutti gli elementi appartenenti ad un medesimo periodo hanno inoltre gli elettroni più esterni nello stesso livello energetico, il cui numero quantico principale corrisponde al numero del periodo stesso. Così nel primo livello energetico abbiamo un solo orbitale, 1S, che consente quindi solo due possibili configurazioni elettroniche, 1S1 e 1S2; nel primo periodo quindi possiamo avere due soli elementi, H con Z=1 e He con Z=2, cui corrispondono rispettivamente le due configurazioni indicate.

L’elemento con Z=3, il litio (Li), deve appartenere necessariamente al secondo periodo ed il suo elettrone in più rispetto all’elio va a finire nell’orbitale 2S. Col litio si apre dunque il secondo periodo, costituito da otto elementi, coi quali si riempiono progressivamente gli orbitali 2S e 2P, fino ad arrivare al neon (Ne), con Z=10 e configurazione elettronica 1S2 2S2 2P6. Gli elementi dell’ottavo gruppo, detti gas nobili, chiudono sempre il periodo, in quanto nella loro configurazione elettronica esterna tutti gli orbitali del periodo stesso sono riempiti. Gli elementi di qualsiasi periodo devono necessariamente avere completamento riempito tutti gli orbitali dei livelli precedenti all’ultimo, che corrisponde al numero del periodo cui appartengono. Ogni elemento ha quindi una configurazione elettronica interna corrispondente a quella del gas nobile che chiude il periodo precedente. A partire da questo fatto, per semplificare la scrittura delle configurazione elettroniche totali, esterna più interna, degli elementi dei periodo inferiori, che ad un certo punto diventano molto lunghe, si usa indicare la loro configurazioni elettronica interna col simbolo del gas nobile che termina il periodo precedente. In questo senso dunque la configurazione elettronica totale del litio può essere scritta come He 2S1, quella del berillio He 2S2 eccetera. Questa scrittura, utilizzata spesso nelle tavole periodiche, serve inoltre per evidenziare che la configurazione elettronica di maggior interesse è quella esterna, mentre quella interna può essere abbreviata per comodità. Da notare inoltre che nei primi due gruppi si riempiono gli orbitali S di ciascun livello energetico; tali gruppi costituisco pertanto il blocco S della tabella periodica. Nei gruppi dal terzo all'ottavo si riempiono i corrispondenti orbitali P, questi sei gruppi costituiscono quindi il blocco P della tabella.

Il terzo periodo comincia col sodio (Na) e termina con l'argon (Ar). Il terzo livello energetico possiede però anche gli orbitali 3d; questi però sono preceduti nell'ordine di riempimento dagli orbitali 4S (confronta la serie in alto a pag. 7), per cui l'elemento successivo, il potassio (K) appartiene al quarto periodo ed è seguito dal calcio (Ca), col quale termina il riempimento dei 4S. Con lo scandio (Sc) inizia il riempimento dei 3d, che prosegue fino allo zinco (Zn). Si individua così una serie di dieci elementi coi quali si riempiono gli orbitali 3d, al termine di questa troviamo il gallio (Ga), col quale riprende il riempimento degli orbitali 4P.

Nel quinto periodo si riempiono gli orbitali 5S, con il rubidio e lo stronzio, poi i 4d coi dieci elementi dall'ittrio al cadmio, quindi i 5P con gli elementi dall'indio allo xeno. Il sesto periodo inizia col riempimento dei 6S, con cesio e bario, quindi la tabella si interrompe e, successivamente al lantanio, inizia una serie di quattordici elementi, detti lantanidi o lantanoidi, corrispondenti al riempimento degli orbitali 4f; quest'ultima serie è staccata dal resto della tabella. Con gli elementi dall'afnio al mercurio si riempiono gli orbitali 5d, cui seguono i 6P con gli elementi dal tallio al rado. Inizia infine il settimo periodo col riempimento dei 7S, con francio e radio, successivamente all'attinio la tabella si interrompe di nuovo e si ha una nuova serie di quattordici elementi, detti attinidi o attinoidi, coi quali si riempiono i 5f e termina la tabella. Gli elementi delle tre serie di riempimento degli orbitali d vengono detti metalli di transizione e costituiscono il blocco d, mente attinoidi e lantanoidi formano il blocco f.

Le proprietà periodiche

Osservando attentamente la tabella si può notare che, nel susseguirsi degli elementi, periodicamente ricompaiono delle caratteristiche comuni. Innanzitutto gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, anche se l'ultimo livello energetico è diverso. Se prendiamo, ad esempio, i primi cinque elementi del settimo gruppo osserviamo che possiedono le configurazioni elettroniche esterne riportate nella tabella a destra. Ciò è molto importante perché, per quanto già sappiamo, essi avranno un comportamento chimico simile; ciò si vede, ad esempio, confrontando le formule dei loro composto con l'idrogeno (vedi ultima riga a destra della tabella qui a fianco).

Passiamo adesso al volume atomico. Scendendo lungo un gruppo gli elementi aumentano di un livello energetico alla volta, è logico quindi che il loro volume aumenti. Spostandosi invece da sinistra verso destra in un periodo il livello energetico resta lo stesso, tuttavia aumentano sia i protoni, che gli elettroni, incrementando così la forza elettrostatica tra il nucleo e la nuvola elettronica: a causa di ciò il nucleo attira più fortemente gli elettroni ed il volume atomico diminuisce. A questa regola fanno eccezione i gas nobili, il cui volume aumenta rispetto a quello degli elementi del settimo gruppo, perché si è terminato il riempimento degli orbitali dell’ultimo livello energetico.

Il volume atomico è una carat­teristica molto importante degli elementi, in quanto influenza la forza con la quale gli elettroni più esterni sono legati al nu­cleo. Negli atomi piccoli gli elettroni esterni sono infatti molto vicini al nucleo e ne sono attratti molto fortemente, risulterà quindi, ad esempio, difficile strapparglieli. Negli atomi grandi, invece, essendo gli elettroni esterni più lontani dal nucleo, ne saranno attratti in modo più blando e sarà così più fa­cile strapparli. Quanto abbiamo appena detto risulterà molto utile quando tratteremo degli ioni e della loro formazione.

 La regola dell’ottetto

Tutto in natura tende spontaneamente verso la maggiore stabilità ; come vedremo più avanti, parlando delle reazioni chimiche, le sostanze reagiscono spontaneamente per trasformarsi in altre sostanze più stabili. Più una sostanza è stabile e più difficilmente parteciperà a reazioni chimiche, viceversa sono le sostanze più instabili quelle che reagiscono più facilmente. In natura non è possibile incontrare atomi allo stato isolato; non si incontrano mai cioè atomi singoli di ossigeno o di sodio e questo perché gli atomi isolati sono talmente tanto instabili che reagiscono con qualsiasi altra sostanza vengano in contatto legandosi coi suoi atomi .

A quanto detto sopra fanno eccezione gli elementi dell’ottavo gruppo, i cosiddetti gas nobili, che invece esistono solo allo stato atomico. Infatti in una bombola di elio o in un tubo al neon noi troviamo singoli atomi di questi gas, che si definiscono nobili proprio perché non reagiscono praticamente mai con altri atomi, sia uguali a loro, che di altri elementi. Possiamo quindi affermare che i gas nobili sono gli elementi più stabili esistenti in natura. Questa loro importante caratteristica deriva dalla configurazione elettronica esterna nS2 nP6, nella quale risultano riempiti tutti gli orbitali S e P; a ciò fa eccezione l’elio, la cui configurazione elettronica esterna, pur essendo 1S2, ha comunque riempito l’unico orbitale presente nel livello. Una configurazione elettronica di questo tipo si definisce otteziale, in quanto nell’ultimo livello energetico sono presenti otto elettroni, ovvero un ottetto.

Nessun altro elemento della tabella presenta una simile configurazione elettronica, essa tuttavia, conferendo la massima stabilità possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere attraverso le reazioni chimiche. Ciò significa che tutti gli elementi della tabella periodica, reagendo tra loro e formando legami, cercano di raggiungere una configurazione elettronica otteziale. Quanto sopra descritto rappresenta la regola dell’ottetto, una legge di fondamentale importanza in quanto da la possibilità di spiegare e di prevedere il comportamento chimico dei vari elementi. Poiché tuttavia l’elio, pur non avendo l’ottetto, è sempre un gas nobile e rappresenta il riferimento di alcuni elementi che gli sono vicini nella tabella, la regola dell’ottetto può essere allargata nella formulazione seguente: tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino.

Gli ioni

Gli atomi sono elettricamente neutri, in quanto possiedono lo stesso numero di elettroni e di protoni. E’ tuttavia possibile che un atomo acquisti o ceda qualcuno dei suoi elettroni più esterni , perdendo la sua neutralità elettrica e trasformandosi in uno ione. Se l’atomo cede elettroni assume una carica positiva e si trasforma in uno ione positivo o  catione; a seconda che gli elettroni ceduti siano uno, due, tre o quattro, il catione potrà essere mono, bi, tri o tetravalente, esso si indica con lo stesso simbolo dell’elemento da cui deriva, ma con tanti segni + quante sono le sue cariche positive. Le dimensioni dei cationi sono minori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso più degli elettroni residui e li attirano con maggior forza, facendo diminuire il volume atomico.

 Se invece l’atomo acquista elettroni assume una carica negativa diventando uno ione negativo o anione; a seconda che gli elettroni acquisiti siano uno, due o al massimo tre, l’anione potrà essere mono, bi, o trivalente, esso si indica con lo stesso simbolo dell’elemento da cui deriva, ma con tanti segni − quante sono le sue cariche negative. Le dimensioni degli anioni sono maggiori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso meno degli elettroni e li attirano con minor forza, gli elettroni possono quindi allontanarsi un poco dal nucleo, facendo aumentare il volume atomico.

Ma per quale motivo un atomo dovrebbe cedere o acquistare degli elettroni? La risposta è semplice: per raggiungere l’ottetto o comunque la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Prendiamo ad esempio il sodio, che avendo configurazione elettronica esterna 3S1 per raggiungere la configurazione di un gas nobile può acquistare 7 elettroni, diventando simile all’argon, oppure può cederne uno, diventando simile al neon. E’ evidente che la prima soluzione è improponibile ed infatti il sodio facilmente cede il suo elettrone più esterno, diventando un catione monovalente, secondo la reazione: Na → Na+ + e−. Prendiamo ora il cloro, di configurazione elettronica esterna 3S2 3P5 a cui manca un solo elettrone per assumere la configurazione dell’argon, il gas nobile a lui più vicino; la trasformazione è abbastanza semplice ed infatti frequentemente il cloro acquista un elettrone in più, trasformandosi in un anione monovalente, secondo la reazione:  Cl + e−→ Cl−.

A questo punto risulta evidente che, se gli atomi si trasformano in ioni per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, è possibile prevedere in quale tipo di ioni monoatomici un elemento si trasformerà, a seconda della sua posizione nella tabella periodica, secondo lo schema seguente:

Energia di ionizzazione

Si definisce energia di ionizzazione l’energia necessaria per strappare ad un atomo uno dei suoi elettroni più esterni. Da quanto detto nel paragrafo precedente si capisce che gli elementi dei primi gruppi a sinistra della tabella periodica, che si trasformano facilmente in cationi, avranno una bassa energia di ionizzazione, mentre gli elementi degli ultimi gruppi a destra, che si trasformano facilmente in anioni, avranno alta energia di ionizzazione. Infatti l’energia di ionizzazione aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo. 

Osservando attentamente l’andamento dell’energia di ionizzazione all’interno della tabella periodica si può osservare che esso è esattamente opposto a quello del volume atomico: le due grandezze sono infatti inversamente proporzionali tra loro. Gli atomi con grande volume hanno piccola energia di ionizzazione, mentre quelli con volume piccolo hanno grande energia di ionizzazione; la forza con cui il nucleo attrae gli elettroni esterni diminuisce infatti all’aumentare delle dimensioni atomiche, cioè all’aumentare della distanza tra nucleo ed elettroni medesimi, come avevamo già visto all’inizio di pagina 3.

Elettronegatività

Tavola periodica degli elementi

L’elettronegatività di un elemento è la forza con cui i suoi atomi attirano gli elettroni di legame. Abbiamo già detto che gli atomi, tranne quelli dei gas nobili, non si trovano mai isolati, nel senso che sempre reagiscono con altri atomi per formare dei legami chimici. I legami chimici sono i modi nei quali gli atomi si legano tra loro; in alcuni casi essi si realizzano grazie al fatto che i due atomi legati mettono in comune tra loro degli elettroni, che si muoveranno quindi nello spazio compreso tra i due nuclei. Ognuno dei due nuclei eserciterà quindi su di essi un’attrazione, la cui intensità è misurata dall’elettronegatività. Confrontando le due figure della pagina precedente possiamo vedere che l’elettronegatività ha un andamento analogo a quello dell’energia di ionizzazione. Infatti anche l’elettronegatività aumenta spostandosi da sinistra verso destra in un periodo, mentre diminuisce scendendo lungo un gruppo. Ancora una volta entra in gioco il volume atomico, in quanto gli atomi piccoli attraggono gli elettroni più fortemente di quelli grandi. Se andiamo a leggere sulla tabella periodica i valori di elettronegatività osserviamo che l’ossigeno è l’elemento più elettronegativo dopo il fluoro, elemento quest’ultimo relativamente raro. L’ossigeno è invece molto abbondante è la sua grande elettronegatività spiegherà molte caratteristiche sue e dei composti che forma.

Metalli e non metalli

Gli elementi della tabella periodica possono essere divisi in due grandi gruppi da una linea spezzata che parte in alto a sinistra dal boro e scende verso il basso e verso destra fino al polonio ed all’astato. Gli elementi a sinistra e sotto tale linea si dicono metalli, mentre gli elementi a destra e sopra di essa si dicono non metalli. I metalli, allo stato elementare, sono tutti solidi a temperatura ambiente, tranne il mercurio, hanno bassa elettronegatività ed energia di ionizzazione e sono pertanto buoni conduttori di calore e di elettricità. Il calore e l’elettricità infatti nei solidi sono trasmessi grazie al movimento degli elettroni più esterni: solo gli elementi che legano tali elettroni in modo blando potranno quindi essere buoni conduttori. I non metalli possono essere a temperatura ambiente tanto solidi, che liquidi, che gassosi, possiedono alta elettronegatività ed energia di ionizzazione e sono pertanto cattivi conduttori di calore ed elettricità. 

A cavallo della linea spezzata di separazione tra metalli e non metalli si trovano alcuni elementi evidenziati in grigio nella figura qui sopra, che, avendo caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli, vengono chiamati semi metalli. Alcuni di essi, come silicio e germanio, essendo semi conduttori, vengono impiegati nell’industria elettronica per la produzione transistor e chip.

Il peso atomico

Tavola periodica degli elementi

Parlando della struttura dell’atomo abbiamo visto che al suo interno si trovano due particelle sub atomiche: il protone e l’elettrone. In verità all’interno del nucleo, assieme ai protoni, troviamo un terzo tipo di particelle chiamate neutroni. I neutroni sono privi di carica elettrica, ma possiedono una massa circa uguale a quella del protone, pari a 1,66 x 10-24 grammi; la loro presenza all’interno del nucleo serve a “diluire” la carica positiva dei protoni, evitando che questi possano respingersi tra loro a causa di forze coulombiane. In questo senso quindi i neutroni svolgono un importante ruolo di stabilizzazione del nucleo medesimo.

Poiché protoni e neutroni hanno lo stesso peso, mentre gli elettroni sono circa 1837 volte più leggeri, il peso dell’atomo è determinato dal numero di protoni e di neutroni presenti nel nucleo. Tale numero è detto numero di massa, si indica comunemente con la lettera A e corrisponde ad un numero puro, privo cioè di dimensioni fisiche.       

Ogni elemento della tabella periodica, oltre ad avere un numero atomico, indicato con la lettera Z , possiede quindi anche un numero di massa. In verità per ogni elemento esistono più tipi di atomi che, pur possedendo tutti lo stesso numero atomico, hanno differente numero di massa, avendo nel nucleo un diverso numero di neutroni; atomi con queste caratteristiche si definiscono isotopi. Per rappresentare i vari isotopi di un elemento si utilizza il simbolo dell’elemento stesso cui si aggiunge, in alto a sinistra, il numero di massa. Prendiamo ad esempio l’idrogeno, il cui atomico è 1; il 99,985% degli atomi di idrogeno ha nel nucleo solo un protone e nessun neutrone: il loro numero di massa è quindi 1 e si indicano con 1H. Il rimanente 0,015% presenta nel nucleo, oltre all’immancabile protone, anche un neutrone ed ha pertanto numero di massa 2; tale isotopo naturale dell’idrogeno prende il nome di deuterio e si indica con 2H. Esiste infine anche un isotopo artificiale che, avendo nel nucleo un protone e due neutroni, ha numero di massa 3; detto isotopo si chiama trizio e si indica con 3H.

Le proprietà chimiche, essendo determinate dalla sua configurazione elettronica, dipendono unicamente dal suo numero atomico, che costituisce quindi il maggior elemento identificativo di ciascun elemento. Il numero di massa non ha alcuna influenza sulle proprietà chimiche, esercitando invece un ruolo nelle reazioni nucleari, che si verificano, ad esempio, nelle centrali nucleari e nelle bombe atomiche. In conclusione possiamo quindi dire che due isotopi hanno le stesse proprietà chimiche.

Come abbiamo detto, il numero di massa è una grandezza adimensionale; in chimica tuttavia è importante poter conoscere anche il peso reale degli atomi, per riuscire a sapere, per esempio, quanti di essi sono presenti in un determinato peso di una certa sostanza. Per pesare un atomo non possiamo però certo utilizzare le unità di misura adoperate nella vita di tutti i giorni, come ad esempio il grammo o il chilogrammo; esse infatti sono troppo grosse per oggetti come gli atomi e ci costringerebbero quindi all’uso di molti zeri dopo la virgola oppure all’uso di esponenti negativi. Allo scopo è stata quindi creata una nuova unità di misura, chiamata Unità di Massa Atomica (UMA) o Dalton. Tale grandezza corrisponde, grosso modo, al peso in grammi di un nucleone e cioè 1,66 x 10-24 grammi.

Il peso atomico di un elemento dovrebbe quindi corrispondere ad un numero intero di Dalton, corrispondente al numero di nucleoni presenti nel nucleo. Se controlliamo sulla tabella periodica ci accorgiamo però che non è così: il peso atomico di ogni elemento è rappresentato infatti da un numero decimale. Questo accade perché è necessario prendere in considerazione tutti gli isotopi naturali di un elemento, con le loro proporzioni reciproche. Nel caso dell’idrogeno, ad esempio, si deve considerare che lo 0,015% dei suoi atomi naturali hanno massa pari a 2 Dalton, mentre tutti gli altri hanno massa 1 Dalton; in ragione di ciò, la massa media ponderata dell’atomo di idrogeno è 1,00797 Dalton.

Tra tutti e 106 gli elementi alcuni sono però più importanti e più diffusi di altri; nella nostra trattazione e nei nostri esercizi ne utilizzeremo infatti solo una quarantina, quelli elencati qui sotto, di cui è necessario conoscere il nome, il simbolo, e la posizione approssimativa nella tabella.

Attinio

Costanti chimico-fisiche

• Numero di ossidazione (N.O.) degli atomi

   

  Per facilitare il calcolo del numero di elettroni in gioco durante una reazione di ossidoriduzione, si attribuisce ad ogni atomo di una molecola o di un gruppo ionico, un “numero di ossidazione” che chiameremo N.O.

   

  Questo non rispecchia sempre, salvo che in alcuni casi, una situazione elettronica reale.

  Per esempio, non si può pensare che un atomo isolato abbia un “reale” N.O.=+5, o +7, dato che esso avrebbe una carica così alta che attrarrebbe fortemente qualsiasi molecola polare che avesse vicino, (generalmente H2O) cercando di ridurre la sua carica effettiva.

  Ma è utile per capire quanti elettroni vengano scambiati durante la reazione.

   

  Ricordando che un N.O. positivo corrisponde a una perdita di elettroni ed uno negativo all’acquisto di elettroni, nel calcolo si seguono alcune regole convenzionali, in particolare:

   

  • Una sostanza elementare ha sempre N.O.=0; questo vale, per esempio, per tutti i metalli allo stato elementare (cioè prima di qualsiasi reazione) Fe, Cr, Na, Pb, Ca, Ag, etc.; vale anche per le molecole biatomiche gassose come H2, O2, N2, Cl2 (in effetti, essendo due gli atomi costituenti, ed essendo neutre le molecole, è evidente che non si potrebbe attribuire ad un atomo un N.O. positivo e all’altro uno negativo, essendo indistinguibili); per le stesse ragioni la regola vale anche per molecole poliatomiche elementari come P4, S8, ecc.

   

  • Per uno ione monoatomico con una certa carica, il N.O. è uguale alla carica dello ione; per esempio sarà:
  • N.O.=+1 per Na+, K+, Ag+, ecc.;
  • N.O.=+2 per Ca++, Zn++, Cu++, Fe++, Mn++, ecc.;
  • N.O.=+3 per Fe+++, Cr+++, Au+++, ecc.;

  ioni positivi con cariche reali maggiori di 3 non esistono (come detto prima) come tali, ma sono associati, in soluzione acquosa, a ossidrili o ossigeno (in questo caso non possiamo parlare di “ioni monoatomici”); è il caso, per esempio, di MnO4- (in cui Mn avrebbe N.O.=+7), di ClO3- (in cui Cl avrebbe N.O.=+5), di SO4-- (in cui S avrebbe N.O.=+6), di NO3- (in cui N avrebbe N.O.=+5), ecc. In effetti succede che un potenziale ione con carica alta, si lega a molecole di acqua rilasciando in soluzione protoni. Vediamo il caso dello ione permanganato MnO4-:

  Mn7+ + 4H2O (molecole di solvatazione) ® MnO4- + 8H+

  Si può notare che il numero totale di cariche a sinistra e a destra della freccia (+7) è uguale.

  • un caso particolare di ioni può essere inoltre quello di ioni biatomici come Cu2++ e Hg2++: in tal caso N.O. di ognuno degli atomi costituenti sarà N.O.=+1 (due cariche ma con due atomi);
  • ioni monoatomici con carica negativa avranno un N.O. equivalente negativo; per esempio N.O.=–1 per F-, Cl-, Br-, I-;
  • N.O.=–2 per S--, Se--.

   

  • Alcuni elementi hanno sempre lo stesso numero di ossidazione nei loro composti (se non si trovano cioè allo stato elementare); per esempio:
  • tutti gli elementi del gruppo I (i cosiddetti “metalli alcalini” Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), avendo un solo elettrone esterno disponibile (caratteristica elettronica di tutti gli elementi del gruppo I), hanno sempre N.O.=+1;
  • tutti quelli del gruppo II (i cosiddetti “metalli alcalin0-terrosi” Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Ra), avendo due soli elettroni esterni, hanno sempre N.O.=+2;
  • altri elementi si presentano, nei composti, sempre con lo stesso N.O., per esempio, N.O.=+2 per Zn; o N.O.=+3 per B e Al; o N.O.=–1 per F;
  • per O è sempre N.O.=–2 (salvo che non faccia parte di un  gruppo perossidico, indicato con O2-- in cui ogni O ha N.O.=–1); per esempio, nel caso di Al2O3 (triossido di dialluminio, chiamato un tempo anche sesquiossido di alluminio), ogni Al ha N.O.=+3 e ogni O N.O.=–2, (3x2 = 2x3);
  • H ha pressoché sempre N.O.=+1, salvo nei casi in cui, nel composto, sia associato a un elemento con elettronegatività molto bassa (metalli, per esempio); in questi casi ha N.O.=–1 e corrisponde allo ione “idruro”: NaH, LiH, CaH2, BH3, ecc.

   

  • In un composto neutro, la somma degli N.O. positivi deve essere uguale alla somma degli N.O. negativi (o, più correttamente, la somma algebrica di tutti gli N.O. deve essere nulla); per esempio in H2SO4 avremmo, per H, 2x(+1), per O, 4x(-2); poiché la loro somma algebrica (+2-8=+6), il N.O. di S sarà necessariamente N.O.=+6;

  in uno ione poliatomico, invece, tale somma algebrica deve essere uguale alla carica dello ione; per esempio: per lo ione fosfato PO43- la somma algebrica di tutti gli N.O. deve essere –3, perciò, avendo 4x(-2) per O, per P sarà N.O.=+5 (infatti +5-8=-3 che è proprio la carica dello ione fosfato); per lo ione perclorato ClO4- la somma algebrica di tutti gli N.O. deve essere –1, perciò, avendo 4x(-2) per O, per Cl sarà N.O.=+7 (infatti +7-8=-1 che è proprio la carica dello ione perclorato).

   

  Ricapitolando, si può perciò attribuire N.O. fissi ai componenti di alcuni gruppi della tavola periodica, in particolare N.O.=+1 a tutti i componenti del gruppo I (metalli alcalini); N.O.=+2 a tutti i componenti del gruppo II (metalli alcalino-terrosi) e ad alcuni metalli che presentano 2 elettroni esterni.

  Ma più è alto il numero atomico, più è facile che un elemento presenti diversi N.O.: per esempio (e tenendo presente che ognuno, allo stato elementare, possiede comunque anche N.O.=0):

  Au ha N.O.=+1 ma anche N.O.=+3;

  Cr sia  N.O.=+3 sia N.O.=+6;

  Mn può avere N.O.=+2, N.O.=+3, N.O.=+4, N.O.=+7;

  ma anche gli elementi del gruppo VII (secondo la nuova nomenclatura IUPAC gruppo 17), quello degli alogeni (F, Cl, Br, I), se si esclude F che ha solo  N.O.=-1 poiché non può avere espansione dell’ottetto,  tutti gli altri possono avere diversi N.O.: N.O.=-1,+1,+3,+5,+7;

  N li ha quasi tutti, per esempio: N.O.=-3 (NH3); -2 (NH2NH2); -1 (NH2OH); 0 (N2); +1 (N2O); +2 (NO); +3 (N2O3); +4 (NO2); +5 (NO3-)

   

  Partendo così dagli atomi che hanno N.O. noti e fissi è possibile sempre determinare il N.O. di quello incognito.

   

  
  

  Per prevedere quali siano i possibili N.O. di un atomo e per capire perché quell’atomo possa presentare quegli specifici N.O. è molto utile esaminare la tavola periodica e la configurazione elettronica dell’atomo, ma occorrono, per questo, anche  conoscenze approfondite su altri argomenti (per esempio la possibilità di espansione dell’ottetto, la scala dei vari livelli energetici, le regole empiriche di stabilità di specifiche configurazioni elettroniche…)

   

  Di seguito viene ripresa la tavola periodica corta con evidenziati gli elementi cui possiamo attribuire senza incertezze un solo N.O. (a parte quello ovvio N.O.=0 relativo allo stato elementare)

   

  IUPAC	1		2	*	13	14	15	16	17	18
  ex	I A		II A	*	III A	IV A	V A	VI A	VII A	VIII A
  	H* +1		*	*	*	*	*	*	*	He
  	Li +1		Be +2	*	B +3	C	N	O* -2	F -1	Ne
  	Na +1		Mg +2	*	Al +3	Si	P	S	Cl	Ar
  	K +1		Ca +2	Sc	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
  	Rb +1		Sr +2	Y	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
  	Cs +1		Ba +2	La	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
  	Fr +1		Ra +2	Ac				*	*	*

   * raramente, per H (ione idruro) e O (ione perossido), N.O.=-1

  Dei metalli di transizione (nell’Aufbau vengono riempiti gli orbitali d) normalmente hanno valori fissi di N.O. gli elementi indicati in rosso:

   

  IUPAC	3	*	4	5	6	7	8	9	10	11	12
  ex	III B	*	IV B	V B	VI B	VII B	VIII B	VIII B	VIII B	I B	II B
  	Sc		Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn +2
  	Y		Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag +1	Cd +2
  	La	Ce	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg

   

  Qualche esempio di applicazione dei N.O. c’è nel file esercizi (il link anche dalla homepage) in particolare negli esercizi 09GM e 10GM.

   

  
  

  Per avere un panorama più completo dei N.O. dei vari elementi che possiamo incontrare, nella seguente tavola periodica sono indicati quelli possibili o più comuni (mentre nella precedente comparivano solo quelli “fissi”). Non vengono riportati quelli delle serie dei lantanidi e degli attinidi (aufbau con riempimento degli orbitali f), sia perché meno comuni, sia perché tutti con N.O.=3 (salvo Th che ha solo N.O.=4) oltre ad altri N.O.; forse l’unico interessante può essere U, con N.O.=+3,+4,+5,+6.

   

  IUPAC	1	2	*	13	14	15	16	17	18
  ex	I A	II A	*	III A	IV A	V A	VI A	VII A	VIII A
  	H +1,-1	*	*	*	*	*	*	*	He
  	Li +1	Be +2	*	B +3	C -4,+2,+4	N -3,-2,-1,+1, +2,+3,+4,+5	O -2,-1	F -1	Ne
  	Na +1	Mg +2	*	Al +3	Si -4,+2,+4	P -3,+3,+5	S -2,+4,+6	Cl -1,+1, +3,+5,+7	Ar
  	K +1	Ca +2	Sc +3	Ga +3	Ge +2,+4	As -3,+3,+5	Se -2,+4,+6	Br -1,+1, +3,+5,+7	Kr
  	Rb +1	Sr +2	Y +3	In +3	Sn +2,+4	Sb -3,+3,+5	Te -2,+4,+6	I -1,+1, +3,+5,+7	Xe
  	Cs +1	Ba +2	La +3	Tl +1,+3	Pb +2,+4	Bi +3,+5	Po +2,+4	At	Rn
  	Fr +1	Ra +2	Ac +3				*	*	*

   

  IUPAC	3	*	4	5	6	7	8	9	10	11	12
  ex	III B	*	IV B	V B	VI B	VII B	VIII B	VIII B	VIII B	I B	II B
  	Sc +3		Ti +2,+3, +4	V +2,+3 +5,+4	Cr +2,+3 +6	Mn +2,+3 +4,+7	Fe +2,+3	Co +2,+3	Ni +2,+3	Cu +1,+2	Zn +2
  	Y +3		Zr +4	Nb +3,+5	Mo +4,+5 +6	Tc +4,+6 +7	Ru +3	Rh +3	Pd +2,+4	Ag +1	Cd +2
  	La +3	Ce +3,+4	Hf +4	Ta +5	W +6	Re +4,+6 +7	Os +3,+4	Ir +3,+4	Pt +2,+4	Au +1,+3	Hg +1,+2

   

La tavola periodica degli elementi

La tavola periodica degli elementi è stata creata da Mendelev. Essa è formata da 117 elementi conosciuti, anche se in realtà è formata da molti altri. È suddivisa in tre categorie di elementi:

- I metalli

- I semimetalli

- I non metalli

Gli ELEMENTI METALLICI sono buoni conduttori di elettricità e di calore; sono lucenti e facilmente riducibili in lamine e fili. Esempi di metalli sono:

- Il rame

- Il ferro

- L’alluminio

Gli ELEMENTI SEMIMETALLICI hanno proprietà in comune sia con i metalli che con i non metalli. Sono esempi di semimetalli:

- Il silicio

- Il germanio

- Il carbonio

Gli ELEMENTI NON METALLICI sono cattivi conduttori di elettricità e di calore e non sono lucenti. Ne sono esempi:

- Lo zolfo

- Il cloro

- L’ossigeno

Ogni elemento presente nella tavola lo si può riconoscere dal simbolo, a cui corrisponde il nome dell’elemento. Esso ha in alto a sinistra un NUMERO ATOMICO e in alto a destra la MASSA ATOMICA.

Il numero atomico corrisponde al numero degli elettroni che è uguale al numero dei protoni.

La massa atomica è il peso di una molecola.

Tavola periodica degli elementi completa stampabile in bianco e nero

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