Tra tutte le scoperte scientifiche effettuate in vari campi, la periodicità del comportamento chimico è senz’altro una delle più affascinanti e importanti. In questo articolo verranno descritti brevemente i passi principali che hanno condotto i chimici alla definizione del sistema periodico degli elementi.
La storia del sistema periodico degli elementi
La nostra storia comincia nella metà dell’Ottocento. In tale epoca erano noti circa cinquanta elementi chimici. Già erano stati fatti dei tentativi di classificazione: possiamo citare le triadi di Johann Döbereiner, cioè dei raggruppamenti di tre elementi che mostrano lo stesso comportamento chimico, come ad esempio calcio – stronzio – bario. Tale classificazione rappresentava un tentativo, seppur primitivo, di ricerca di una regolarità. Si giungerà successivamente alla definizione di tetradi, da parte del chimico tedesco von Pettenkofer (1850), con i suoi gruppi formati da magnesio – calcio – stronzio – bario e ossigeno – zolfo – selenio – tellurio. Il chimico francese Dumas elaborò nel 1858 una pentade formata da azoto – fosforo – arsenico – antimonio – bismuto. Tutte queste classificazioni costituivano comunque dei semplici elenchi di pochi elementi.
Bisogna aspettare il 1857 per vedere una prima elaborazione di classificazione: il chimico inglese Odling raggruppò gli elementi in tredici famiglie che egli chiamò gruppi. Il primo gruppo includeva il fluoro, il cloro, il bromo e lo iodio, il secondo vedeva insieme l’ossigeno, lo zolfo, il selenio e l’antimonio. Il primo abbozzo di tavola periodica è da ascrivere al geologo francese de Chancourtois (1862). Il termine “tavola” non è quello più adatto, dato che in realtà consisteva in un cilindro sul quale erano allineati lungo una retta obliqua tutti gli elementi conosciuti in ordine di peso atomico crescente. L’utilizzo del peso atomico reso possibile anche grazie al metodo elaborato dal chimico italiano Cannizzaro per ridurre l’incertezza nella misura dei pesi atomici, esposto da lui stesso nel famoso congresso di Karlsruhe (Germania) nel 1860. L’apparecchiatura cilindrica fu chiamata vite tellurica, da tellus, termine greco usato per definire la Terra.
Nel 1864 Newlands elaborò la legge delle ottave. Secondo Newlands quando gli elementi venivano ordinati in ottave secondo il peso atomico crescente, si poteva scorgere una certa regolarità di comportamento chimico tra il primo e l’ottavo, oppure tra il secondo e il nono, in maniera simile alle ottave musicali. Nel 1864 Odling collocò gli elementi in gruppi e sottogruppi. Nel 1867 Hinrichs sviluppò un sistema di classificazione degli elementi che egli chiamò “naturale” mentre nell’anno successivo il chimico tedesco Meyer pubblicò un sistema periodico composto di quindici colonne di elementi. Si arriva quindi al 1869, anno in cui il chimico russo Mendeleev elabora una prima versione della sua celebre tavola periodica, che gli consentirà di formulare una vera e propria legge, la legge periodica. La legge periodica di Mendeleev dichiarava, come prima affermazione, che la disposizione degli elementi secondo il peso atomico crescente permette di mostrare una evidente periodicità delle loro proprietà. I sessantatre elementi allora conosciuti furono collocati in righe, utilizzando come criterio il peso atomico crescente.
Successivamente egli si rese conto che tale legge non era soddisfatta in certi casi: ad esempio lo iodio e il tellurio avrebbero dovuto essere scambiati di posto in virtù del loro comportamento chimico, cosa che egli fece più tardi. Rimane comunque il grande merito di Mendeleev di essere stato il primo a intuire la necessità di inserire degli spazi vuoti nella sua tavola, spazi che sarebbero stati occupati da elementi allora sconosciuti, ma di cui lui seppe prevedere le proprietà fisiche e chimiche. Mendeleev utilizzò i prefissi eka e dvi per designare quegli elementi ancora sconosciuti che però avrebbero dovuto occupare uno o due posti successivi lungo il “gruppo”; infatti in sanscrito eka significa “uno” e dvi significa “due”. Il tallio, sulla base delle proprietà fisiche e chimiche, fu correttamente collocato da Mendeleev in quello che in termini moderni viene detto 13° gruppo. Il tecnezio e il renio sono gli elementi che Mendeleev chiamò rispettivamente eka-manganese e dvi-manganese. Predisse l’esistenza di un altro elemento, l’eka-boro, ora conosciuto con il termine di scandio. Nel 1870 predisse l’esistenza del gallio, da lui denominato come eka-alluminio, mentre nel 1871 specificò le proprietà di un elemento che chiamò eka-silicio, successivamente noto come germanio. Ad onore del vero e per completezza bisogna anche ricordare che non tutte le sue previsioni si avverarono: ad esempio predisse erroneamente l’esistenza del newtonio (peso atomico 0,17) e del coronio (peso atomico 0,4) quindi più leggeri persino dell’idrogeno, oltre ad altri sei ipotetici elementi che secondo lui dovevano collocarsi tra l’idrogeno e il litio. Quando Ramsey nel 1900 scoprì i gas nobili, Mendeleev, dietro il suo stesso suggerimento, inserì un ottavo gruppo, dapprima a sinistra del gruppo dei metalli alcalini e successivamente a destra degli alogeni, cioè l’odierna e corretta collocazione.
Nel 1919, dopo la scoperta degli isotopi da parte di Aston si capì che l’utilizzo del peso atomico come criterio di classificazione doveva essere abbandonato. Un nuovo criterio fu suggerito dagli studi di diffrazione a raggi X di Moseley. Egli vide che le frequenze caratteristiche emesse dai nuclei atomici mostravano una dipendenza lineare con un numero intero detto numero atomico, che egli associò correttamente al numero di protoni componenti il nucleo. Grazie a questi studi divenne evidente che la periodicità delle proprietà chimiche è verificata solo utilizzando il criterio del numero atomico crescente.
Come logica conclusione di questa breve storia del sistema periodico, vi lascio a disposizione una semplice tavola periodica che ho elaborato come dono per festeggiare con voi il milione di pagine visitate di “Scienze a scuola”. Ho voluto preparare questa versione perché spesso quelle che si trovano in giro per la rete sono abbastanza ridondanti. Per esperienza personale ho visto che nelle esercitazioni e nello studio quotidiano sono necessari solo pochi dati. Ho quindi preferito inserire, oltre ai dati indispensabili quali il numero atomico, il simbolo chimico e l’unità di massa atomica, solo gli stati di ossidazione e l’elettronegatività. Tutti i valori sono stati verificati più volte e aggiornati al 2011: resta comunque l’invito di rito a comunicarmi eventuali imprecisioni. Ho allestito due versioni, entrambe stampabili: a colori, con la suddivisione in blocchi (s, p, d e f) e in bianco e nero, versione printer friendly per consumare meno inchiostro o toner, migliorandone anche la leggibilità. In accordo con i dati aggiornati, ricavati dalle pubblicazioni scientifiche indicate in calce, ho preferito non inserire le masse atomiche degli elementi di cui non si conoscono isotopi stabili.
Fonti
D. H. Rouvray from "Encyclopedia of inorganic chemistry" - Wiley (2005)
Wynn - Wiggins "Le cinque più grandi idee della scienza" Newton multimedia (1997)
Pure Appl. Chem., Vol. 83, No. 2, pp. 370–373, 2011
CRC Handbook of Chemistry and Physics 87th edition 9-77
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