Famiglie di elementi

Aprile 24, 2021admin

CONCEPT

Il termine “famiglia” è usato per descrivere elementi che condividono certe caratteristiche, non solo in termini di comportamento osservabile, ma anche per quanto riguarda la struttura atomica. Tutti i gas nobili, per esempio, tendono ad essere altamente non reattivi: solo pochi di loro si combinano con altri elementi, e solo con il fluoro, la più reattiva di tutte le sostanze. Il fluoro è un membro di un’altra famiglia, gli alogeni, che hanno così tante caratteristiche in comune da essere raggruppati insieme, nonostante il fatto che due sono gas, due sono solidi, e uno – il bromo – è uno dei due soli elementi che appare a temperatura ambiente come un solido. Nonostante queste apparenti differenze, le configurazioni elettroniche comuni identificano gli alogeni come una famiglia. Le famiglie della tavola periodica includono, oltre ai gas nobili e agli alogeni, i metalli alcalini, i metalli alcalino-terrosi, i metalli di transizione, i lantanidi e gli attinidi. I non metalli formano un raggruppamento trasversale di famiglie vagamente definito, così come i metalloidi.

Come funziona

Le basi della tavola periodica

Creata nel 1869, e modificata diverse volte da allora, la tavola periodica degli elementi sviluppata dal chimico russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) fornisce un mezzo molto utile per organizzare gli elementi. Certamente esistono altri sistemi organizzativi, ma la tavola di Mendeleev è la più usata – e con buone ragioni. Per prima cosa, rende possibile vedere a colpo d’occhio le famiglie di elementi, molti dei quali appartengono allo stesso gruppo (colonna) o allo stesso periodo (riga) sulla tavola.

La tavola periodica è esaminata in profondità nel saggio dedicato a quell’argomento, e tra le specificità discusse in quel saggio ci sono i diversi sistemi usati per le tabelle periodiche in Nord America e nel resto del mondo. In particolare, il sistema nordamericano numera solo otto gruppi, lasciando 10 colonne non numerate, mentre l’altro sistema – approvato dall’Unione internazionale di chimica pura e applicata (IUPAC) – numera tutte le 18 colonne. Entrambe le versioni della tavola periodica mostrano sette periodi.

I gruppi numerati nel sistema nordamericano sono le due colonne “alte” a sinistra del “tuffo” nella tabella, così come le sei colonne “alte” a destra di esso. Il gruppo 1 in questo sistema consiste in idrogeno e metalli alcalini; il gruppo 2, i metalli alcalino-terrosi; i gruppi da 3 a 6, un assortimento di metalli, non metalli e metalloidi; il gruppo 7, alogeni; e il gruppo 8, gas nobili. Il “tuffo”, che si estende su 10 colonne nei periodi da 4 a 7, è la regione in cui sono elencati i metalli di transizione. Il sistema nordamericano non assegna alcun numero di gruppo a questi, o alle due righe messe da parte in fondo, che rappresentano le serie di lantanidi e attinidi dei metalli di transizione.

Il sistema IUPAC, d’altra parte, offre l’ovvia comodità di fornire un numero per ogni colonna. (Si noti che, come la sua controparte nordamericana, la tabella IUPAC non fornisce numeri di colonna per i lantanidi o gli attinidi). Inoltre, la IUPAC ha alle spalle l’autorità di un organismo internazionale, fondato nel 1919, che supervisiona una serie di questioni relative alla tavola periodica: la denominazione degli elementi, l’assegnazione di simboli chimici ai nuovi elementi, e la certificazione di un particolare individuo o gruppo di ricerca come scopritori di quell’elemento. Per queste ragioni, il sistema IUPAC sta entrando in favore anche tra i chimici nordamericani.

Nonostante l’accettazione internazionale del sistema IUPAC, così come i suoi meriti in termini di convenienza, il sistema nordamericano è generalmente quello usato in questo libro. La ragione, in parte, è che la maggior parte delle scuole americane usano ancora questo sistema; inoltre, c’è una ragione dietro l’assegnazione di numeri a solo otto gruppi, come sarà discusso. Dove necessario o appropriato, tuttavia, saranno forniti anche i numeri dei gruppi nel sistema IUPAC.

Livelli energetici principali

I numeri dei gruppi nel sistema nordamericano indicano il numero di elettroni di valenza, o gli elettroni che sono coinvolti nel legame chimico.Gli elettroni di valenza occupano anche il livello di energia più alto nell’atomo, che potrebbe essere pensato come l’orbita più lontana dal nucleo, anche se in realtà il termine “orbita” è fuorviante quando viene applicato ai modi in cui un elettrone si muove.

Gli elettroni non si muovono intorno al nucleo di un atomo in orbite regolari, come i pianeti intorno al sole; piuttosto, i loro percorsi possono essere definiti solo vagamente in termini di orbitali, un modello di probabilità riguardanti le aree attraverso cui un elettrone ha la probabilità di muoversi. Lo schema delle orbite è determinato dal livello di energia principale dell’atomo, che indica la distanza che un elettrone può allontanarsi dal nucleo.

Il livello di energia principale è designato da un numero intero, a partire da 1 fino a 7: più alto è il numero, più lontano è l’elettrone dal nucleo, e quindi maggiore è l’energia nell’atomo. La relazione tra livello energetico principale e periodo è relativamente facile da dimostrare. Il numero n di un periodo sulla tavola periodica è uguale al numero del livello energetico principale più alto per gli atomi di quella fila, cioè il livello energetico principale occupato dai suoi elettroni di valenza. Così, gli elementi del periodo 1 hanno un livello energetico principale più alto di 1, e così via.

Configurazioni degli elettroni di valenza

Quando si parla di famiglie di elementi, tuttavia, i periodi o le righe della tavola periodica non sono importanti quanto i gruppi o le colonne. Questi sono definiti dalle configurazioni degli elettroni di valenza, un argomento più complicato dei livelli di energia principale, anche se quest’ultimo richiede qualche spiegazione in più per spiegare le configurazioni degli elettroni.

Ogni livello di energia principale è diviso in sottolivelli corrispondenti al numero n del livello di energia principale: così, il livello di energia principale 1 ha un sottolivello, il livello di energia principale 2 ne ha due, e così via. Come ci si potrebbe aspettare, con l’aumento dei livelli di energia principale e dei sottolivelli, c’è un aumento della complessità degli orbitali.

MODELLI ORBITALI.

I quattro tipi fondamentali di modelli orbitali sono designati come s, p, d e f. La forma s potrebbe essere descritta come sferica, anche se quando si parla di elettroni, niente è così ordinato: i modelli orbitali, ricordiamo, identificano solo regioni di probabilità per l’elettrone. In altre parole, in un orbitale s, la nuvola totale di elettroni finirà probabilmente per essere più o meno come una sfera.

La forma p è come un otto attorno al nucleo, e la d come due otto che si incontrano al nucleo. Di nuovo, questi e altri modelli orbitali non indicano che l’elettrone seguirà necessariamente quel percorso. Ciò che significa è che, se si potessero scattare milioni di fotografie dell’elettrone durante un periodo di pochi secondi, la risultante sfocatura delle immagini in un orbitale p descriverebbe in qualche modo la forma di una figura a otto.

Il modello orbitale f è così complesso che la maggior parte dei libri di testo di chimica di base non tentano nemmeno di spiegarlo, e oltre f ci sono altri modelli, ancora più complicati, designati in ordine alfabetico: g, h, e così via. Nella discussione che segue, non ci occuperemo di questi, poiché anche per i lantanidi e gli attinidi, un atomo allo stato di terra non riempie schemi orbitali oltre a f.

SUBLEVELLI E RIEMPIMENTO ORBITALE.

Il livello di energia principale 1 ha solo un sottolivello s; 2 ha un s e un p, quest’ultimo con tre possibili orientamenti nello spazio; 3 ha un s, p, e d (cinque possibili orientamenti spaziali); e 4 ha un s, p, d, e f (sette possibili orientamenti spaziali.)

In base al principio di esclusione di Pauli, solo due elettroni possono occupare un singolo schema orbitale – cioè il sottolivello s o uno qualsiasi degli orientamenti spaziali in p, d ed f – e questi due elettroni devono girare in direzioni opposte. Così, due elettroni possono muoversi in un modello orbitale s o shell, sei in un p, 10 in un d, e 14 in un modello orbitale f o shell. Le configurazioni del guscio di valenza sono quindi presentate con cifre in apice che indicano il numero di elettroni in quel modello orbitale – per esempio, s 1 per un elettrone nell’orbitale s, o d 10, che indica un orbitale d che è stato completamente riempito.

Applicazioni nella vita reale

Elementi rappresentativi

L’idrogeno (numero atomico 1), con la più semplice di tutte le strutture atomiche, ha un solo elettrone sul livello energetico principale 1, quindi, in effetti, il suo elettrone di valenza è anche un elettrone centrale. La configurazione di valenza per l’idrogeno è quindi scritta come 1s 1. Va notato, come descritto nel saggio sugli elettroni, che se un atomo di idrogeno (o qualsiasi altro atomo) è in uno stato eccitato, può raggiungere livelli energetici al di là del suo stato normale, o terra.

Scendendo direttamente nella tavola periodica al francio (numero atomico 87), che è nella stessa colonna dell’idrogeno, si scopre che ha una configurazione degli elettroni di valenza di 7s 1. Così, anche se il francio è molto più complesso e pieno di energia dell’idrogeno, i due elementi hanno la stessa configurazione del guscio di valenza; solo il numero del livello energetico principale è diverso. Tutti gli elementi elencati sotto l’idrogeno nel gruppo 1 sono quindi classificati insieme come metalli alcalini. Ovviamente, l’idrogeno – un gas – non fa parte della famiglia dei metalli alcalini, né appartiene chiaramente a nessun’altra famiglia: è il “lupo solitario” della tavola periodica.

Ora guardiamo due elementi del gruppo 2, con il berillio (numero atomico 4) e il radio (88) rispettivamente in cima e in fondo. Il berillio ha una configurazione del guscio di valenza di 2s 2. Ciò significa che il suo guscio di valenza è al livello di energia principale 2, dove ci sono due elettroni su un orbitale s. Il radio, sebbene sia nel periodo 7, ha comunque la stessa configurazione del guscio di valenza: 7s 2. Questo definisce la famiglia dei metalli alcalini terrosi in termini di configurazione del guscio di valenza.

Per ora, ignoriamo i gruppi da 3 a 6 – per non parlare delle colonne tra i gruppi 2 e 3, non numerate nel sistema nordamericano – e passiamo al gruppo 7. Tutti gli elementi in questa colonna, noti come alogeni, hanno configurazioni del guscio di valenza ns 2np 5. Oltre il gruppo 7 c’è il gruppo 8, i gas nobili, tutti tranne uno dei quali hanno configurazioni di guscio di valenza di ns 2np 6. L’eccezione è l’elio, che ha un guscio di valenza s 2. Questo sembra metterlo con i metalli alcalini terrestri, ma naturalmente l’elio non è un metallo. In termini di comportamento attuale, appartiene chiaramente alla famiglia dei gas nobili.

Le configurazioni di questi gusci di valenza hanno implicazioni riguardo ai modi in cui gli elementi si legano, un argomento sviluppato a lungo nel saggio sul legame chimico. Qui lo considereremo solo di sfuggita, per chiarire il fatto che la configurazione degli elettroni produce risultati osservabili. Questo è più ovvio con i gas nobili, che tendono a resistere al legame con la maggior parte degli altri elementi perché hanno già otto elettroni nel loro guscio di valenza – lo stesso numero di elettroni di valenza che la maggior parte degli altri atomi ottiene solo dopo essersi legati.

Dagli elementi rappresentativi agli elementi di transizione

I gruppi dal 3 al 6, insieme all’idrogeno e alle quattro famiglie finora identificate, costituiscono i 44 elementi rappresentativi o del gruppo principale. In 43 di questi 44, il numero di elettroni del guscio di valenza è lo stesso del numero del gruppo nel sistema nordamericano. (L’elio, che è nel gruppo 8 ma ha due elettroni di valenza, è l’unica eccezione). Al contrario, i 40 elementi elencati nel “tuffo” al centro del grafico – i metalli di transizione – seguono un modello meno facilmente definibile. Questa è una parte della ragione per cui il sistema nordamericano non li elenca per numero di gruppo, e anche perché nessuno dei due sistemi elenca le altre due famiglie all’interno degli elementi di transizione – i lantanidi e gli attinidi.

Prima di affrontare i metalli di transizione, tuttavia, consideriamo i modelli di riempimento orbitale, che differenziano anche gli elementi rappresentativi dagli elementi di transizione. Ogni successivo elemento rappresentativo riempie tutti gli orbitali degli elementi che lo precedono (con alcune eccezioni che saranno spiegate), poi va ad aggiungere una configurazione elettronica in più. The total number of electrons—not just valence shell electrons—is the same as the atomic number. Thus fluorine, with an atomic number of 9, has a complete configuration of 1s 22s 22p 5. Neon, directly following it with an atomic number of 10, has a total configuration of 1s 22s 22p 6. (Again, this is not the same as the valence shell configuration, which is contained in the last two sub-levels represented: for example, 2s 22p 6 for neon.)

The chart that follows shows the pattern by which orbitals are filled. Note that in several places, the pattern of filling becomes “out of order,” something that will be explained below.

Orbital Filling by Principal Energy Level

1s (2)
2s (2)
2p (6)
3s (2)
3p (6)
4s (2)
3d (10)
4p (6)
5s (2)
4d (10)
5p (6)
6s (2)
4f (14)
5d (10)
6p (6)
7s (2)
5f (14)
6d (10)

PATTERI DI RIEMPIMENTO ORBITALE.

Generalmente, i 44 elementi rappresentativi seguono un modello regolare di riempimento orbitale, e questo è particolarmente vero per i primi 18 elementi. Immaginate un piccolo anfiteatro, a forma di cono, con piccole file di posti a sedere nella parte anteriore. Queste file sono anche designate per sezione, con il numero della sezione uguale al numero di file in quella sezione.

I due posti in prima fila comprendono una sezione etichettata 1 o 1s, e questa è completamente riempita dopo che l’elio (numero atomico 2) entra nell’auditorium. Ora gli elementi iniziano a riempire la sezione 2, che contiene due file. La prima fila della sezione 2, etichettata 2s, ha anch’essa due posti, e dopo il berillio (4), anch’essa è riempita. La fila 2p ha 6 posti, e viene finalmente riempita con l’ingresso del neon (10). Ora, tutta la sezione 2 è stata riempita; quindi, l’undicesimo elemento, il sodio, inizia a riempire la sezione 3 nella prima delle sue tre file. Questa fila è la 3s che, come tutte le file s, ha solo due posti. Così, quando l’elemento 13, l’alluminio, entra nel teatro, prende un posto nella fila 3p, e alla fine l’argon (18), completa quella fila di sei posti.

In base allo schema finora stabilito, l’elemento 19 (potassio) dovrebbe iniziare a riempire la fila 3d prendendo il primo dei suoi 10 posti. Invece, passa alla sezione 4, che ha quattro file, e prende il primo posto nella prima di queste file, la 4s. Il calcio (20) lo segue, riempiendo la fila 4s. Ma quando l’elemento successivo, lo scandio (21), entra nel teatro, va alla fila 3d, dove il potassio “avrebbe dovuto” andare, se avesse continuato a riempire le sezioni in ordine. Lo scandio è seguito da nove compagni (la prima fila di elementi di transizione) prima che un altro elemento rappresentativo, il gallio (31), entri in scena. (Per ragioni che non saranno discusse qui, il cromo e il rame, elementi 24 e 29, rispettivamente, hanno elettroni di valenza in 4s – il che li pone leggermente fuori dallo schema dei metalli di transizione.)

Secondo il “corretto” ordine di riempimento dei posti, ora che il 3d (e quindi tutta la sezione 3) è riempita, il gallio dovrebbe prendere un posto in 4s. Ma quei posti sono già stati presi dai due elementi rappresentativi precedenti, quindi il gallio prende il primo dei sei posti in 4p. Dopo che quella fila si è riempita al krypton (36), è di nuovo “appropriato” per il prossimo elemento rappresentativo, il rubidio (37), prendere un posto in 4d. Invece, proprio come il potassio ha saltato 3d, il rubidio salta 4d e apre la sezione 5 prendendo il primo dei due posti in 5s.

Proprio come prima, il prossimo elemento di transizione – ittrio (39) – inizia a riempire la sezione 4d, ed è seguito da altri nove elementi di transizione finché il cadmio (48) riempie quella sezione. Poi, gli elementi rappresentativi riprendono con l’indio (49), che, come il gallio, salta avanti alla sezione 5p. E così va attraverso il resto della tavola periodica, che termina con due elementi rappresentativi seguiti dagli ultimi 10 metalli di transizione.

Metalli di transizione

Dato il fatto che sono effettivamente gli elementi rappresentativi che saltano i sottolivelli d, e i metalli di transizione che tornano indietro e li riempiono, ci si potrebbe chiedere se i nomi “rappresentativo” e “transizione” (che implicano un’interruzione) dovrebbero essere invertiti. Tuttavia, ricordiamo la correlazione tra il numero di elettroni del guscio di valenza e il numero del gruppo per gli elementi rappresentativi. Inoltre, i metalli di transizione sono gli unici elementi che riempiono gli orbitali d.

Questo ci porta alla ragione per cui i lantanidi e gli attinidi sono separati anche dai metalli di transizione. Nella maggior parte delle versioni della tavola periodica, il lantanio (57) è seguito dall’afnio (72) nella sezione dei metalli di transizione. Allo stesso modo, l’attinio (89) è seguito dal ruterfordio (104). I metalli “mancanti” – lantanidi e attinidi, rispettivamente – sono elencati nella parte inferiore della tabella. Ci sono ragioni per questo, così come per i nomi di questi gruppi.

Dopo che l’orbitale 6s si riempie con l’elemento rappresentativo bario (56), il lantanio fa quello che fa un metallo di transizione: inizia a riempire l’orbitale 5d. Ma dopo il lantanio, succede qualcosa di strano: il cerio (58) smette di riempire l’orbitale 5d e passa a riempire l’orbitale 4f. Il riempimento di questo orbitale continua per tutta la serie dei lantanidi, fino al lutezio (71). Così, i lantanidi possono essere definiti come quei metalli che riempiono l’orbitale 4f; tuttavia, poiché il lantanio esibisce proprietà simili, viene solitamente incluso con i lantanidi. A volte il termine “serie dei lantanidi” è usato per distinguere gli altri 14 lantanidi dal lantanio stesso.

Un modello simile si verifica per gli attinidi. L’orbitale 7s si riempie con il radio (88), dopo di che l’attinio (89) comincia a riempire l’orbitale 6d. Poi viene il torio, il primo degli attinidi, che inizia il riempimento dell’orbitale 5f. Questo si completa con l’elemento 103, il laurenzio. Gli attinidi possono quindi essere definiti come quei metalli che riempiono l’orbitale 5f; ma ancora una volta, poiché l’attinio esibisce proprietà simili, è di solito incluso con gli attinidi.

Metalli, non metalli e metalloidi

Il lettore noterà che per le sette famiglie finora identificate, generalmente non le abbiamo discusse in termini di proprietà che possono essere più facilmente discernibili, come il colore, la fase della materia, le caratteristiche di legame, e così via. Invece, sono state esaminate principalmente dal punto di vista del riempimento orbitale, che fornisce una solida base chimica per identificare le famiglie. Le caratteristiche macroscopiche, così come i modi in cui i vari elementi trovano applicazione nella vita quotidiana, sono discussi all’interno di saggi dedicati ai vari gruppi.

Nota, inoltre, che le famiglie finora identificate rappresentano solo 92 elementi su un totale di 112 elencati nella tavola periodica: idrogeno; sei metalli alcalini; sei metalli alcalino-terrosi; cinque alogeni; sei gas nobili; 40 metalli di transizione; 14 lantanidi e 14 attinidi. E gli altri 20? Alcune discussioni sulle famiglie degli elementi assegnano questi elementi, che sono tutti nei gruppi da 3 a 6, a famiglie proprie, che saranno menzionate brevemente. Tuttavia, poiché queste “famiglie” non sono riconosciute da tutti i chimici, in questo libro i 20 elementi dei gruppi da 3 a 6 sono descritti generalmente come metalli, non metalli e metalloidi.

METALLI E NON METALLI.

I metalli sono lucidi o brillanti nell’aspetto, e malleabili, nel senso che possono essere modellati in forme diverse senza rompersi. Sono eccellenti conduttori di calore e di elettricità, e tendono a formare ioni positivi perdendo elettroni. Sulla tavola periodica, i metalli riempiono la sinistra, il centro e parte del lato destro della tabella. Non deve quindi sorprendere che la maggior parte degli elementi (87, in effetti) siano metalli. Questa lista include metalli alcalini, metalli alcalino-terrosi, metalli di transizione, lantanidi e attinidi, così come sette elementi nei gruppi da 3 a 6 – alluminio, gallio, indio, tallio, stagno, piombo e bismuto.

I non metalli hanno un aspetto opaco, non sono malleabili, sono poveri conduttori di calore ed elettricità e tendono a guadagnare elettroni per formare ioni negativi. Sono quindi l’opposto dei metalli nella maggior parte dei casi, come si addice al loro nome. I non metalli, che occupano la parte superiore destra della tavola periodica, includono i gas nobili, gli alogeni e sette elementi nei gruppi da 3 a 5. Questi “orfani” non metallici sono boro, carbonio, azoto, ossigeno, fosforo, zolfo e selenio. A questi sette orfani se ne potrebbe aggiungere un ottavo, dal gruppo 1: l’idrogeno. Come per i metalli, un saggio separato – con un’attenzione particolare agli “orfani” – è dedicato ai non metalli.

METALLOIDI E ALTRE “FAMIGLIE”

Occupano una regione diagonale tra i metalli e i non metalli i metalloidi, elementi che presentano caratteristiche sia dei metalli che dei non metalli. Sono tutti solidi, ma non sono brillanti, e conducono moderatamente bene il calore e l’elettricità. I sei metalloidi sono silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio e polonio. L’astato è talvolta identificato come un settimo metalloide; tuttavia, in questo libro, è trattato come un membro della famiglia degli alogeni.

Alcune fonti elencano “famiglie” piuttosto che collezioni di metalli “orfani”, metalloidi e non metalli, nei gruppi da 3 a 6. Queste denominazioni non sono usate in questo libro; tuttavia, dovrebbero essere menzionate brevemente. Il gruppo 3 è talvolta chiamato la famiglia del boro; il gruppo 4, la famiglia del carbonio; il gruppo 5, la famiglia dell’azoto; e il gruppo 6, la famiglia dell’ossigeno. A volte il gruppo 5 è designato come pnictogeni, e il gruppo 6 come calcogeni.

DOVE IMPARARE DI PIÙ

Bankston, Sandy. “Esplora la tavola periodica e le famiglie degli elementi” Il Dipartimento di Scienze della Rice School (sito web). <http://www.ruf.rice.edu/~sandyb/Lessons/chem.html> (23 maggio 2001).

Challoner, Jack. Il dizionario visivo della chimica. New York: DK Publishing, 1996.

“Elementistory” (sito web). <http://smallfry.dmu.ac.uk/chem/periodic/elementi.html> (22 maggio 2001).

“Famiglie di elementi” (sito web). <http://homepages.stuy.edu/~bucherd/ch23/families.html> (May 23, 2001).

Knapp, Brian J. and David Woodroffe. The Periodic Table. Danbury, CT: Grolier Educational, 1998.

Maton, Anthea. Exploring Physical Science. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall, 1997.

Oxlade, Chris. Elements and Compounds. Chicago: Heinemann Library, 2001.

“The Pictorial Periodic Table” (Web site). <http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/periodic.html> (May 22, 2001).

Stwertka, Albert. A Guide to the Elements. New York: Oxford University Press, 1998.

“Visual Elements” (Web site). <http://www.chemsoc.org/viselements/> (May 22, 2001).

KEY TERMS

ACTINIDES:

Those transition metalsthat fill the 5f orbital. Poiché l’attinio – che non riempie l’orbitale 5f – mostra caratteristiche simili a quelle degli attinidi, è solitamente considerato parte della famiglia degli attinidi.

METALLI ALKALI:

Tutti i membri, eccetto l’idrogeno, del gruppo 1 sulla tavola periodica degli elementi, con configurazioni elettroniche di valenza ns 1.

METALLI TERRESTRI ALCALINI:

Gruppo 2 della tavola periodica degli elementi, con configurazioni degli elettroni di valenza ns 2.

CLOUD DI ELETTRONI:

Un termine usato per descrivere il modello formato dagli orbitali.

FAMIGLIE DI ELEMENTI:

Elementi correlati, inclusi i gas nobili, gli alogeni, i metalli alcalini, i metalli alcalino-terrosi, i metalli di transizione, i lantanidi e gli attinidi. Inoltre, metalli, non metalli e metalloidi formano famiglie vagamente definite. Altre denominazioni di famiglie – come la famiglia del carbonio – sono talvolta usate.

STATO DI FONDO:

Un termine che descrive lo stato di un atomo al suo livello energetico ordinario.

GROUPI:

Colonne sulla tavola periodica degli elementi. Questi sono ordinati secondo il numero di elettroni di valenza nei gusci esterni degli atomi per gli elementi rappresentati.

HALOGENS:

Gruppo 7 della tavola periodica degli elementi, con configurazioni degli elettroni di valenza ns 2np 5.

ION:

Uno o più atomi che hanno perso o guadagnato uno o più elettroni, e quindi hanno una carica elettrica netta.

LANTANIDI:

I metalli di transizione che riempiono l’orbitale 4f. Poiché il lantanio – che non riempie l’orbitale 4f – mostra caratteristiche simili a quelle dei lantanidi, è solitamente considerato parte della famiglia dei lantanidi.

ELEMENTI DEL GRUPPO PRINCIPALE:

I 44 elementi nei gruppi da 1 a 8 della tavola periodica degli elementi, per i quali il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo. (Gli elementi del gruppo principale, chiamati anche elementi rappresentativi, includono le famiglie dei metalli alcalini, dei metalli alcalino-terrosi, degli alogeni e dei gas nobili, così come altri metalli, non metalli e metalloidi.

METALLOIDI:

Elementi che presentano caratteristiche sia dei metalli che dei non metalli. I metalloidi sono tutti solidi, ma non sono lucidi o brillanti, e conducono moderatamente bene il calore e l’elettricità. I sei metalloidi occupano una regione diagonale tra i metalli e i non metalli sul lato destro della tavola periodica. A volte l’astato è incluso con i metalloidi, ma in questo libro è trattato nel contesto della famiglia degli alogeni.

METALLI:

Un insieme di 87 elementi che include numerose famiglie – i metalli alcalini, i metalli alcalino-terrosi, i metalli di transizione, i lantanidi e gli attinidi, oltre a sette elementi nei gruppi da 3 a 5. I metalli, che occupano la sinistra, il centro e parte del lato destro della tavola periodica, hanno un aspetto brillante e malleabile, il che significa che possono essere modellati in forme diverse senza rompersi. Sono eccellenti conduttori di calore e di elettricità, e tendono a formare ioni positivi perdendo elettroni.

GASI NOBILI:

Gruppo 8 della tavola periodica degli elementi, tutti (ad eccezione dell’elio) hanno configurazioni di elettroni di valenza ns 2np 6.

NONMETALLI:

Elementi che hanno un aspetto opaco; non sono malleabili; sono poveri conduttori di calore ed elettricità; e tendono a guadagnare elettroni per formare ioni negativi. Sono quindi l’opposto dei metalli nella maggior parte dei casi, come si addice al loro nome. A parte l’idrogeno, gli altri 18 non metalli occupano la parte superiore destra della tavola periodica, e comprendono i gas nobili, gli alogeni e sette elementi nei gruppi da 3 a 6.

ORBITAL:

Un modello di probabilità riguardante la posizione di un elettrone per un anatomico in un particolare stato energetico. Più alto è il livello energetico principale, più complesso è lo schema degli orbitali. I quattro tipi di schemi orbitali sono designati come s, p, d e f – ognuno dei quali è più complesso del precedente.

TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI:

Un grafico che mostra gli elementi disposti in ordine di numero atomico, insieme al simbolo chimico e alla massa atomica media (in unità di massa atomica) per quel particolare elemento.

PERIODI:

Reghe della tavola periodica degli elementi. Queste rappresentano livelli successivi di energia negli atomi degli elementi coinvolti.

Livello energetico primario:

Un valore che indica la distanza che un elettrone può allontanarsi dal nucleo dell’anatomia. Questo è designato da un numero intero, cominciando da 1 e andando verso l’alto. Più alto è il livello di energia principale, maggiore è l’energia nell’atomo, e più complesso è il modello degli orbitali.

ELEMENTI RAPPRESENTATIVI:

Vedi elementi del gruppo principale.

METALLI DI TRANSIZIONE:

Un gruppo di 40 elementi, ai quali non è assegnato un numero di gruppo nella versione nordamericana della tavola periodica. Questi sono gli unici elementi che riempiono gli orbitali d.

ELETTRONI DIVALENZA:

Elettroni che occupano i livelli di energia più alti nell’anatomia. Questi sono gli elettroni coinvolti nel legame chimico.