“Siamo chimici, cioè cacciatori” scrive Primo Levi ne Il sistema periodico. Da cacciatori, dunque, facciamo la cosa che ci riesce meglio: cacciare la materia, spiarne le proprietà, scoprire nuovi composti, nuove sostanze, nuovi metodi di preparazione. Siamo – non per nulla – gli eredi degli antichi alchimisti, quelli che tentavano di creare la pietra filosofale per tramutare qualsiasi sostanza in oro, quelli che utilizzavano la magia degli elementi cercando di trarne beneficio.
Tratto da:
http://www.eravolgare.net/?p=146
sabato 28 marzo 2009
Julius Lothar Meyer
Julius Lothar Meyer (Varel, 19 agosto 1830 – Tübingen, 11 aprile 1895) è stato un chimico tedesco di grande importanza. Fu contemporaneo di Dmitri Mendeleev, ad egli avversario nello stilare la prima tavola periodica degli elementi chimici. Meyer si laureò in medicina a Zurigo, Svizzera, quindi studiò ed insegnò in diverse università tedesche. Il suo primo interesse fu la fisiologia della respirazione, e nel 1857 scoprì che l'ossigeno si lega all'emoglobina nel sangue.
Nel 1864, Meyer pubblicò una prima versione della tavola periodica, contenente 28 elementi classificati per la prima volta in 6 famiglie secondo la valenza.
Mendeleev pubblicò nel 1869 la sua tavola periodica di tutti gli elementi allora conosciuti (e predisse numerosi nuovi elementi a completamento della tavola, più alcuni pesi atomici corretti). Lavorando del tutto indipendentemente, pochi mesi dopo, Meyer pubblicò una revisione ampliata della sua versione della tavola del 1864, praticamente identica a quella pubblicata da Mendeleev, e dimostrò la periodicità degli elementi in funzione del peso atomico. Molti chimici eramo dubbiosi circa la legge della periodicità di Mendeleev, ma il lavoro di Meyer fornì un supporto significativo, in modo particolare quando vennero scoperti i nuovi elementi ipotizzati dai due chimici.
Nel 1864, Meyer pubblicò una prima versione della tavola periodica, contenente 28 elementi classificati per la prima volta in 6 famiglie secondo la valenza.
Mendeleev pubblicò nel 1869 la sua tavola periodica di tutti gli elementi allora conosciuti (e predisse numerosi nuovi elementi a completamento della tavola, più alcuni pesi atomici corretti). Lavorando del tutto indipendentemente, pochi mesi dopo, Meyer pubblicò una revisione ampliata della sua versione della tavola del 1864, praticamente identica a quella pubblicata da Mendeleev, e dimostrò la periodicità degli elementi in funzione del peso atomico. Molti chimici eramo dubbiosi circa la legge della periodicità di Mendeleev, ma il lavoro di Meyer fornì un supporto significativo, in modo particolare quando vennero scoperti i nuovi elementi ipotizzati dai due chimici.
I composti chimici.
Un composto chimico è una sostanza formata da due o più elementi, con un rapporto fisso tra di loro che ne determina la composizione. Per esempio l'acqua è un composto chimico formato da idrogeno e ossigeno in rapporto di due a uno.
Ogni composto chimico ha come caratteristica fondamentale una formula chimica, che descrive il rapporto del numero degli atomi nell'unità minima della sostanza, ad esempio la formula chimica dell'acqua è indicata con H2O, dove H indica L'idrogeno e O l'ossigeno, il 2 indica il numero di atomi di idrogeno rispetto a uno di ossigeno.
Tutti i composti chimici si disgregano in composti chimici più semplici od in singoli atomi se vengono riscaldati ad una temperatura sufficientemente alta. Questa viene chiamata temperatura di disgregazione.
Parzialmente preso da Wikipedia.
Ogni composto chimico ha come caratteristica fondamentale una formula chimica, che descrive il rapporto del numero degli atomi nell'unità minima della sostanza, ad esempio la formula chimica dell'acqua è indicata con H2O, dove H indica L'idrogeno e O l'ossigeno, il 2 indica il numero di atomi di idrogeno rispetto a uno di ossigeno.
Tutti i composti chimici si disgregano in composti chimici più semplici od in singoli atomi se vengono riscaldati ad una temperatura sufficientemente alta. Questa viene chiamata temperatura di disgregazione.
Parzialmente preso da Wikipedia.
Principio di indeterminazione di Heisenberg
Nel 1927 il fisico tedesco Werner Heisenberg scoprì che la natura delle leggi della Meccanica poneva grossi limiti al nostro grado di conoscenza di un sistema atomico. Heisenberg affermò che a un certo livello la velocità e la posizione sarebbero dovute rimanere sempre indefinite. Tale limitazione prese il nome di Principio di Indeterminazione. Questo principio afferma che maggiore è l’accuratezza nel determinare la posizione di un particella, minore è la precisione con la quale si può accertarne la velocità e viceversa.
Si può notare che l'indeterminazione può essere di due tipi.
Si ha l'indeterminazione dal punto di vista sperimentale e teorico.
Per quanto concerne la prima, si può prendere in considerazione la misurazione della posizione di un oggetto microscopico che come un elettrone occorre ricoprirlo con un raggio di luce o qualcosa che risulta avere le medesime dimensioni dell'elettrone. Questo comporta che l'elettrone risulti perturbato da questa interazione che ne modifica la velocità.
La stessa cosa, ma in situazioni opposte, avviene nel caso in cui si voglia conoscere la velocità di un elettrone. Secondo Heisenberg l’effetto dell’interazione tra il raggio di luce e la particella considerata può anche essere reso uguale a zero, in tal caso però non si compie alcuna misurazione e non si acquista alcuna conoscenza sulle proprietà del sistema osservato. Se l’interazione è invece diversa da zero, non può essere resa piccola e non è quindi neppure eliminabile, ma deve avere la costante di Planck come valore minimo. Questo perché ogni interazione fisica tra strumento misuratore e microoggetto misurato implica sempre uno scambio di energia per un certo intervallo di tempo.
L'indeterminazione dal punto di vista teorico.
Come specificato precedentemente il fatto che non si riesca a misurare contemporaneamente la velocità e la posizione di una particella non è dovuto soltanto a restrizioni di ordine pratico, ma è un limite obiettivo della natura.
In altri termini la particella allo "stato naturale" non ha oggettivamente una velocità e una posizione.
Si può notare che l'indeterminazione può essere di due tipi.
Si ha l'indeterminazione dal punto di vista sperimentale e teorico.
Per quanto concerne la prima, si può prendere in considerazione la misurazione della posizione di un oggetto microscopico che come un elettrone occorre ricoprirlo con un raggio di luce o qualcosa che risulta avere le medesime dimensioni dell'elettrone. Questo comporta che l'elettrone risulti perturbato da questa interazione che ne modifica la velocità.
La stessa cosa, ma in situazioni opposte, avviene nel caso in cui si voglia conoscere la velocità di un elettrone. Secondo Heisenberg l’effetto dell’interazione tra il raggio di luce e la particella considerata può anche essere reso uguale a zero, in tal caso però non si compie alcuna misurazione e non si acquista alcuna conoscenza sulle proprietà del sistema osservato. Se l’interazione è invece diversa da zero, non può essere resa piccola e non è quindi neppure eliminabile, ma deve avere la costante di Planck come valore minimo. Questo perché ogni interazione fisica tra strumento misuratore e microoggetto misurato implica sempre uno scambio di energia per un certo intervallo di tempo.
L'indeterminazione dal punto di vista teorico.
Come specificato precedentemente il fatto che non si riesca a misurare contemporaneamente la velocità e la posizione di una particella non è dovuto soltanto a restrizioni di ordine pratico, ma è un limite obiettivo della natura.
In altri termini la particella allo "stato naturale" non ha oggettivamente una velocità e una posizione.
Ordine di riempimento degli orbitali
Atomi di differenti elementi presentano caratteristiche chimiche diverse in virtù del fatto che sono formati da un diverso numero di protoni e quindi di elettroni. Ma come sono distribuiti gli elettroni intorno al nucleo? Il principio fondamentale da rispettare per poter rispondere a questa domanda è che gli elettroni si posizionano riempiendo l'orbitale meno energetico per poi
andare a occupare gli orbitali ad energia via via più elevata. L’ordinata distribuzione degli elettroni attorno al nucleo di un dato atomo prende il nome di configurazione elettronica dello stesso.
Pertanto è possibile costruire ogni atomo nel suo stato fondamentale aggiungendo semplicemente sugli orbitali atomici, a cominciare da quello con minore energia, un numero di elettroni uguale al numero atomico dell’elemento. Nell’eseguire questa costruzione bisogna però osservare le seguenti regole:
andare a occupare gli orbitali ad energia via via più elevata. L’ordinata distribuzione degli elettroni attorno al nucleo di un dato atomo prende il nome di configurazione elettronica dello stesso.
Pertanto è possibile costruire ogni atomo nel suo stato fondamentale aggiungendo semplicemente sugli orbitali atomici, a cominciare da quello con minore energia, un numero di elettroni uguale al numero atomico dell’elemento. Nell’eseguire questa costruzione bisogna però osservare le seguenti regole:
- L’ordine di riempimento degli orbitali atomici deve avvenire per energia crescente secondo la seguente successione: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s,…
- Due elettroni dello stesso atomo non possono essere caratterizzati dalla stessa quaterna di numeri quantici (Principio di esclusione di Pauli). Quindi, in base a questo principio, ciascun orbitale atomico può essere vuoto, oppure un solo elettrone, oppure può al massimo ospitare due elettroni con spin opposti.L’immediata conseguenza del principio di esclusione di Pauli è che:- gli orbitali atomici di tipo s possono al massimo ospitare due elettroni; gli orbitali atomici di tipo p possono al massimo ospitare sei elettroni (due per ciascun orbitale);- gli orbitali atomici di tipo d possono ospitare al massimo dieci elettroni;- gli orbitali atomici di tipo f possono ospitare al massimo quattordici elettroni.
Simone, Paolino e Andrea
Il modello atomico a strati
Modello atomico a strati di Rutherford.
Rutherford attorno al 1911 pose una lamina d’oro in una camera a nebbia contenente il polonio, elemento radioattivo che decadendo libera particelle. Si accorse che alcune delle particelle emesse dal polonio deviavano il loro percorso solo grazie ad un ampliamento dello schermo, da qui realizzò il suo nuovo modello di atomo che superò quello precedente di Thompson, infatti, realizzò che le particelle che deviavano il loro percorso erano poche proprio perché erano poche quelle particelle che incontravano nel tragitto una carica positiva, di conseguenza pensò che la carica positiva fosse addensata completamente nel nucleo dell’atomo stesso, mentre considerò il resto dell’atomo vuoto, nel quale alloggiavano gli elettroni che avendo carica negativa ruotavano intorno al nucleo. Ruttherfor commise un errore proprio qui, infatti quest’ultima affermazione venne negata più avanti dal danese N. Bohr; è comunque rimasto invariato al modello di atomo più recente il fatto che ci sia un nucleo di carica positiva. Bohr era riuscito a rendere conto sul piano teorico di quella stabilità degli atomi che il modello di Rutherford non forniva; in più spiegava anche la costanza degli spettri emessi dalle varie sostanze, cioè dai vari " edifici atomici ". Nello spettro si trovano tutte le frequenze consentite per i vari tipi di atomi, perché in ogni atomo gli elettroni si trovano a certi livelli energetici tipici e consentiti per ogni elemento.La sua teoria fu un'importante combinazione dei principi della fisica classica con ipotesi che contrastavano con essa e che derivavano come generalizzazione dalle ipotesi di Planck e di Einstein. Il modello atomico "quantizzato" da Bohr non spiegava tuttavia la diversa intensità delle righe spettrali caratteristiche degli elementi e il loro stato di polarizzazione; si limitava al calcolo delle frequenze delle righe spettrali. Ecco allora il principio di corrispondenza enunciato da Bohr sulla base di una constatazione: se si calcola la frequenza emessa da un salto d'orbita minimo, è indifferente servirsi dei metodi classici o di quelli quantistici; il risultato è sempre lo stesso. Esperienza e calcolo collimano quando cioè si scelgano condizioni limite. Si poteva quindi formulare l'ipotesi che l'intensità e lo stato di polarizzazione di una riga corrispondano all’intensità ed allo stato di polarizzazione della riga corrispondente, che verrebbe emessa dal sistema secondo la teoria classica. Bohr osservò che un elettrone che ruota intorno ad un nucleo deve rispettare certe particolari condizioni dinamiche ed energetiche; questi limiti si possono riassumere in due teoremi:
- un elettrone può descrivere intorno al nucleo solo una successione discreta di orbite, nel senso che non tutte le orbite sono permesse (quantizzazione delle orbite) ;
-quando un elettrone percorre una data orbita in contrasto con le leggi dell’elettromagnetismo non irradia energia. Solo a seguito di una transizione da un orbita ad un’altra si ha una variazione del contenuto energetico dell’atomo (quantizzazione dell’energia).
Secondo Bohr la quantizzazione delle orbite e quindi dell’energia possono essere espresse mediante la relazione:
- non giustificava il mancato irraggiamento degli elettroni costretti a ruotare intorno solo ad alcune orbite;
- non dava alcuna informazione sull’intensità delle righe degli idrogenoidi (oltre all’idrogeno sono atomi degli elementi leggeri ionizzati in modo da aver perduto tutti gli elettroni eccetto uno)
- difficoltà nell’estendere il modello ai sistemi formati da più di un elettrone;
- non c’era alcun criterio razionale per ripartire gli elettroni nelle loro orbite.
Rutherford attorno al 1911 pose una lamina d’oro in una camera a nebbia contenente il polonio, elemento radioattivo che decadendo libera particelle. Si accorse che alcune delle particelle emesse dal polonio deviavano il loro percorso solo grazie ad un ampliamento dello schermo, da qui realizzò il suo nuovo modello di atomo che superò quello precedente di Thompson, infatti, realizzò che le particelle che deviavano il loro percorso erano poche proprio perché erano poche quelle particelle che incontravano nel tragitto una carica positiva, di conseguenza pensò che la carica positiva fosse addensata completamente nel nucleo dell’atomo stesso, mentre considerò il resto dell’atomo vuoto, nel quale alloggiavano gli elettroni che avendo carica negativa ruotavano intorno al nucleo. Ruttherfor commise un errore proprio qui, infatti quest’ultima affermazione venne negata più avanti dal danese N. Bohr; è comunque rimasto invariato al modello di atomo più recente il fatto che ci sia un nucleo di carica positiva. Bohr era riuscito a rendere conto sul piano teorico di quella stabilità degli atomi che il modello di Rutherford non forniva; in più spiegava anche la costanza degli spettri emessi dalle varie sostanze, cioè dai vari " edifici atomici ". Nello spettro si trovano tutte le frequenze consentite per i vari tipi di atomi, perché in ogni atomo gli elettroni si trovano a certi livelli energetici tipici e consentiti per ogni elemento.La sua teoria fu un'importante combinazione dei principi della fisica classica con ipotesi che contrastavano con essa e che derivavano come generalizzazione dalle ipotesi di Planck e di Einstein. Il modello atomico "quantizzato" da Bohr non spiegava tuttavia la diversa intensità delle righe spettrali caratteristiche degli elementi e il loro stato di polarizzazione; si limitava al calcolo delle frequenze delle righe spettrali. Ecco allora il principio di corrispondenza enunciato da Bohr sulla base di una constatazione: se si calcola la frequenza emessa da un salto d'orbita minimo, è indifferente servirsi dei metodi classici o di quelli quantistici; il risultato è sempre lo stesso. Esperienza e calcolo collimano quando cioè si scelgano condizioni limite. Si poteva quindi formulare l'ipotesi che l'intensità e lo stato di polarizzazione di una riga corrispondano all’intensità ed allo stato di polarizzazione della riga corrispondente, che verrebbe emessa dal sistema secondo la teoria classica. Bohr osservò che un elettrone che ruota intorno ad un nucleo deve rispettare certe particolari condizioni dinamiche ed energetiche; questi limiti si possono riassumere in due teoremi:
- un elettrone può descrivere intorno al nucleo solo una successione discreta di orbite, nel senso che non tutte le orbite sono permesse (quantizzazione delle orbite) ;
-quando un elettrone percorre una data orbita in contrasto con le leggi dell’elettromagnetismo non irradia energia. Solo a seguito di una transizione da un orbita ad un’altra si ha una variazione del contenuto energetico dell’atomo (quantizzazione dell’energia).
Secondo Bohr la quantizzazione delle orbite e quindi dell’energia possono essere espresse mediante la relazione:
- non giustificava il mancato irraggiamento degli elettroni costretti a ruotare intorno solo ad alcune orbite;
- non dava alcuna informazione sull’intensità delle righe degli idrogenoidi (oltre all’idrogeno sono atomi degli elementi leggeri ionizzati in modo da aver perduto tutti gli elettroni eccetto uno)
- difficoltà nell’estendere il modello ai sistemi formati da più di un elettrone;
- non c’era alcun criterio razionale per ripartire gli elettroni nelle loro orbite.
Gli ioni
Chimicamente un atomo o una molecola con carica elettrica vengono detti ioni.Quando cedono o acquistano uno o più elettroni questo processo è detto ionizzazione;quando sono totalmente ionizzati diventano particelle cariche,per effettuare questo processo solitamente si utilizza un'alta percentuale di energia in forma potenziale.
Gli ioni caricati negativamente sono detti anioni e quelli con carica positiva cationi, i primi sono attratti dagli anoidi e i secondi dai catodi.Gli ioni possono essere monovalenti,bivalenti o trivalenti a seconda della ripetizione(+ o -).
Gli scambi di ioni avvengono per legami chimici o di temperatura con un grande sfruttamento di energia,questa è detta energia di ionizzazione.L'energia di ionizzazione decresce da destra verso sinistra nella tavola periodica;gli elettroni degli atomi più piccoli sono attratti dal nucleo,dunque l'energia di ionizzazione è maggiore;negli atomi più grandi invece ,che sono meno trattenuti dal nucleo,l'energia richiesta per la ionizzazione è minore.La prima energia di ionizzazione rimuove un elettrone,la seconda due,la terza tre e così via,per questo gli ioni tendono a formarsi in determinati modi
Gli ioni caricati negativamente sono detti anioni e quelli con carica positiva cationi, i primi sono attratti dagli anoidi e i secondi dai catodi.Gli ioni possono essere monovalenti,bivalenti o trivalenti a seconda della ripetizione(+ o -).
Gli scambi di ioni avvengono per legami chimici o di temperatura con un grande sfruttamento di energia,questa è detta energia di ionizzazione.L'energia di ionizzazione decresce da destra verso sinistra nella tavola periodica;gli elettroni degli atomi più piccoli sono attratti dal nucleo,dunque l'energia di ionizzazione è maggiore;negli atomi più grandi invece ,che sono meno trattenuti dal nucleo,l'energia richiesta per la ionizzazione è minore.La prima energia di ionizzazione rimuove un elettrone,la seconda due,la terza tre e così via,per questo gli ioni tendono a formarsi in determinati modi
Atomo
ATOMO
L'atomo è la più piccola porzione di un elemento chimico che conservi le proprietà dell’elemento stesso. La parola "atomo"(dal greco ἄτομος - àtomos -, indivisibile, unione di ἄ - a - [alfa privativo] + τομῆ tomê - [divisione], fu introdotta dal filosofo greco Leucippo per definire le entità elementari, indistruttibili e indivisibili, di cui egli riteneva che fosse costituita la materia. Alla fine dell'ottocento fu dimostrato che l'atomo poteva essere diviso e a sua volta composto da particelle più piccole (alle quali ci si riferisce con il termine "subatomiche"). L'atomo è formato da un nucleo carico positivamente e da un certo numero di elettroni, carichi negativamente, che gli ruotano attorno senza un'orbita precisa,nei cosiddetti "gusci elettronici". Il nucleo è composto da protoni, che sono particelle cariche positivamente e da neutroni, che sono particelle prive di carica: protoni e neutroni sono detti nucleoni. Si definiscono due quantità per identificare ogni atomo:
Numero di massa (A): la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo
Numero atomico (Z): il numero dei protoni nel nucleo, che corrisponde al numero di elettroni esterni ad esso. Normalmente, il numero degli elettroni che ruotano attorno al nucleo è uguale al numero dei protoni nel nucleo. Essendo dette cariche di valore uguale (a parte il segno), un atomo è normalmente elettricamente neutro. Per questo motivo la materia è normalmente elettricamente neutra. Tuttavia esistono atomi con un numero di elettroni diverso dal numero atomico: si parla in questo caso di ioni. Gli atomi aventi lo stesso numero atomico hanno le stesse proprietà chimiche. Tutti gli atomi con lo stesso numero atomico appartengono allo stesso elemento. Gli atomi presenti in natura sono 92 e sono elencati nella tavola periodica degli elementi, sulla sinistra di questa tavola sono elencati i metalli che hanno la proprietà di perdere gli elettroni per poi diventare ioni positivi. Gli atomi sulla destra, invece, sono detti non metalli ed hanno la proprietà di acquistare elettroni, cioè di diventare ioni negativi.
L'atomo è la più piccola porzione di un elemento chimico che conservi le proprietà dell’elemento stesso. La parola "atomo"(dal greco ἄτομος - àtomos -, indivisibile, unione di ἄ - a - [alfa privativo] + τομῆ tomê - [divisione], fu introdotta dal filosofo greco Leucippo per definire le entità elementari, indistruttibili e indivisibili, di cui egli riteneva che fosse costituita la materia. Alla fine dell'ottocento fu dimostrato che l'atomo poteva essere diviso e a sua volta composto da particelle più piccole (alle quali ci si riferisce con il termine "subatomiche"). L'atomo è formato da un nucleo carico positivamente e da un certo numero di elettroni, carichi negativamente, che gli ruotano attorno senza un'orbita precisa,nei cosiddetti "gusci elettronici". Il nucleo è composto da protoni, che sono particelle cariche positivamente e da neutroni, che sono particelle prive di carica: protoni e neutroni sono detti nucleoni. Si definiscono due quantità per identificare ogni atomo:Numero di massa (A): la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo
Numero atomico (Z): il numero dei protoni nel nucleo, che corrisponde al numero di elettroni esterni ad esso. Normalmente, il numero degli elettroni che ruotano attorno al nucleo è uguale al numero dei protoni nel nucleo. Essendo dette cariche di valore uguale (a parte il segno), un atomo è normalmente elettricamente neutro. Per questo motivo la materia è normalmente elettricamente neutra. Tuttavia esistono atomi con un numero di elettroni diverso dal numero atomico: si parla in questo caso di ioni. Gli atomi aventi lo stesso numero atomico hanno le stesse proprietà chimiche. Tutti gli atomi con lo stesso numero atomico appartengono allo stesso elemento. Gli atomi presenti in natura sono 92 e sono elencati nella tavola periodica degli elementi, sulla sinistra di questa tavola sono elencati i metalli che hanno la proprietà di perdere gli elettroni per poi diventare ioni positivi. Gli atomi sulla destra, invece, sono detti non metalli ed hanno la proprietà di acquistare elettroni, cioè di diventare ioni negativi.
Tavola periodica degli elementi internet
Un inglese, Wellington Grey, si è preso la briga di classificare il web usando uno schema familiare: la tavola degli elementi. La classificazione di Wellingtong è piuttosto divertente.
Al posto di gas, metalli, non metalli nelle colonne abbiamo un raggruppamento per motori di ricerca, internet tool, aggregatori, sistemi di produttività. Al posto dell’originale H (idrogeno) c’è l’elemento Y!, al posto dell’Elio (He) c’è Wikipedia, al posto del Litio (Li) c’è Google e via così. Ogni casella ha la sigla, la URL e il ranking (sarà di pagine viste?) per facili riferimenti tra i siti.
Difficilmente riuscirà a catalogare le basi di Internet come la tavola periodica degli elementi è riuscita a catalogare le basi della materia ma provarci è giusto.
http://www.wellingtongrey.net/miscellanea/archive/2007-06-23--periodic-table-of-the-internet.html
Al posto di gas, metalli, non metalli nelle colonne abbiamo un raggruppamento per motori di ricerca, internet tool, aggregatori, sistemi di produttività. Al posto dell’originale H (idrogeno) c’è l’elemento Y!, al posto dell’Elio (He) c’è Wikipedia, al posto del Litio (Li) c’è Google e via così. Ogni casella ha la sigla, la URL e il ranking (sarà di pagine viste?) per facili riferimenti tra i siti.
Difficilmente riuscirà a catalogare le basi di Internet come la tavola periodica degli elementi è riuscita a catalogare le basi della materia ma provarci è giusto.
http://www.wellingtongrey.net/miscellanea/archive/2007-06-23--periodic-table-of-the-internet.html
...Numero di Massa e Isotopo.
Il numero di massa evidenziato con la lettera "A" è pari alla somma delle masse di tutti i protoni e neutroni presenti in un atomo, quindi il numero di massa è pari al numero di nucleoni (protoni e neutroni).
Per specificare il numero di massa lo si scrive in alto a sinistra,
I nuclidi diversi con lo stesso numero di massa vengono detti "Isobari".
Gli Isobari presentano lo stesso numero di massa ma diverso numero atomico. Due nuclei differenti avranno le stesse proprietà fisiche ma diverso comportamento chimico.
La materia che ci circonda è costituita da atomi, che a loro volta sono costituiti da un nucleo ancora più piccolo.
L'isotopo è un atomo dello stesso elemento chimico con stesso NUMERO ATOMICO, ma con maggiore MASSA.
La differenza dei numeri di massa è dovuta a un diverso numero di neutroni presenti nel nucleo.
Se due nuclei indifferenti contengono lo stesso numero di protoni, ma un numero differente di Neutroni essi avranno lo stesso comportamento chimico, ma due comportamenti fisici differenti poichè uno è più pesante dell'altro.
Possono essere naturali o artificiali, stabili (idrogeno) o instabili, detti anche radioattivi.
Per specificare il numero di massa lo si scrive in alto a sinistra,
I nuclidi diversi con lo stesso numero di massa vengono detti "Isobari".
Gli Isobari presentano lo stesso numero di massa ma diverso numero atomico. Due nuclei differenti avranno le stesse proprietà fisiche ma diverso comportamento chimico.
La materia che ci circonda è costituita da atomi, che a loro volta sono costituiti da un nucleo ancora più piccolo.
L'isotopo è un atomo dello stesso elemento chimico con stesso NUMERO ATOMICO, ma con maggiore MASSA.
La differenza dei numeri di massa è dovuta a un diverso numero di neutroni presenti nel nucleo.
Se due nuclei indifferenti contengono lo stesso numero di protoni, ma un numero differente di Neutroni essi avranno lo stesso comportamento chimico, ma due comportamenti fisici differenti poichè uno è più pesante dell'altro.
Possono essere naturali o artificiali, stabili (idrogeno) o instabili, detti anche radioattivi.
venerdì 27 marzo 2009
Thomson - La scoperta dell'elettrone
100 anni fa, il fisico inglese J.J.Thomson si avventurò nelle parti interiori dell'atomo.
Al laboratorio di Cavendish, nell'università, Thomson sperimentava con le correnti di elettricità dentro tubi di vetro vuoti. Stava investigando riguardo un mistero conosciuto come "raggi catodici". I suoi esperimenti lo hanno portato a dichiarare che questi raggi misteriosi sono parti di particelle molto più piccole degli atomi, di cui le particelle stesse sono minuscole parti di atomi. Lui ha chiamato queste particelle "corpuscoli" e ha proposto che potrebbero chiarire tutto ciò che riguarda gli atomi. Era sorprendente immaginare una particella che risiedeva dentro l'atomo, considerato da molte persone indivisibile.
Finora Thomson pensava che i raggi catodici erano materiale costituente di atomi e il suo pensiero si è rivelato corretto. Questi raggi sono fatti di elettroni: particelle veramente piccole, caricate negativamente che sono infatti parti fondamentali di ogni atomo.
Al laboratorio di Cavendish, nell'università, Thomson sperimentava con le correnti di elettricità dentro tubi di vetro vuoti. Stava investigando riguardo un mistero conosciuto come "raggi catodici". I suoi esperimenti lo hanno portato a dichiarare che questi raggi misteriosi sono parti di particelle molto più piccole degli atomi, di cui le particelle stesse sono minuscole parti di atomi. Lui ha chiamato queste particelle "corpuscoli" e ha proposto che potrebbero chiarire tutto ciò che riguarda gli atomi. Era sorprendente immaginare una particella che risiedeva dentro l'atomo, considerato da molte persone indivisibile.
Finora Thomson pensava che i raggi catodici erano materiale costituente di atomi e il suo pensiero si è rivelato corretto. Questi raggi sono fatti di elettroni: particelle veramente piccole, caricate negativamente che sono infatti parti fondamentali di ogni atomo.
giovedì 26 marzo 2009
neutroni
In fisica, il neutrone è una particella subatomica senza carica elettrica. I nuclei atomici degli elementi sono composti da protoni eneutroni. Al di fuori del nucleo, i neutroni sono instabili hanno un emivita di circa 15 minuti. La caratteristica fondametale dei neutroni rispetto alle altre particelle, è l'assenza di carica elettrica. Il neutrone è un androne (ossia risente della forza nucleare forte) formato da due quark up e un quark down. Il neutrone fu scoperto nel 1932 dall'inglese J. Chadwick. Nel nucleo di un atomo , neutroni e protoni si possono trasformare gli uni negli altri. La probabilità che il neutrone decada in un protone o viceversa dipende dalla struttura dei singoli atomi. Alcuni nuclei atomici radioattivi espellono neutroni molto pericolosi dal punto di vista biologico. Infatti i neutroni essendo privi di carica elettrica possono penetrare la materia abbastanza facilmente e alterare o rompere legami chimici e, se posseggono sufficiente energia, essere assorbiti dai nuclei della materia che attraversano, rendendoli a loro volta instabili e dunque radioattivi. comunemente il neutrone viene abbreviato con n e protoni e neutroni sono detti nucleoni.
Tavola Periodica
La tavola periodica degli elementi è la tavola in cui gli elementi sono ordinati secondo il numero atomico crescente.
Oggi si conoscono 109 elementi: 91 di questi sono naturali e 18 sono stati ottenuti artificialmente.
La tavola periodica degli elementi è uno strumento particolarmente utile. Essa suddivide gli elementi in periodi cioè linee orizzontali che comprendono un ciclo completo di variazioni nel comportamento chimico (cioè in base al numero di idrogeni con i quali ciascun elemento reagisce). Ogni colonna costituisce un gruppo con un comportamento chimico analogo.
A sinistra e al centro sono situati i metalli, la maggior parte degli elementi, e a destra i non – metalli.
La classificazione degli elementi come metalli o non – metalli avviene in base alla loro struttura elettronica: gli elementi con tre o meno elettroni nel livello esterno sono considerati metalli, gli elementi con cinque o più elettroni nel livello esterno sono considerati non – metalli.Alcuni elementi hanno caratteristiche sia metalliche sia non metalliche e sono indicati come semimetalli.Gli elementi dei gruppi dal I B al VIII B sono chiamati elementi di transizione e mostrano tutti caratteristiche metalliche.
I gruppi I A, gruppo dei metalli alcalini, e II A, gruppo dei metalli alcalino – terrosi, contengono i metalli più reattivi. Dall’altra parte della tavola si trovano i non – metalli, nei gruppi VI A, VII A, VIII A: il gruppo VI A è chiamato gruppo dei calcogeni, il VII A gruppo degli alogeni, gli elementi del gruppo VIII A sono chiamati gas nobili o gas rari.Gli elementi dai gruppi dal III A al V A comprendono sia metalli che non – metalli.
Oggi si conoscono 109 elementi: 91 di questi sono naturali e 18 sono stati ottenuti artificialmente.
La tavola periodica degli elementi è uno strumento particolarmente utile. Essa suddivide gli elementi in periodi cioè linee orizzontali che comprendono un ciclo completo di variazioni nel comportamento chimico (cioè in base al numero di idrogeni con i quali ciascun elemento reagisce). Ogni colonna costituisce un gruppo con un comportamento chimico analogo.
A sinistra e al centro sono situati i metalli, la maggior parte degli elementi, e a destra i non – metalli.
La classificazione degli elementi come metalli o non – metalli avviene in base alla loro struttura elettronica: gli elementi con tre o meno elettroni nel livello esterno sono considerati metalli, gli elementi con cinque o più elettroni nel livello esterno sono considerati non – metalli.Alcuni elementi hanno caratteristiche sia metalliche sia non metalliche e sono indicati come semimetalli.Gli elementi dei gruppi dal I B al VIII B sono chiamati elementi di transizione e mostrano tutti caratteristiche metalliche.
I gruppi I A, gruppo dei metalli alcalini, e II A, gruppo dei metalli alcalino – terrosi, contengono i metalli più reattivi. Dall’altra parte della tavola si trovano i non – metalli, nei gruppi VI A, VII A, VIII A: il gruppo VI A è chiamato gruppo dei calcogeni, il VII A gruppo degli alogeni, gli elementi del gruppo VIII A sono chiamati gas nobili o gas rari.Gli elementi dai gruppi dal III A al V A comprendono sia metalli che non – metalli.
Tavola Periodica
Dmitrij Ivanoviç Mendeleev (1834-1907) costruì una tavola periodica che ancora oggi, viene utilizzata. La sua tesi fu completamente accettata quando furono scoperti e identificati alcuni elementi, di cui egli aveva ipotizzato non solo l'esistenza ma anche le proprietà in base alla periodicità, e che corrispondevano perfettamente alle sue previsioni, cioè: il gallio Ga scoperto, lo scandio Sc, il germanio Ge. Mendeleev aveva infatti previsto l'esistenza del Ga (da lui chiamato ekaalluminio), dello Sc (ekaboro), del Ge (ekasilicio), in cui aveva utilizzato la radice sanscrita "eka" (che significa "uno"), dato che questi elementi venivano subito sotto, nella sua tavola periodica, di Al, B, Si. I nomi attuali sono stati dati in onore degli stati da cui provenivano gli scopritori, Francia (Gallio), Svezia (Scandio), Germania (Germanio). Nella sua ipotesi mancava il gruppo dei gas nobili (o gruppo zero), che, date le difficoltà di individuazione legate alla loro mancanza di reattività chimica, furono scoperti solo molto più tardi, ad opera di altri scienziati; questa scoperta risolse un grosso problema di collocazione degli atomi nella tabella. La tavola originale risale al 1871, ma la prima stesura autografa, anche se meno completa, è del 17 febbraio 1869. L'organizzazione della tavola è basata su una sequenza di pesi atomici, non di numeri atomici (le conoscenze del tempo non permettevano di ipotizzarli), come quella che usiamo attualmente. Quello riportato è uno schema ridotto; ma si possono notare gli atomi di cui egli aveva previsto non solo l'esistenza (indicata con il segno -) ma anche proprietà e peso atomico; le proprietà sono individuate dai gruppi; inoltre aveva suddiviso, anche se non in modo corretto, gli atomi in periodi. Ci sono alcune incongruenze, per esempio per quanto riguarda la composizione dei periodi, la mancanza delle serie di transizione, del gruppo dei gas nobili etc. Ma sostanzialmente questo documento costituisce la base di costruzione delle attuali tabelle periodiche degli elementi, che superano ormai Z=106. L'intuizione di Mendeleev rappresenta nella sua complessità di significati e nella sua razionalità, l'essenza stessa della chimica moderna. Nel corso degli anni la "tavola" di Mendeleev è stata modificata e completata; si è giunti ad una sua interpretazione più completa e corretta: le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche dei numeri atomici (anziché dei pesi atomici).
Tavola Periodica
Tavola periodica
La tavola periodica degli elementi detta anche "tavola periodica di mendeleev" è lo schema con il quale vengono ordinati gli atomi sulla base del loro numero atomico Z.
Ideata dal chimico russo Dimitrij Mendeleev nel 1869 e dal chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830 - 1895), inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro.
La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:
ogni gruppo (colonna della tabella) comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo). All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche chimiche simili.
ogni periodo (riga delle tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, o ns dove n è il numero quantico principale, e procedendo verso gli atomi successivi del periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ad ogni passaggio.
L'invenzione della tavola periodica
Proprietà periodiche
Le proprietà caratteristiche di ciascun elemento che si è riscontrato periodicizzarsi lungo la tavola periodica sono, principalmente, queste:
Affinità elettronica;
Carattere metallico;
Carica nucleare efficace;
Elettronegatività;
Energia di ionizzazione;
Raggio atomico;
Raggio ionico
La necessità di ordinare le conoscenze che (grazie a ricerche empiriche) venivano accumulandosi sulle diverse sostanze venne sentita fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.
La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Se gli elementi vengono disposti in ordine crescente di numero atomico, inserendo in seguito altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione del numero atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che nel 1829 per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.
A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.
Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev (indipendentemente l'uno dall'altro) assunsero il 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.Negli anni '40, Glenn Theodore Seaborg sintetizzò e separò con metodi radiochimici i primi 5 elementi transuranici, che sono stati sistemati all'interno della tabella. Negli anni successivi i primi di tali transuranici furono identificati in "ultratracce" nei minerali uraniferi, come prodotti naturali di attivazione. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi. La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa è stata scoperta solo in seguito, 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. 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 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 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. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.
La tavola periodica degli elementi detta anche "tavola periodica di mendeleev" è lo schema con il quale vengono ordinati gli atomi sulla base del loro numero atomico Z.
Ideata dal chimico russo Dimitrij Mendeleev nel 1869 e dal chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830 - 1895), inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro.
La tavola periodica si articola in gruppi e periodi:
ogni gruppo (colonna della tabella) comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (modo in cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo). All'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche chimiche simili.
ogni periodo (riga delle tabella) inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, o ns dove n è il numero quantico principale, e procedendo verso gli atomi successivi del periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ad ogni passaggio.
L'invenzione della tavola periodica
Proprietà periodiche
Le proprietà caratteristiche di ciascun elemento che si è riscontrato periodicizzarsi lungo la tavola periodica sono, principalmente, queste:
Affinità elettronica;
Carattere metallico;
Carica nucleare efficace;
Elettronegatività;
Energia di ionizzazione;
Raggio atomico;
Raggio ionico
La necessità di ordinare le conoscenze che (grazie a ricerche empiriche) venivano accumulandosi sulle diverse sostanze venne sentita fin dai primordi della chimica, e Lavoisier propose (nel 1789) una prima forma di sistematica chimica. Bisogna, però, aspettare all'incirca il 1870 affinché si giunga al modello che, con le opportune aggiunte, è utilizzato ai giorni nostri.
La tavola originaria fu creata prima della scoperta delle particelle subatomiche o della formulazione delle teorie attuali per quanto riguarda la meccanica quantistica e l'atomo.
Se gli elementi vengono disposti in ordine crescente di numero atomico, inserendo in seguito altre proprietà, si può notare una ondulazione o una periodicità di queste proprietà in funzione del numero atomico dell'elemento stesso. Il primo che riconobbe queste ricorrenze fu il chimico tedesco Johann Wolfgang Döbereiner, che nel 1829 per primo notò una certa quantità di triadi, gruppi di tre elementi con queste similarità.
A questa intuizione fece seguito l'inglese John Newlands, che sottolineò (nel 1865) come gli elementi di tipo simile fossero ricorrenti ad intervalli regolari di 8 posizioni, che lui assimilò alle ottave musicali, anche se questa sua cosiddetta legge delle ottave venne messa in ridicolo dai suoi contemporanei.
Fu proprio in quel periodo che Meyer e Mendeleev (indipendentemente l'uno dall'altro) assunsero il 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.Negli anni '40, Glenn Theodore Seaborg sintetizzò e separò con metodi radiochimici i primi 5 elementi transuranici, che sono stati sistemati all'interno della tabella. Negli anni successivi i primi di tali transuranici furono identificati in "ultratracce" nei minerali uraniferi, come prodotti naturali di attivazione. Dal 2003 la IUPAC ha attribuito il nome definitivo alla serie 4f dei lantanoidi Ln e 5f degli attinoidi. La ragione della particolare periodicità per serie di lunghezza diversa è stata scoperta solo in seguito, 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. 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 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 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. Successivamente questa forma è stata "confermata" con la scoperta della struttura microscopica degli atomi e quindi delle loro modalità di interazione.
La tavola periodica
La tavola periodica è lo schema con cui vengono indicati gli atomi in base al loro numero atomico, cioè al numero di protoni presenti nel nucleo dell'atomo.
Fu inventata da Dmitrij Ivanovič Mendeleev.
Fu inventata da Dmitrij Ivanovič Mendeleev.
La tavola periodica.
Le categorie della tavola periodica.
La Tavola Periodica è divisa in diverse categorie di elementi: i metalli alcalini, i metalli alcalino terrosi, i metalli del blocco D, i lantanidi, gli attinidi, i metalli del blocco P, i non metalli e i gas nobili.
I metalli alcalini (Litio, Sodio, Potassio, Rubidio, Cesio, Francio) sono gli elementi che fanno parte del primo gruppo della tavola periodica. Sono composti basici, in quanto riescono a neutralizzare gli acidi, manifestano i più bassi valori di elettronegatività , ma quello che interessa a noi è che reagiscono violentemente a contatto con l’acqua.
I metalli alcalino terrosi (berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario, radio) costituiscono il secondo gruppo della tavola periodica degli elementi. I metalli alcalino terrosi (escluso il berillio), sono metalli dal colore argenteo, soffici, con bassa densità. Reagiscono prontamente con gli alogeni (un gruppo di elementi estremamente reattivi) per formare sali con l’acqua, anche se non così rapidamente come i metalli alcalini, per formare idrossidi alcalini (basici). Ad esempio, mentre il sodio e il potassio reagiscono violentemente con l'acqua a temperatura ambiente, il magnesio reagisce solo con il vapore acqueo e il calcio con l'acqua calda.
I metalli del gruppo (blocco) D o elementi di transizione (scandio, titanio, vanadio, cromo, manganese, ferro, cobalto, nichel, rame, zinco, ittrio, zirconio, niobio, molibdeno, tecnezio, rutenio, rodio, palladio, argento, cadmio,afnio, tantalio, tungsteno, renio, osmio, iridio, platino, oro, mercurio, ruthrfordio, dubnio, seaborgio, bohrio, hassio, meitnerio, darmstadtio, roentegenio, ununbio) sono definiti come gli elementi che formano almeno uno ione con un sottoguscio d parzialmente riempito di elettroni.
I lantanidi sono la serie di elementi chimici con numero atomico compreso tra 57 e 70, che nella tavola periodica seguono il lantanio. I lantanidi (lantanio, cerio, praseodimio, neodimio, promezio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, olmio, erbio, tulio, itterbio) vengono anche designati come 'terre rare', sebbene questa espressione si riferisca più precisamente ai loro minerali. I lantanidi si trovano in minerali relativamente abbondanti in natura; la loro fonte principale è la monazite, ma sono presenti anche nella cerite e nella gadolinite. La separazione è particolarmente complessa poiché questi elementi hanno propretà chimiche simili e l'isolamento delle varie specie può necessitare centinaia di cristallizzazioni frazionate.
Gli attinidi sono elementi chimici radioattivi, con numero atomico compreso tra 89 e 102, che nella tavola periodica seguono l’attinio. Solo i primi quattro elementi della serie si trovano in natura in quantità apprezzabili; i rimanenti, con numero atomico maggiore di 92, vengono prodotti per via sintetica e sono detti elementi transuranici.Gli attinidi comprendono, in ordine di numero atomico crescente, attinio, torio, protoattinio, uranio, nettunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einstenio, fermio, mendelvio e nobelio.
I non metalli (idrogeno, carbonio, ossigeno, azoto, fosforo, zolfo, selenio, bromo) sono gli elementi che nella tavola periodica compaiono sulla destra. Metà di questi sono costituiti da gas; il bromo a temperatura ambiente è liquido, mentre tutti gli altri sono solidi. Le caratteristiche fisiche di questa classe di elementi sono in genere opposte a quelle dei metalli e non sono buoni conduttori nè di calore nè di elettricità. Alcuni di questi elementi, solidi, presentano comportamenti intermedi tra quelli di un metallo e quelli di un non metallo; vengono definiti semimetalli e molti sono semiconduttori.
I gas nobili costituiscono il diciottesimo gruppo della tavola degli elementi. Ne fanno parte i seguenti elementi: Elio, Neon, Argon, Kripton, Xenon, Radon. Il termine gas nobili deriva dal fatto che questi gas non reagiscono con gli elementi "comuni". I gas nobili venivano anche chiamati gas inerti, ma il termine non era accurato, in quanto alcuni di essi hanno mostrato di prendere parte in reazioni chimiche. A causa della loro non-reattività, i gas nobili non furono scoperti fin quando l'esistenza dell'elio non fu dedotta ipoteticamente da un'analisi spettrografica del Sole e successivamente provata in laboratorio. I gas nobili inoltre hanno forze di attrazione interatomica molto deboli e conseguentemente punti di fusione ed ebollizione molto bassi.
La Tavola Periodica è divisa in diverse categorie di elementi: i metalli alcalini, i metalli alcalino terrosi, i metalli del blocco D, i lantanidi, gli attinidi, i metalli del blocco P, i non metalli e i gas nobili.
I metalli alcalini (Litio, Sodio, Potassio, Rubidio, Cesio, Francio) sono gli elementi che fanno parte del primo gruppo della tavola periodica. Sono composti basici, in quanto riescono a neutralizzare gli acidi, manifestano i più bassi valori di elettronegatività , ma quello che interessa a noi è che reagiscono violentemente a contatto con l’acqua.
I metalli alcalino terrosi (berillio, magnesio, calcio, stronzio, bario, radio) costituiscono il secondo gruppo della tavola periodica degli elementi. I metalli alcalino terrosi (escluso il berillio), sono metalli dal colore argenteo, soffici, con bassa densità. Reagiscono prontamente con gli alogeni (un gruppo di elementi estremamente reattivi) per formare sali con l’acqua, anche se non così rapidamente come i metalli alcalini, per formare idrossidi alcalini (basici). Ad esempio, mentre il sodio e il potassio reagiscono violentemente con l'acqua a temperatura ambiente, il magnesio reagisce solo con il vapore acqueo e il calcio con l'acqua calda.
I metalli del gruppo (blocco) D o elementi di transizione (scandio, titanio, vanadio, cromo, manganese, ferro, cobalto, nichel, rame, zinco, ittrio, zirconio, niobio, molibdeno, tecnezio, rutenio, rodio, palladio, argento, cadmio,afnio, tantalio, tungsteno, renio, osmio, iridio, platino, oro, mercurio, ruthrfordio, dubnio, seaborgio, bohrio, hassio, meitnerio, darmstadtio, roentegenio, ununbio) sono definiti come gli elementi che formano almeno uno ione con un sottoguscio d parzialmente riempito di elettroni.
I lantanidi sono la serie di elementi chimici con numero atomico compreso tra 57 e 70, che nella tavola periodica seguono il lantanio. I lantanidi (lantanio, cerio, praseodimio, neodimio, promezio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, olmio, erbio, tulio, itterbio) vengono anche designati come 'terre rare', sebbene questa espressione si riferisca più precisamente ai loro minerali. I lantanidi si trovano in minerali relativamente abbondanti in natura; la loro fonte principale è la monazite, ma sono presenti anche nella cerite e nella gadolinite. La separazione è particolarmente complessa poiché questi elementi hanno propretà chimiche simili e l'isolamento delle varie specie può necessitare centinaia di cristallizzazioni frazionate.
Gli attinidi sono elementi chimici radioattivi, con numero atomico compreso tra 89 e 102, che nella tavola periodica seguono l’attinio. Solo i primi quattro elementi della serie si trovano in natura in quantità apprezzabili; i rimanenti, con numero atomico maggiore di 92, vengono prodotti per via sintetica e sono detti elementi transuranici.Gli attinidi comprendono, in ordine di numero atomico crescente, attinio, torio, protoattinio, uranio, nettunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einstenio, fermio, mendelvio e nobelio.
I non metalli (idrogeno, carbonio, ossigeno, azoto, fosforo, zolfo, selenio, bromo) sono gli elementi che nella tavola periodica compaiono sulla destra. Metà di questi sono costituiti da gas; il bromo a temperatura ambiente è liquido, mentre tutti gli altri sono solidi. Le caratteristiche fisiche di questa classe di elementi sono in genere opposte a quelle dei metalli e non sono buoni conduttori nè di calore nè di elettricità. Alcuni di questi elementi, solidi, presentano comportamenti intermedi tra quelli di un metallo e quelli di un non metallo; vengono definiti semimetalli e molti sono semiconduttori.
I gas nobili costituiscono il diciottesimo gruppo della tavola degli elementi. Ne fanno parte i seguenti elementi: Elio, Neon, Argon, Kripton, Xenon, Radon. Il termine gas nobili deriva dal fatto che questi gas non reagiscono con gli elementi "comuni". I gas nobili venivano anche chiamati gas inerti, ma il termine non era accurato, in quanto alcuni di essi hanno mostrato di prendere parte in reazioni chimiche. A causa della loro non-reattività, i gas nobili non furono scoperti fin quando l'esistenza dell'elio non fu dedotta ipoteticamente da un'analisi spettrografica del Sole e successivamente provata in laboratorio. I gas nobili inoltre hanno forze di attrazione interatomica molto deboli e conseguentemente punti di fusione ed ebollizione molto bassi.
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