L' evoluzionedel sistema periodicoLa sua storia comincia oltre 200 anni fa, Co _D>

ma il sistema periodico degli elementiè tuttora uno strumento fondamentale della chimica

di Eric R. Scerri

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1 sistema periodico degli elementi èuno degli oggetti più emblematici di tutta la scienza: un singolo do-cumento che racchiude in sé buona par-te delle nostre conoscenze di chimica.Una sua copia è appesa pressoché inogni laboratorio e aula di chimica delmondo; in effetti, nessun'altra discipli-na scientifica può vantare qualcosa disimile.

La storia di questo sistema di classi-ficazione degli elementi comincia oltre200 anni fa. In tutto questo lungo arcodi tempo il sistema periodico è stato di-scusso, modificato e migliorato via viache la scienza progrediva e si scopriva-no nuovi elementi (si veda l'articolo Lasintesi di nuovi elementi di Peter Arm-bruster e Fritz Peter Hessberger, a pagi-na 86 di questo fascicolo).

Nonostante i cambiamenti radicaliche la scienza ha subito nell'ultimo se-colo - in particolare lo sviluppo dellateoria della relatività e della meccanicaquantistica - non c'è stata alcuna rivo-luzione nella natura fondamentale delsistema periodico. In qualche caso, ini-zialmente parve che le nuove scopertemettessero in dubbio le sue basi teori-che, ma ogni volta si riuscì a incorpora-re i risultati ottenuti senza compromet-tere le basi strutturali del sistema. Èquindi notevole che il sistema periodi-co sia importante tanto per le sue radi-ci storiche quanto per la sua continuaattualità.

Il termine «periodico» riflette il fattoche gli elementi mostrano andamentiregolari nelle loro proprietà chimiche aintervalli pure regolari. Se non fosseper la semplificazione fornita dalla ta-vola del sistema periodico, gli studentidi chimica dovrebbero imparare separa-tamente le proprietà di tutti i 112 ele-menti conosciuti. Fortunatamente essapermette ai chimici di conoscere sol-

tanto le proprietà di un piccolo nume-ro di elementi tipici; tutti gli altri rica-dono in gruppi o famiglie con caratteri-stiche chimiche simili. (Nelle modernerappresentazioni del sistema periodicoun gruppo corrisponde a una colonnaverticale.)

La scoperta del sistema periodico diclassificazione degli elementi rappre-senta il culmine di una lunga serie disviluppi scientifici, e non certo l'im-provvisa ispirazione di un singolo scien-ziato. Tuttavia gli storici di solito asse-gnano una data alla nascita formale delsistema periodico modernamente inte-so: il 17 febbraio 1869 un professorerusso di chimica, Dimitrij Ivanovic Men-deleev, completò la prima delle sue nu-merose tavole periodiche. Comprende-

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o

va 63 elementi noti disposti per pesoatomico crescente; Mendeleev lasciòanche spazi vuoti dove avrebbero do-vuto essere disposti elementi non anco-ra scoperti, dei quali era però in gradodi prevedere il peso atomico.

Prima della scoperta di Mendeleev,altri scienziati avevano cercato attiva-mente un metodo di organizzazione perdescrivere gli elementi. Nel 1787, peresempio, Antoine Lavoisier, in collabo-razione con Antoine Fourcroy, Louis-Bernard Guyton de Morveau e Claude-Louis Berthollet, stilò un elenco dei 33elementi noti all'epoca. Si trattava peròsemplicemente di rappresentazioni uni-dimensionali. La potenza del sistemaperiodico moderno sta nella sua rappre-sentazione bi- o anche tridimensionaledi tutti gli elementi conosciuti (e anchedi quelli ancora da scoprire) in un siste-ma logico di righe e colonne esatta-mente ordinate.

In un primo tentativo di organizzaregli elementi in maniera significativa, ilchimico tedesco Johann Dóbereiner fecenotare nel 1817 che molti degli elementinoti potevano essere disposti, in base al-le loro somiglianze, in gruppi di tre, cheegli chiamò triadi. Dtibereiner individuòla triade formata da litio, sodio e potas-sio e quella composta da cloro, bromo eiodio. Egli osservò che, se i tre membridi una triade venivano ordinati in base alloro peso atomico, le proprietà dell'ele-mento centrale erano intermedie fraquelle del primo e del terzo. Per esem-pio, il litio, il sodio e il potassio reagi-scono tutti vigorosamente con l'acqua.Ma il litio, che è l'elemento più leggerodella triade, mostra la reazione menoenergica, mentre il più pesante dei tre, ilpotassio, esplode violentemente. Oltre aciò, Dóbereiner dimostrò che il pesoatomico dell'elemento centrale è vicinoalla media dei pesi del primo e del terzomembro della triade.

Il lavoro di DObereiner incoraggiòaltri a cercare correlazioni fra le pro-prietà chimiche degli elementi e il loropeso atomico. Uno di coloro che svi-lupparono ulteriormente il concetto del-le triadi nel corso dell'Ottocento fu Pe-ter Kremers, di Colonia, il quale propo-se che certi elementi potessero apparte-

nere a due triadi, disposte perpendico-larmente l'una all'altra. Kremers quindiintrodusse una novità - il confronto de-gli elementi in due direzioni - che in se-guito si dimostrò un aspetto essenzialedel sistema di Mendeleev.

Nel 1857 il chimico francese Jean-Baptiste-André Dumas respinse l'ideadelle triadi e si concentrò invece sulladeterminazione di una serie di equazio-ni matematiche che potessero giustifi-care l'aumento di peso atomico in di-versi gruppi di elementi chimicamenteaffini. Ma, come oggi è noto, qualun-que tentativo di stabilire uno schemaorganizzatore che si basasse sul pesoatomico di un elemento non poteva riu-scire, perché il peso atomico non è laproprietà fondamentale che caratterizzagli elementi.

ProprieLa caratteristica cruciale del sistema

di Mendeleev è la periodicità, o ripeti-zione, delle proprietà degli elementi acerti intervalli regolari. Questa caratteri-stica era stata osservata precedentemen-te in una classificazione degli elementiper peso atomico ideata nel 1862 dalgeologo francese Alexandre-Emile Bé-guyer de Chancourtois. Il sistema si ba-sava su una configurazione geometricapiuttosto complessa: de Chancourtois di-spose gli elementi, per peso atomicocrescente, lungo una spirale tracciatasulla superficie di un cilindro e inclinatadi 45 gradi rispetto alla base (si vedal'illustrazione a sinistra a pagina 96).

Il primo avvolgimento completo del-la spirale coincideva con l'ossigeno, eil secondo con lo zolfo. Gli elementiche risultavano allineati verticalmentesulla superficie del cilindro tendevanoad avere proprietà simili, sicché questometodo riusciva a includere alcuni de-gli andamenti che sarebbero stati poifondamentali nel sistema di Mende-leev. Tuttavia, per svariate ragioni, ilsistema di de Chancourtois non ebbemolta influenza sugli scienziati dell'e-poca: il suo articolo originale non com-prendeva un diagramma illustrativo, ilsistema era assai complicato e le somi-glianze chimiche fra gli elementi non

Questa rappresentazione tridimensionale trasforma il consueto sistema periodicoin una struttura a più livelli. Le colonne verticali tradizionali, che corrispondono aun gruppo o famiglia di elementi, scorrono dall'alto in basso sia nel nucleo centraledella struttura (per esempio Li, Na, K e così via) sia passando da un piano all'al-tro: gli elementi che sono posizionati l'uno sopra l'altro nei vari piani (come He,Ne, Ar e così via) appartengono allo stesso gruppo, e quindi hanno proprietà chi-miche simili. Le file orizzontali, o periodi, del sistema tradizionale corrispondonoai piani della struttura tridimensionale. Questa versione evidenzia la simmetria ele dimensioni regolarmente crescenti dei periodi, una caratteristica chimica fonda-mentale che ancora non è stata pienamente spiegata dalla meccanica quantistica.

LE SCIENZE n. 363, novembre 1998 9594 LE SCIENZE n. 363, novembre 1998

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Il primo sistema periodico fu messo a punto dal chimico russo DimitrijIvanovic Mendeleev nel febbraio 1869. In questo schema si vedono grup-pi di elementi disposti orizzontalmente anziché nelle più familiari colon-ne verticali. Mendeleev elaborò numerose tavole di entrambi i tipi.

Mendeleev (a sinistra) e Julius Lothar Meyer (a destra) misero a punto il sistemaperiodico moderno quasi simultaneamente, poco prima del 1870. La versione diMendeleev fu la prima a essere pubblicata, e oggi egli riceve gran parte del meritoper la scoperta del sistema periodico perché lo utilizzò con successo per prevederela scoperta di vari elementi e ne difese energicamente la validità.

Una delle più antiche versioni di sistemaper la classificazione degli elementi fuideata nel 1862 dal geologo franceseAlexandre-tmile Béguyer de Chancour-tois. La «vite tellurica» fu il primo rico-noscimento della periodicità chimica.

erano presentate in manieramolto convincente.

Fra il 1860 e il 1870, parec-chi altri scienziati proposerole loro versioni di sistema pe-riodico per la classificazionedegli elementi. Usando i va-lori dei pesi atomici standar-dizzati poco tempo prima, ilchimico inglese John New-lands fece notare nel 1864che, quando si disponevanogli elementi in ordine di peso

atomico, ognuno di essi mostrava pro-prietà simili a quelle degli elementi chesi trovavano otto posti più indietro e ot-to posti più avanti nell'elenco: una ca-ratteristica che Newlands chiamò «leg-ge degli ottavi».

Nella sua tavola originale, Newlandslasciò spazi vuoti per gli elementi man-canti, ma la versione più pubblicizzatadel 1866 non aveva posti liberi. Altri chi-mici sollevarono immediatamente obie-zioni, perché il sistema non avrebbe po-tuto accogliere eventuali nuovi elementiscoperti. Anzi, alcuni ricercatori miseroapertamente in ridicolo le idee di New-lands. Al convegno della Chemical So-ciety tenutosi a Londra nel 1866, GeorgeCarey Foster dello University College diLondra chiese a Newlands se avesse maipensato di mettere gli elementi in ordinealfabetico, dato che qualunque tipo diclassificazione avrebbe dato origine aoccasionali coincidenze. In seguito alconvegno, la Chemical Society rifiutò dipubblicare il lavoro di Newlands.

Nonostante le critiche cui lo scien-ziato fu esposto, le ricerche di New-lands sono importanti perché egli fu ilprimo a usare una sequenza di numeriordinali (basata, in questo caso, sui pesiatomici) per classificare gli elementi.Sotto questo aspetto, Newlands anti-cipò la moderna organizzazione del si-stema periodico, che si basa sulla se-quenza dei numeri atomici. (Il concettodi numero atomico, ossia il numero deiprotoni presenti nel nucleo, non entròin uso prima dell'inizio del XX secolo.)

Il sistema periodicomoderno

Durante la revisione di un suo testodi chimica, nel 1868, Julius LotharMeyer dell'Università di Breslau - allo-ra in Germania - realizzò una tavola pe-riodica che, a dire il vero, era notevol-mente simile alla famosa versione diMendeleev del 1869, anche se Meyernon classificò correttamente tutti gli e-lementi. La sua tavola, però, non fupubblicata fino al 1870, a causa di unritardo dell'editore: episodio, questo,che contribuì a un'accesa disputa sullapriorità fra Mendeleev e Meyer.

Più o meno simultaneamente, Men-deleev preparò il suo sistema periodiconelle stesse circostanze, ossia mentrescriveva un testo di chimica. Al contra-rio dei suoi predecessori, egli aveva ab-bastanza fiducia nel suo sistema dausarlo per prevedere l'esistenza e leproprietà di diversi nuovi elementi.Corresse inoltre i pesi atomici di alcunielementi noti. È interessante notare co-me Mendeleev abbia ammesso di avervisto alcune tavole periodiche prece-denti, come quelle di Newlands, soste-nendo però di essere del tutto ignarodel lavoro di Meyer mentre realizzavail suo sistema.

La capacità predittiva del sistema diMendeleev sembra essere stata soprav-valutata dagli storici, i quali hanno ge-neralmente sostenuto che esso sia statoaccettato soprattutto grazie a questa ca-ratteristica. Questi studiosi hanno tutta-via trascurato di osservare che la moti-vazione della Royal Society di Londra,che accompagnava l'assegnazione dellaDavy Medal (ricevuta da Mendeleevnel 1882), non accennava minimamen-te a previsioni di alcun tipo. Viceversa,la capacità di Mendeleev di classificarein modo soddisfacente gli elementi giànoti può essere stata un fattore altret-tanto importante delle sue sorprendentiprevisioni nel determinare l'accettazio-ne del sistema periodico. Sebbene nu-merosi scienziati abbiano contribuitoallo sviluppo di quest'ultimo, Mende-leev ottenne buona parte del merito per

la scoperta della periodicità in chimicaperché egli innalzò la sua scoperta alrango di una legge naturale e dedicò ilresto della propria vita ad analizzarneaudacemente le conseguenze e a soste-nerne la validità.

Difendere il sistema periodico non fuun compito semplice: la sua veridicitàvenne frequentemente messa alla provadalle scoperte successive. Un episodionotevole si ebbe nel 1894, quando Wil-liam Ramsay dello University Collegedi Londra e Lord Rayleigh (John Wil-liam Strutt) della Royal Institution diLondra scoprirono l'argo; negli annisuccessivi Ramsay annunciò l'identifi-cazione di altri quattro elementi - elio,neon, kripto e xeno - che nell'insiemecostituiscono i cosiddetti gas nobili.(L'ultimo dei gas nobili finora cono-sciuti, il radon, fu scoperto nel 1900 daFriedrich Ernst Dorn.)

Il termine «nobile» deriva dal fattoche tutti questi gas sembrano stare indisparte rispetto agli altri elementi, in-teragendo raramente con essi per for-mare composti. Di conseguenza, alcunichimici proposero che i gas nobili nonappartenessero neppure al sistema pe-riodico. Questi elementi non erano statiprevisti né da Mendeleev né da altri, esolo dopo sei anni di intensi studi siriuscì finalmente a trovar loro un posto.Nella nuova organizzazione, si introdu-ceva una colonna aggiuntiva fra gli alo-geni (fluoro, cloro, bromo, iodio e asta-to) e i metalli alcalini (litio, sodio, po-tassio, rubidio, cesio e francio).

Un secondo punto controverso eral'ordinamento esatto degli elementi. Laprima tavola di Mendeleev posizionavagli elementi in base al peso atomico,ma nel 1913 l'olandese Anton van denBroek, fisico teorico dilettante, proposeche il principio ordinatore del sistemaperiodico fosse invece la carica nuclea-re di ciascun atomo. Henry Moseley, fi-sico dell'Università di Manchester, mi-se alla prova questa ipotesi sempre nel1913, poco prima di morire tragica-mente nella prima guerra mondiale.

Moseley iniziò ricavando lo spettronei raggi X di 12 elementi, 10 dei qualioccupavano posizioni consecutive nelsistema periodico, e scoprì che le fre-quenze delle cosiddette linee K nellospettro di ciascun elemento erano diret-tamente proporzionali al quadrato del-l'intero che rappresentava la posizionedi ogni elemento successivo nella tavo-la. Come affermò Moseley, era la provache «nell'atomo esiste una quantitàfondamentale, che aumenta regolar-mente nel passare da un elemento al-l'altro». Questa quantità fondamentale,chiamata per la prima volta numeroatomico nel 1920 da Ernest Rutherford,allora all'Università di Cambridge, èoggi definita come il numero di protonipresenti nel nucleo.

Il lavoro di Moseley fornì un metodoche poteva essere sfruttato per determi-nare esattamente quanti spazi vuoti ri-manevano nel sistema periodico. Dopoquesta scoperta, i chimici adottarono ilnumero atomico - anziché il peso ato-

96 LE SCIENZE n. 363, novembre 1998

LE SCIENZE n. 363, novembre 1998 97

K Ca

—

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb

I

Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Td Dy Ho Er Tm

—

Yb Lu

—

Hf Ta W Re

—

Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt lio • 111 1 112* 113t iiat list 116t 1171' 1181.

La rappresentazione piramidale del sistema periodico inettein evidenza la simmetria della legge periodica, soprattuttoper quanto attiene alla lunghezza dei periodi successivi. Quel-la illustrata è una forma modificata della tavola recentemen-te proposta da William B. Jensen dell'Università di Cincin-

nati. Le linee continue spesse ind'cano elementi con la stessaconfigurazione elettronica esterna; le linee continue sottilimostrano quali elementi appartengano agli stessi gruppi; lelinee tratteggiate evidenziano relazioni secondarie nelle pro-prietà chimiche.

mico - come principio ordinatore fon-damentale del sistema periodico. Que-sto cambiamento risolse molti dei pro-blemi ancora in sospeso nella disposi-zione degli elementi. Per esempio,quando si posizionavano lo iodio e iltellurio in ordine di peso atomico (cioècon lo iodio per primo), i due elementifinivano in posizioni che non rispec-chiavano il loro comportamento chimi-co. Ordinandoli per numero atomico(con il tellurio per primo) essi assume-vano posizioni corrette.

Comprendere l'atomoIl sistema periodico fornì ispirazione

non solo ai chimici, ma anche ai fisiciche cercavano di comprendere la strut-tura dell'atomo. Nel 1904, lavorando aCambridge, Joseph John Thomson (chenel 1897 era stato protagonista dellascoperta dell'elettrone) mise a punto unmodello di atomo che dipendeva forte-mente dalla periodicità degli elementi.Egli propose che gli atomi di un parti-colare elemento contenessero uno spe-cifico numero di elettroni disposti in a-nelli concentrici. Inoltre, secondo Thom-son, gli elementi dotati di configurazio-ni elettroniche simili avrebbero avutoproprietà analoghe; il suo lavoro forni-va perciò la prima spiegazione fisicadella periodicità degli elementi. Sebbe-ne Thomson immaginasse che le orbiteelettroniche si trovassero nell'internodel corpo dell'atomo, anziché intornoal nucleo come si ritiene oggi, il suomodello rappresenta la prima occasionein cui venne affrontato il problema del-la disposizione degli elettroni nell'ato-

• Questi elementi sono statiscoperti, ma non hanno an-cora un nome ufficiale.

t Questi elementi non sonoancora stati scoperti.

mo, un concetto che è alla base di tuttala chimica moderna.

Il fisico danese Niels Bohr, il primoad applicare un modello quantizzato al-la struttura dell'atomo, fu anch'egli i-spirato dalla disposizione degli elemen-ti nel sistema periodico. Nel modelloatomico di Bohr, messo a punto nel1913, gli elettroni popolano una seriedi gusci concentrici che circondano ilnucleo. Bohr ipotizzò che gli elementidello stesso gruppo del sistema periodi-co potessero avere configurazioni elet-troniche identiche nel loro guscio piùesterno e che le proprietà chimiche diun elemento dipendessero in gran partedalla disposizione degli elettroni nelguscio atomico esterno degli atomi.

Il modello atomico di Bohr riuscivaanche a spiegare il motivo della scarsareattività dei gas nobili: questi possie-dono infatti un guscio elettronico ester-no completo, che li rende insolitamentestabili e riluttanti a formare composti.In effetti, la maggior parte degli altrielementi si unisce in composti perchéin questo modo può completare la pro-pria configurazione elettronica.

Recenti analisi su come Bohr ap-prodò alla sua teoria atomica fanno ri-tenere che egli pensasse «da chimico»più di quanto non si sia generalmenteimmaginato. Bohr non derivò le confi-gurazioni elettroniche dalle sue orbitequantizzate, ma le ottenne a partire dal-le proprietà chimiche e spettroscopichenote degli elementi.

Nel 1924 un altro fisico, l'austriacoWolfgang Pauli, cercò di spiegare lalunghezza di ciascuna riga - o periodo -del sistema. Il risultato del suo lavoro

fu il cosiddetto principio di esclusionedi Pauli, il quale stabilisce che due elet-troni non possono esistere in un identi-co stato quantico (definito da un insie-me di valori che prendono il nome dinumeri quantici). Le lunghezze dei di-versi periodi del sistema sono dettateda dati, ottenuti sperimentalmente, sul-l'ordine di riempimento dei gusci elet-tronici e da restrizioni quantomeccani-che sui quattro numeri quantici che glielettroni possono adottare.

Le innovazioni alla teoria quantisticadell'atomo introdotte da Werner Heisen-berg e da Erwin SchrOdinger a metà de-gli anni venti portarono la meccanicaquantistica essenzialmente alla sua for-ma attuale. Ma l'influenza di questi cam-biamenti sul sistema periodico è stataminima. Nonostante gli sforzi di fisici echimici, la meccanica quantistica non èstata in grado di chiarire ulteriormente ilsistema periodico: per esempio, non puòspiegare a partire da princìpi primi l'or-dine in cui gli elettroni riempiono i di-versi gusci disponibili. Le configurazionielettroniche degli atomi, su cui si basa lanostra conoscenza del sistema periodico,non possono essere ricavate esattamenteper mezzo della meccanica quantistica.Prima di tutto perché l'equazione quan-tistica fondamentale, ossia l'equazionedi SchrOdinger, può essere risolta esat-tamente solo per l'atomo di idrogeno; insecondo luogo, anche con le approssi-mazioni normalmente usate in chimicaquantistica, nessuno è ancora riuscito ariprodurre in modo corretto l'ordine diriempimento dei livelli atomici. Di con-seguenza, si può dire al più che la mec-canica quantistica riproduce la scoperta

di Mendeleev mediante l'approssima-zione matematica, ma non che può pre-vedere il sistema periodico.

Variazioni sul tema

In epoche più recenti, sono stati pro-posti approcci diversi alla presentazionedel sistema periodico. Per esempio, Fer-nando Dufour, già professore di chimicaal Collège Ahuntsic di Montreal, haescogitato una tavola periodica tridimen-sionale, che mette in evidenza la fonda-mentale simmetria della legge periodica,la quale non è ben apprezzabile nelleversioni bidimensionali comunemente inuso. Lo stesso pregio caratterizza ancheuna forma piramidale di tavola periodi-ca, proposta in molte occasioni, ma per-fezionata ultimamente da William B.Jensen dell'Università di Cincinnati (siveda l'illustrazione in questa pagina).

Un'altra innovazione è stata l'inven-zione di sistemi periodici il cui scopoera quello di riassumere le proprietà dicomposti anziché quelle degli elementi.Nel 1980 Ray Hefferlin della SouthernAdventist University di Collegedale,nel Tennessee, ideò un sistema periodi-co includente tutte le molecole biatomi-che che possono essere formate con iprimi 118 elementi (anche se in realtàfinora ne sono stati scoperti 112).

Lo schema di Hefferlin rivela che cer-te proprietà delle molecole - come la di-stanza interatomica e l'energia di ioniz-zazione - seguono andamenti regolari.Questo tipo di sistema periodico ha per-messo di prevedere con successo le pro-prietà di talune molecole biatomiche.

Analogamente, Jerry R. Dias dell'U-

LiBeBCNOFNe

Na Mg Al Si P S CI Ar

niversità del Missouri a Kansas City haideato una classificazione periodica diuna famiglia di molecole organiche, gliidrocarburi aromatici polinucleari, dicui l'esempio più semplice è il naftale-ne (C 101-18), il costituente della comunenaftalina. Il sistema di classificazionedi Dias è analogo alle triadi di elementidi DObereiner: la molecola centrale diuna triade ha un numero totale di atomidi carbonio e di idrogeno che è la me-dia di quelli delle molecole che la fian-cheggiano, in entrambe le direzioniperpendicolari. Questo schema è statoapplicato a uno studio sistematico delleproprietà di questa classe di idrocarburiaromatici e, con l'ausilio della teoria

* Questi elementi sono stati scoperti, manon hanno ancora un nome ufficiale.

t Questi elementi non sono ancora statiscoperti.

dei grafi, ha permesso di prevedere lastabilità e la reattività di alcuni di essi.

Tuttavia, è ancora il sistema periodicodegli elementi ad avere l'influenza piùampia e duratura. Dopo un'evoluzionedurata oltre 200 anni e conseguita grazieal lavoro di molti scienziati, il sistemaperiodico rimane al centro dello studiodella chimica. Esso deve essere conside-rato una delle idee più fruttuose dellascienza moderna, paragonabile forse allateoria dell'evoluzione di Charles Dar-win. Al contrario di teorie come la mec-canica newtoniana, non è stato falsificatoo rivoluzionato dalla fisica moderna, masi è adattato e ha raggiunto la maturità ri-manendo essenzialmente intatto.1

HLa versione più conosciuta del sistema periodico - qui rafligu-rata - è esposta pressoché in tutte le aule e i laboratori di chi-mica del mondo. Essa ha il vantaggio di mostrare chiaramen-te, nelle colonne verticali, i gruppi di elementi che hanno pro-prietà simili, ma non è particolarmente simmetrica. II diffe-renti colori della tabella indicano elementi con lo stesso tipo diconfigurazione elettronica nei gusci più esterni.)

2He

3Li

4Be

5B

6C

7N

8OF

9 10Ne

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17CI

18Ar

19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

55Cs

56Ba

71Lu

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81TI

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

87Fr

88Ra

103Lr

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109

Mt

110* 111* 112* 1131- 114t 115t 116t 117t 118t

57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Td

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

7Yb

89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

10No

ERIC R. SCERRI ha studiato chimica nelle Università di Londra, Cambridge eSouthampton e si è poi laureato in storia e filosofia della scienza presso il King'sCollege di Londra. Trasferitosi negli Stati Uniti, ha lavorato al California Instituteof Technology e, più recentemente, ha insegnato chimica alla Bradley University diPeoria, nell'Illinois. I suoi interessi di ricerca si concentrano sulla storia e sulla filo-sofia della chimica; inoltre è direttore della rivista interdisciplinare «Foundations ofChemistry» (http://www.cco.caltech.eduP-scerri/) . Il suo indirizzo E-mail è: scer-ri@bradley.edu .

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pp. 546-553, novembre-dicembre 1997.Per chiedere informazioni sul sistema periodico tridimensionale di Fernando

Dufour, l'indirizzo E-mail è ferndu@aei.ca .

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