La necessità di ordinare le conoscenze è stata la base, nel campo della chimica, di una prima froma di una chimica sistematica da parte di Lavoisier (1789).
La prima tavola fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Il primo che riconobbe la disposizione crescente di elementi di numero atomico fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che nel 1829 per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi simili tra loro.
In seguito l'inglese John Newlands, nel 1865 precisò come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se la sua affermazione venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.
Nel medesimo periodo Meyer e Mendeleev individuarono nel peso atomico come parametro per la classificazione periodica degli elementi, il che costituì un passo decisivo verso il più raffinato concetto di numero atomico. Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi col solo nome di quest'ultimo. Egli ipotizzò anche che esistessero altri elementi, al momento non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.
La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8 , 8, 18, 18, 32, 32) è stata scoperta solo in seguito da Niels Bohr, ed è da ricercarsi nella tendenza al massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a seconda del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi orbitali per numeri atomici crescenti; si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s (secondo la regola di Aufbau).
A diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, per cui ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile (e quindi una reattività nulla), e ad orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile; questa diversa reattività a livello macroscopico determina molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile al crescere del numero atomico Z. Pertanto, a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che si ripetono periodicamente in modo simile per configurazioni elettroniche che hanno una stabilità energetica comparabile, e questo accade per analoghi gradi di riempimento dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento dei vari orbitali.
La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata solo da osservazioni macroscopiche, senza la presenza di un modello microscopico a cui fare riferimento. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.
La prima tavola fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Il primo che riconobbe la disposizione crescente di elementi di numero atomico fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che nel 1829 per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi simili tra loro.
In seguito l'inglese John Newlands, nel 1865 precisò come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se la sua affermazione venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.
Nel medesimo periodo Meyer e Mendeleev individuarono nel peso atomico come parametro per la classificazione periodica degli elementi, il che costituì un passo decisivo verso il più raffinato concetto di numero atomico. Meyer pubblicò i propri risultati qualche mese dopo Mendeleev, ed è per questo che molto spesso ci si riferisce alla tavola periodica degli elementi col solo nome di quest'ultimo. Egli ipotizzò anche che esistessero altri elementi, al momento non conosciuti, che occupavano le celle vuote della tabella; teoria che trovò conferme con la scoperta della struttura elettronica degli elementi tra la fine del XIX e gli inizi del XX secolo.
La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa (2, 8 , 8, 18, 18, 32, 32) è stata scoperta solo in seguito da Niels Bohr, ed è da ricercarsi nella tendenza al massimo riempimento possibile degli orbitali atomici da parte degli elettroni, che ha valore diverso a seconda del tipo di orbitale interessato, e al modo in cui si susseguono i diversi tipi orbitali per numeri atomici crescenti; si hanno infatti al massimo due elettroni per orbitale di tipo s, al più sei elettroni per orbitali di tipo p, al più dieci per orbitali d, ed al più quattordici per orbitali tipo f; inoltre gli orbitali si possono susseguire solo nell'ordine: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s (secondo la regola di Aufbau).
A diversi gradi di riempimento dell'orbitale più esterno corrisponde una diversa reattività dell'intero atomo, per cui ad orbitali "completi" corrisponde la configurazione energetica più stabile (e quindi una reattività nulla), e ad orbitale esterno parzialmente "completo" corrispondono reattività via via maggiori quanto più il numero di elettroni si allontana da quello di una configurazione stabile; questa diversa reattività a livello macroscopico determina molte delle proprietà chimiche dell'elemento, che si ripetono in modo simile al crescere del numero atomico Z. Pertanto, a diversi numeri atomici (ossia ad elementi diversi ordinati per massa) corrispondono diverse proprietà chimiche macroscopiche, che si ripetono periodicamente in modo simile per configurazioni elettroniche che hanno una stabilità energetica comparabile, e questo accade per analoghi gradi di riempimento dell'orbitale, che si ripetono con periodo variabile perché variabile è il massimo riempimento dei vari orbitali.
La forma corretta della tavola periodica degli elementi fu pertanto inizialmente determinata solo da osservazioni macroscopiche, senza la presenza di un modello microscopico a cui fare riferimento. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.
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