La tavola periodica fu concepita ben prima che si conoscesse la struttura degli atomi, osservando l’andamento dei dati sperimentali, ma le ragioni della periodicità delle proprietà degli elementi non erano note. Ora, però, possiamo comprendere com’è organizzata tenendo conto della configurazione elettronica degli elementi. La tavola è suddivisa nei blocchi s, p, d e f, il cui nome deriva dall’ultimo sottostrato occupato in accordo con il principio di Aufbau (come mostra la figura 1.38). Fanno eccezione due elementi: l’elio, che ha due elettroni 1s ma proprietà simili a quelle dei gas nobili e compare nel blocco p, e l’idrogeno, che occupa nella tavola periodica una posizione unica ed esclusiva. Dal momento che possiede un elettrone s come gli elementi del gruppo 1, ma gli manca un elettrone per avere la configurazione del gas nobile che segue (l’elio), non lo si assegna ad alcun gruppo, anche se spesso lo si vedrà nel gruppo 1 o nel gruppo 17/VII o, talvolta, in entrambi.

I blocchi s e p costituiscono i gruppi principali della tavola periodica. La similitudine tra le configurazioni elettroniche degli elementi che appartengono a uno stesso gruppo principale rende conto dell’affinità delle loro proprietà. Il numero del gruppo dice quanti elettroni di valenza sono presenti. Nel blocco s il numero del gruppo (1 o 2) uguaglia quello degli elettroni di valenza. La relazione è valida anche per tutti i gruppi principali che sono contrassegnati con i numeri romani (I-VIII).

Ogni nuovo periodo corrisponde all’occupazione di un livello con numero quantico principale più elevato, e tale corrispondenza spiega la diversa lunghezza dei periodi. Nel periodo 1, costituito da due soli elementi, H e He, l’unico orbitale 1s dello strato n = 1 viene a colmarsi con due elettroni. Il periodo 2 è costituito dagli otto elementi da Li a Ne, in cui otto elettroni sono associati agli orbitali 2s e 2p. Nel periodo 3 (da Na a Ar) si occupano gli orbitali 3s e 3p con altri otto elettroni. Nel periodo 4, non si aggiungono solamente gli otto elettroni degli orbitali 4s e 4p, bensì anche i dieci degli orbitali 3d; in definitiva, in questo periodo vi sono 18 elementi. Con gli elementi del periodo 5 si aggiungono altri 18 elettroni, mentre vengono occupati progressivamente gli orbitali 5s, 4d e 5p. Nel periodo 6 si aggiunge un totale di 32 elettroni, perché 14 accedono ai sette orbitali 4f. Gli elementi del blocco f godono di proprietà chimiche assai simili, perché la loro configurazione elettronica differisce solo relativamente alla popolazione degli orbitali interni f, e gli elettroni di questi orbitali partecipano solo in modo marginale alla formazione dei legami.

Concetto chiave

I blocchi della tavola periodica devono la loro denominazione all’ultimo orbitale occupato in base al principio di Aufbau. I periodi si numerano sulla base del numero quantico principale dello strato di valenza.