Classificazione periodica degli elementi

È detta tavola periodica (o sistema periodico) degli elementi lo schema di classificazione degli elementi chimici che li ordina, in successione crescente di numero atomico, in una struttura formata da righe orizzontali chiamate PERIODI (in numero di 7) e colonne verticali chiamate GRUPPI (in numero di 18 suddivisi in gruppi A e B).

Considerando gli elementi uno di seguito all’altro, in ordine di numero atomico crescente, si osserva che ritornano periodicamente, dopo più o meno lunghi intervalli (rigorosamente prevedibili) gli stessi motivi dominanti nelle configurazioni elettroniche.

La successione degli elementi è come scandita periodicamente dalla realizzazione di strutture elettroniche di particolare stabilità quelle proprie dei gas nobili (elementi dell’, che corrispondono alla completa saturazione (completo riempimento) dei vari sottolivelli.

La progressiva saturazione degli orbitali che compongono ciascuno di questi raggruppamento di sottolivelli, definisce l’uno dopo l’altro, i vari periodi della classificazione periodica degli elementi.

Così l’idrogeno e l’elio costituiscono il I periodo, saturandosi con essi l’orbitale 1s, gli elementi dal litio al neon, coi quali si satura il secondo raggruppamento di orbitali (2s, 2p) formano il II periodo, gli elementi dal sodio all’argon, interessati alla saturazione del terzo raggruppamento (3s, 3p) formano il III periodo, poi dal potassio al kripton, saturandosi il quarto raggruppamento (4s,3d,4p) si sviluppa il IV periodo, dal rubidio allo xeno, realizzandosi la saturazione del quinto raggruppamento (5s,4d,5p), il V periodo, dal cesio al radon, con la saturazione del sesto raggruppamento (6s, 4f, 5d, 6p), il VI periodo, e i successivi elementi, dal francio in poi, coi quali si riempiono via via gli orbitali del settimo raggruppamento (7s, 5f, 6d, 7p) costituiscono l’VII periodo, che è l’ultimo.

I sette periodi sono di lunghezza diversa, cioè sono formati da un numero diverso di elementi, per la diversa composizione dei raggruppamenti di orbitali. Il I periodo contiene solo due elementi (ed è perciò anche chiamato piccolissimo periodo), perché l’unico orbitale che costituisce il primo raggruppamento può accogliere solo due elettroni, il II e il III periodo (detti di solito piccoli periodi) contengono ciascuno otto elementi, perché nel secondo e nel terzo raggruppamento di orbitali, possono essere collocati otto elettroni in entrambi, il IV e il V periodo (detti grandi o lunghi periodi) sono formati da 18 elementi perché il quarto e il quinto raggruppamento di orbitali, col contributo degli orbitali d possono accogliere ciascuno 18 elettroni, il VI periodo è ancora più lungo (è detto grandissimo periodo) comprendendo 32 elementi, per la più complessa composizione del raggruppamento di orbitali, dove per la prima volta compare il sottolivello f, così che sale a 32 il numero di elettroni necessari per saturarlo; il VII periodo, infine accoglie anch’esso 32 elementi, essendo il settimo raggruppamento di orbitali del tutto simile al sesto.

Nell’ordinare gli elementi secondo il numero atomico crescente, in linee orizzontali corrispondenti ai vari periodi e in gruppi verticali che raggruppano elementi che mostrano il ripresentarsi di configurazioni del livello di valenza simili, si individuano con chiarezza le varie famiglie di elementi che hanno comportamento analogo.

I vari periodi sono di lunghezza diversa per le ragioni sopra esposte, è per questa ragione che i primi tre periodi, nella rappresentazione adottata sono interrotti da spazi vuoti. Pur riportando separatamente in fondo al sistema periodico, gli elementi della serie 4f e 5f (lantanidi ed attinidi) che compaiono nel VI e nel VII periodo rispettivamente, per non dare al sistema una lunghezza eccessiva che risulterebbe eccessivamente scomoda.

Per poter nei grandi periodi (rispettivamente nel IV, nel V nel VI)  elencare l’uno di seguito all’altro gli elementi della serie di transizione 3d, 4d, 5d, è necessario separare nel II periodo il berilio dal boro e nel III periodo il magnesio dall’alluminio con un intervallo vuoto uguale alla lunghezza di queste serie di transizione. Nel I periodo, poi, l’intervallo vuoto è ovviamente più esteso, appartenendo ad esso soltanto due elementi, è da osservare anzi, che se la posizione dell’elio, come elemento che lo chiude, è inequivocabilmente definita, l’idrogeno in realtà è un elemento che sta a sé e pur essendo giustificata la sua indicazione all’inizio del periodo, può essere riportato anche in posizione nettamente distinta e autonoma, per mettere in rilievo che non fa parte dello stesso gruppo a cui appartengono Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.

I gruppi verticali sono numerati progressivamente con la designazione da I a VIII, prescindendo dagli elementi di transizione che intervallano, nei grandi periodi, il II dal III gruppo. Il gruppo dei gas nobili, che rappresentano i termini di chiusura di ogni periodo, indicato come VIII gruppo, a volte è indicato anche gruppo zero.

Il numero d’ordine dei vari gruppi (I, II, ecc) indicano il numero degli elettroni di valenza presenti nell’atomo, cioè degli elettroni appartenenti agli orbitali che sono più lontani dal nucleo dell’atomo e che corrispondono al più alto valore del numero quantico principale n; e sono correntemente chiamati orbitali di valenza.

Il numero d’ordine dei vari periodi indica il valore del numero quantico principale n degli orbitali del livello di valenza.

Esaminando le proprietà fisiche e chimiche di ciascun elemento in relazione al posto occupato nella successione, si può constatare l’esistenza di una legge di periodicità che si manifesta con la comparsa a determinati e prevedibili intervalli, di analogie non solo nella configurazione elettronica di valenza, ma anche nelle proprietà e , altresì, con la progressiva e regolare variazione di tali proprietà entro i limiti degli stessi intervalli. Le proprietà periodiche degli elementi sono funzione del loro numero atomico come fu dimostrato da Moseley nel secolo scorso.