Tavola Periodica
Tavola periodica interattiva degli elementi. Clicca qualsiasi elemento per vedere le sue proprietà inclusa massa atomica, categoria e altro.
Funzionalita principali
- All 118 elements
- Color-coded categories
- Element detail cards
- Search functionality
Guide
La tavola periodica organizza tutti gli elementi chimici conosciuti per numero atomico, configurazione elettronica e proprietà chimiche ricorrenti. È lo strumento di riferimento più importante in chimica, fornendo a colpo d'occhio le relazioni tra gli elementi e prevedendone il comportamento nelle reazioni chimiche. Questa guida illustra la struttura della tavola periodica, il significato dei dati per ciascun elemento, le tendenze periodiche e come usare le proprietà degli elementi per scopi pratici. Ciascun elemento occupa una cella della tavola, identificata dal suo numero atomico (il numero di protoni nel nucleo), dal simbolo chimico (una o due lettere, come H per l'idrogeno o Fe per il ferro) e dalla massa atomica (la massa media ponderata degli isotopi che si trovano in natura, misurata in unità di massa atomica). Il numero atomico definisce univocamente un elemento. Il carbonio ha sempre 6 protoni. Se un atomo ha 6 protoni, è carbonio. La massa atomica include i contributi di tutti gli isotopi stabili e a lunga vita ponderati per la loro abbondanza naturale. La tavola dispone gli elementi in righe chiamate periodi e colonne chiamate gruppi (o famiglie). Il periodo 1 contiene idrogeno ed elio. Il periodo 2 contiene dal litio al neon. Ciascun periodo corrisponde al riempimento di un nuovo guscio elettronico. Il gruppo 1 contiene i metalli alcalini (litio, sodio, potassio, ecc.). Il gruppo 18 contiene i gas nobili (elio, neon, argon, ecc.). Gli elementi dello stesso gruppo condividono proprietà chimiche simili perché hanno lo stesso numero di elettroni di valenza (elettroni nel guscio più esterno). Gli elettroni di valenza determinano come un elemento si comporta nelle reazioni chimiche. Gli elementi del gruppo 1 hanno 1 elettrone di valenza e tendono a perderlo, formando ioni +1. Gli elementi del gruppo 2 hanno 2 elettroni di valenza e formano ioni +2. Gli elementi del gruppo 17 (alogeni) hanno 7 elettroni di valenza e tendono ad acquistarne 1, formando ioni -1. Gli elementi del gruppo 18 hanno il guscio esterno pieno (8 elettroni di valenza, tranne l'elio con 2) e sono chimicamente inerti in condizioni normali. Questo pattern spiega perché il sodio (gruppo 1) reagisce vigorosamente con il cloro (gruppo 17) per formare cloruro di sodio. Le categorie di elementi dividono la tavola periodica in metalli, non metalli e semimetalli. I metalli occupano la parte sinistra e centrale della tavola. Conducono elettricità e calore, sono malleabili e duttili, hanno lucentezza metallica e tendono a perdere elettroni nelle reazioni. I non metalli occupano la parte in alto a destra. Sono cattivi conduttori, fragili allo stato solido e tendono ad acquistare elettroni. I semimetalli (boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio, polonio) si trovano lungo la linea di demarcazione e hanno proprietà intermedie, che li rendono utili come semiconduttori. Categorie più specifiche classificano ulteriormente gli elementi. I metalli alcalini (gruppo 1, escluso l'idrogeno) sono metalli teneri e altamente reattivi che devono essere conservati lontano da aria e acqua. I metalli alcalino-terrosi (gruppo 2) sono reattivi ma meno degli alcalini. I metalli di transizione (gruppi dal 3 al 12) includono metalli familiari come ferro, rame, oro e argento. Spesso formano composti colorati e possono avere più stati di ossidazione. Lantanidi e attinidi (le due righe sotto la tavola principale) includono le terre rare ed elementi radioattivi come uranio e plutonio. L'elettronegatività misura la capacità di un atomo di attrarre elettroni in un legame chimico. Aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce dall'alto verso il basso all'interno di un gruppo. Il fluoro ha l'elettronegatività più alta (3,98 sulla scala di Pauling) e il francio la più bassa (0,7). La differenza di elettronegatività tra due atomi legati determina il tipo di legame: differenza piccola (da 0 a 0,4) significa covalente apolare, differenza moderata (da 0,5 a 1,7) significa covalente polare e differenza grande (maggiore di 1,7) significa in genere ionico. Il raggio atomico aumenta in generale dall'alto verso il basso all'interno di un gruppo (man mano che vengono aggiunti nuovi gusci elettronici) e diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo (poiché la crescente carica nucleare attira gli elettroni più vicini). Il litio ha un raggio atomico più grande del carbonio, anche se entrambi sono nel periodo 2, perché i 6 protoni del carbonio attirano i suoi elettroni più stretti dei 3 protoni del litio. Questa tendenza influisce su come gli elementi formano legami, sulla loro densità e sulle loro proprietà fisiche. L'energia di ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro nella fase gassosa. Aumenta da sinistra a destra lungo un periodo (gli atomi trattengono i loro elettroni più saldamente man mano che il nucleo acquista protoni) e diminuisce dall'alto verso il basso all'interno di un gruppo (gli elettroni esterni sono più lontani dal nucleo e più facili da rimuovere). I gas nobili hanno le energie di ionizzazione più alte in ciascun periodo perché i loro gusci esterni pieni sono molto stabili. I metalli alcalini hanno la più bassa perché rimuovere un elettrone dà loro una configurazione stabile di gas nobile. L'affinità elettronica è la variazione di energia quando un atomo acquista un elettrone. Gli alogeni hanno le affinità elettroniche più negative (più favorevoli) perché acquistare un elettrone riempie il loro guscio esterno. I gas nobili hanno affinità elettroniche quasi nulle o positive perché hanno già gusci esterni pieni e resistono all'acquisto di elettroni. Questa proprietà, combinata con l'energia di ionizzazione, spiega perché certi elementi formano cationi (ioni positivi) e altri anioni (ioni negativi). Gli stati di ossidazione (numeri di ossidazione) indicano la carica che un atomo avrebbe se tutti i legami fossero ionici. Alcuni elementi hanno stati di ossidazione fissi: i metalli alcalini sono sempre +1, i metalli alcalino-terrosi sono sempre +2, il fluoro è sempre -1 e l'ossigeno è quasi sempre -2 (tranne nei perossidi dove è -1). I metalli di transizione possono avere stati di ossidazione variabili. Il ferro può essere +2 (ferroso) o +3 (ferrico). Il rame può essere +1 (cuproso) o +2 (cuprico). Conoscere gli stati di ossidazione comuni aiuta a prevedere le formule dei composti e a bilanciare le equazioni redox. I punti di fusione ed ebollizione mostrano pattern lungo la tavola periodica. I metalli hanno in genere punti di fusione elevati, con il tungsteno che detiene il record a 3.422 gradi Celsius. I gas nobili hanno punti di ebollizione estremamente bassi (l'elio bolle a -269 gradi Celsius). Lungo un periodo, i punti di fusione tendono ad aumentare dal gruppo 1 fino a circa il centro, poi diminuiscono. Scendendo lungo un gruppo, le tendenze dipendono dalla categoria. I punti di fusione dei metalli alcalini diminuiscono scendendo nel gruppo, mentre gli elementi del gruppo del carbonio mostrano un andamento più complesso. La densità varia ampiamente lungo la tavola periodica. Il litio, il metallo più leggero, ha una densità di 0,534 grammi per centimetro cubo (galleggia sull'acqua). L'osmio, l'elemento naturale più denso, ha una densità di 22,59 grammi per centimetro cubo. In generale, la densità aumenta verso il centro e il fondo della tavola, dove gli elementi hanno alte masse atomiche impacchettate in volumi atomici relativamente piccoli. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento con numeri diversi di neutroni. Il carbonio-12 ha 6 neutroni, il carbonio-13 ne ha 7 e il carbonio-14 ne ha 8. La massa atomica sulla tavola periodica è la media ponderata su tutti gli isotopi presenti in natura. La massa atomica del carbonio di 12,011 riflette che la maggior parte del carbonio è carbonio-12 con una piccola percentuale di carbonio-13 e tracce di carbonio-14. Gli isotopi contano nella datazione radioattiva, nella medicina nucleare, nella spettroscopia NMR e nell'energia nucleare. La configurazione elettronica descrive come gli elettroni sono distribuiti tra gli orbitali di un atomo. La struttura della tavola periodica riflette direttamente le configurazioni elettroniche. Il periodo 1 riempie l'orbitale 1s. Il periodo 2 riempie gli orbitali 2s e 2p. I metalli di transizione riempiono gli orbitali d. Lantanidi e attinidi riempiono gli orbitali f. Conoscere la configurazione elettronica aiuta a prevedere il comportamento di legame, le proprietà magnetiche e le caratteristiche spettrali. La notazione abbreviata usa il gas nobile precedente tra parentesi quadre: la configurazione del ferro è [Ar] 3d6 4s2. Le applicazioni pratiche della conoscenza della tavola periodica spaziano in molti campi. La scienza dei materiali usa le proprietà degli elementi per progettare leghe (mischiando metalli per ottenere la resistenza, il peso e la resistenza alla corrosione desiderati). La farmacologia considera come diversi elementi e i loro composti interagiscono con i sistemi biologici. L'elettronica si basa sulle proprietà dei semiconduttori del silicio e del germanio. Le scienze ambientali tengono traccia della contaminazione da metalli pesanti (piombo, mercurio, cadmio). L'agricoltura usa la conoscenza dei nutrienti vegetali essenziali (azoto, fosforo, potassio e micronutrienti come ferro, zinco, manganese). Gli elementi scoperti più di recente sono tutti sintetici e altamente radioattivi, ed esistono per frazioni di secondo. L'oganesson (elemento 118), l'elemento più pesante conosciuto, è stato sintetizzato per la prima volta nel 2002. Questi elementi superpesanti vengono creati facendo collidere nuclei più leggeri negli acceleratori di particelle. Sebbene non abbiano applicazioni pratiche, le loro proprietà mettono alla prova le previsioni teoriche sulla stabilità nucleare e sui limiti della tavola periodica. La tavola periodica interattiva WebRecast mostra tutti i 118 elementi con le loro proprietà chiave. Clicca o tocca qualsiasi elemento per vedere il suo numero atomico, simbolo, nome, massa atomica, configurazione elettronica, elettronegatività, energia di ionizzazione, densità, punti di fusione ed ebollizione e stati di ossidazione comuni. Gli elementi sono codificati a colori per categoria (metalli alcalini, alogeni, gas nobili, metalli di transizione, ecc.) per una rapida identificazione visiva. La tavola gira interamente nel tuo browser, non richiede download e funziona sia su desktop sia su dispositivi mobili. Usala come rapido riferimento per i compiti, il lavoro di laboratorio, la preparazione agli esami o le applicazioni professionali in chimica e scienze affini.
Domande frequenti
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Symbol, name, atomic number, atomic mass, and element category.
