La struttura della materia

Conoscere...
•l’atomo e le particelle
subatomiche
• i principali modelli atomici
•il significato di notazione
atomica
• il significato di
configurazione elettronica
completa ed esterna
•l’importanza della tavola
periodica degli elementi
• le principali proprietà
periodiche degli elementi
Essere in grado di...
•definire l’atomo e le
particelle atomiche
• descrivere l’evoluzione
del modello atomico
•riconoscere l’atomo
dato il suo numero
atomico
• scrivere la notazione
atomica di un elemento
• determinare il numero di
particelle subatomiche
dalla notazione atomica
• ricavare dalla tavola
periodica le configurazioni
elettroniche complete ed
esterne
• dedurre dalla tavola
periodica le variazioni
delle proprietà
periodiche
unità
1
2
3
4
costanti
calcolatrice
c2 La struttura atomica moderna
La luce: onde di energia radiante
La luce: quanti di energia
Il modello atomico di Bohr
Il modello atomico a strati
La configurazione elettronica
La natura ondulatoria degli elettroni
Il modello quantomeccanico
La sequenza di riempimento degli orbitali
unità
1
2
3
4
c1 All’interno dell’atomo
Le particelle subatomiche
I primi modelli atomici
Il nucleo atomico
La radioattività
unità
1
2
3
4
5
6
7
8
glossario
La struttura
della materia
tavola periodica
Obiettivi
del modulo
c
x÷
–+
indice
modulo
i g t c
c3 La tavola periodica
La tavola di Mendeleev e la scoperta della periodicità
La tavola periodica moderna
L’energia di ionizzazione e i livelli energetici
Le proprietà periodiche
NEL LIBRO DIGITALE
Approfondimenti
• Gli esperimenti di Thomson
• Gli esperimenti di Goldstein
• Gli esperimenti di Chadwick
•Q
uando la radioattività incontra
la medicina
• L’energia nucleare
• L’effetto fotoelettrico
• Il riempimento degli orbitali
Videoesperienze filmate
• E ffetti della fiamma ossidante
Esperimenti virtuali
• Modelli atomici ed esperienza
di Rutherford
Sintesi, test e verifiche interattive
Password to chemistry
…e in più sul web
Esperienze guidate
• Saggi alla fiamma
• Determinazione della lunghezza
del legame C–C
modulo
c
La struttura della materia
i g t c
x÷
–+
Prima di affrontare lo studio di questo modulo, verifica di...
Conoscere e saper utilizzare i multipli e sottomultipli delle unità di misura
1.
Associa ciascuno dei seguenti multipli e sottomultipli al corrispondente prefisso:
a. micro-
b. milli-
c. nano-
d. deci-
2.
Completa le seguenti equivalenze:
1. 10-1
2. 10-3
3. 10-6
4. 10-9
a. 2163 Å = ……................……….. m
b. 327,11 cm = ……................………. m
c. 9,83 · 10-12 m = ……................……….. nm
d. 0,154 cm = ……................……….. Å
e. 15 mm = ……................……….. nm
f. 60 µm = ……................……….. Å
Conoscere l’energia e le sue unità di misura
3.
4.
5.
6.
Qual è l’unita di misura dell’energia nel SI? .......................................................................................................................
Quali sono le due principali forme di energia? ................................................................................................................
A quanti J corrispondono 500 cal? ...........................................................................................................................................
Calcola le calorie fornite da 50 g di biscotti il cui valore energetico è 2049 kJ/100g ...........................
..........................................................................................................................................................................................................................
Sapere che cos’è la massa atomica relativa
7.
8.
Qual è il campione di riferimento usato per le masse atomiche? .........................................................................
a. Br2O ....................................................................................... c. Br2O5 .............................................................................................
b. Br2O3 ....................................................................................... d. Br2O7 .............................................................................................
9.
Calcola la massa molecolare di:
a. CaCl2
b. Al(OH)3 . ....................................................................................................................................................................................................
Sapendo che la massa atomica del bromo, Br, è 80 u e quella dell’ossigeno,O, è 16 u, calcola la
massa molecolare dei seguenti composti:
.........................................................................................................................................................................................................
Saper esprimere i numeri in notazione esponenziale
10. Esprimi in notazione esponenziale i seguenti numeri:
a. 0,000045
b. 6020000000 ........................................................................................................................................................................................
a. 5,04 · 107
. ......................................................................................................................................................................................
b. 1,6 · 10-8
. ......................................................................................................................................................................................
.
a. 32 000 000 : 0,00042 =
b. 3 · 10-4 + 2 · 10-5 = c. 7,2 · 10-8 – 1,5 · 10-9 =
...........................................................................................................................................................................................
11. Esprimi le seguenti notazioni esponenziali nei corrispondenti numeri:
12. Esegui i seguenti calcoli utilizzando la notazione esponenziale:
............................................................................................................................................................
............................................................................................................................................................
..............................................................................................................................................................
i g t c
unità c1
obiettivo
Scoprire che l’atomo non è
indivisibile, ma è un’entità
costituita da tre particelle
subatomiche
x÷
–+
All’interno
dell’atomo
1 Le particelle subatomiche
Già dal VI secolo a.C. i Greci avevano scoperto che gli oggetti di ambra, se strofinati con un panno di lana, si elettrizzano e acquistano la capacità di attrarre corpi
molto leggeri, come pagliuzze o pezzetti di carta. Ancora oggi, per descrivere questi fenomeni, utilizziamo il temine elettricità, dal greco elektron che significa ambra.
Non tutti i materiali però si elettrizzano allo stesso modo: l’ambra e il vetro, per
esempio, una volta elettrizzati, si comportano in maniera differente in quanto uno
attira i materiali respinti dall’altra. Ciò lascia supporre che esistono due differenti
tipi di elettricità. Per convenzione, viene chiamata elettricità negativa, indicata
con il segno meno (–), quella che può essere assunta dall’ambra e da altri materiali
resinosi; chiamiamo invece elettricità positiva, indicata col segno più (+), quella assunta dal vetro e da altri materiali di natura vetrosa.
Questi fenomeni possono essere spiegati solo ammettendo che la materia possiede delle unità elementari, le cariche elettriche, in grado di essere trasferite da un
oggetto a un altro. Dal momento che sono stati evidenziati due tipi di elettricità
(positiva e negativa), bisogna dedurre che anche le cariche elettriche devono essere di due tipi: cariche positive e cariche negative.
Studiando più a fondo i fenomeni elettrostatici, si è potuto stabilire inoltre che due
corpi carichi di elettricità di segno opposto si attraggono, mentre due corpi carichi
di elettricità di segno uguale si respingono. Da ciò possiamo dedurre che:
Fig. 1 Una bacchetta di vetro,
elettrizzata positivamente,
attrae a sé piccoli pezzi di carta.
cariche elettriche dello stesso segno si respingono; cariche
elettriche di segno opposto si attraggono.
Questi fenomeni e altri ancora, come per esempio la conducibilità
elettrica dei metalli, indussero gli scienziati ad avere seri dubbi sul
fatto che l’atomo fosse realmente la particella più elementare della
materia, e cominciarono a chiedersi se al suo interno non esistessero
particelle ancora più piccole.
Attraverso gli esperimenti condotti nel 1897 da J. Thomson, che per
primo scoprì i raggi catodici e quelli di Goldstein, che per primo
scoprì i raggi anodici, è stato possibile dimostrare l’esistenza di due
tipi di particelle elementari di natura elettrica, l’elettrone e il protone, che sono contenute all’interno dell’atomo e vengono pertanto
chiamate particelle subatomiche.
72
modulo
c
La struttura della materia
i g t c
x÷
–+
Più tardi, nel 1932, Chadwick, con un geniale esperimento, scoprì l’esistenza di
un altro tipo di particelle subatomiche che, essendo prive di carica, vennero chiamate neutroni.
Gli esperimenti di Thomson, di Goldstein e di Chadwick portarono non solo alla
scoperta dell’esistenza delle tre particelle subatomiche, ma permisero anche di
conoscerne le proprietà. Pertanto si può dire che l’atomo non è più la particella
ultima di cui è costituita la materia, in quanto, a sua volta, è formato da tre particelle elementari: l’elettrone, il protone e il neutrone.
L’elettrone
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alla scheda sugli
esperimenti di Thomson
L’elettrone ha una massa di 9,1 · 10–31 kg e una carica elettrica di –1,6 · 10–19 C,
come determinato da Millikan con un ingegnoso esperimento. Tale particella, alla
quale per convenzione è stato attribuito il valore di carica elettrica -1, viene identificata con il simbolo e-.
Gli elettroni, e-, sono le più piccole particelle con carica elettrica
negativa presenti negli atomi.
Scoperti da Thomson, gli elettroni sono le particelle più importanti in quanto da
essi dipendono tutte le proprietà chimiche degli elementi.
Il protone
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alla scheda sugli
esperimenti di Goldstein
Il protone ha una massa di 1,67 · 10–27 kg che, come ricorderai, corrisponde alla
massa di 1 u e risulta 1836 volte più grande di quella dell’elettrone.
La sua carica elettrica, determinata da Wien, corrisponde a quella dell’elettrone,
ma è di segno opposto. A questa particella quindi, identificata con il simbolo p+,
per convenzione viene attribuito il valore di carica elettrica +1.
I protoni, p+, sono le più piccole particelle con carica elettrica
positiva presenti negli atomi.
I protoni, come gli elettroni, sono tra loro identici, indipendentemente dall’atomo
di appartenenza, e sono numericamente uguali agli elettroni; pertanto l’atomo, e
di conseguenza la materia tutta, risulta elettricamente neutro.
Il neutrone
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alla scheda sugli
esperimenti di Chadwick
Il neutrone, scoperto da Chadwick, è la terza particella elementare presente
nell’atomo; in accordo con il suo nome, è privo di carica elettrica, ma ha una
massa di 1,67 · 10–27 kg, uguale a quella del protone e quindi corrispondente a 1 u.
Esso è identificato con il simbolo n0.
I neutroni, n0, sono particelle con massa uguale a quella dei protoni,
ma privi di carica, presenti negli atomi.
Anche i neutroni, come le altre particelle subatomiche, sono tutti uguali tra loro
qualunque sia l’atomo di appartenenza.
Nella tabella che segue sono raccolte le caratteristiche fondamentali delle tre particelle subatomiche.
Tab. 1 Particelle subatomiche
Particella
Simbolo
subatomica
elettrone
protone
neutrone
e–
p+
n0
Carica
relativa
Massa
relativa
Posizione
relativa
–1
+1
0
1/1836
1
1
intorno al nucleo
nel nucleo
nel nucleo
i g t c
unità c1 All’interno dell’atomo
x÷
–+
I costituenti dell’atomo
Dal momento che gli atomi di tutti gli elementi sono costituiti dalle stesse particelle elementari (elettroni, protoni e neutroni), l’atomo di un elemento si distingue
da quello di un altro non per la natura delle sue particelle, ma soltanto per il loro
numero. Pertanto, riepilogando, possiamo affermare che:
l’atomo può essere considerato come la più piccola entità di un
elemento di cui conserva le caratteristiche chimiche, che dipendono
soltanto dal numero di elettroni e protoni in esso contenuti.
Clicca qui per eseguire
il test interattivo
STOP test di controllo
Completa le frasi inserendo le parole
mancanti.
Scegli il completamento corretto tra quelli
proposti.
1. I protoni sono le più
3. L’atomo è elettricamente neutro in quanto il numero di
particelle con
…….......................…..
carica elettrica …….......................….. presenti negli atomi.
2. Il neutrone ha massa uguale a quella del ....................…..,
che corrisponde alla massa relativa di ……...................…...
obiettivo
Mettere a confronto
i primi modelli atomici
cogliendone la loro
evoluzione storica
protoni in esso presenti è uguale...
a al numero dei neutroni
b al numero degli elettroni
c alla somma degli elettroni e dei neutroni
2 I primi modelli atomici
L’indivisibilità dell’atomo daltoniano non poté più essere accettata dopo la scoperta delle particelle subatomiche. Si pose quindi il problema di trovare un nuovo
modello atomico che tenesse conto dell’esistenza di tali particelle.
+
+
–
–
+
–
–
+
+
+
–
+
+
–
Fig. 2 Il modello atomico
di Thomson.
–
elettroni
Nel 1903 J. Thomson propose un modello che
dava dell’atomo l’immagine di una sfera omogenea carica positivamente, all’interno della quale
si trovano gli elettroni, come “l’uvetta all’interno del panettone”, senza una disposizione spaziale definita. Il modello di Thomson comunque non resse a lungo, ma fu messo in crisi dagli
esperimenti che un suo allievo, E. Rutherford,
condusse a Cambridge, dove il neozelandese
Thomson lavorò tra il 1909 e il 1911.
Gli esperimenti di Rutherford riguardavano in particolare lo studio della radioattività e per questo suo lavoro, nel 1908, ricevette il premio Nobel. Egli riuscì a
dimostrare che le radiazioni emesse dal polonio (un elemento radioattivo), chiamate raggi α, contenevano particelle positive identiche a quelle dell’atomo di elio
privato dei suoi elettroni.
In seguito a tali scoperte Rutherford mise a punto un famoso esperimento col
quale sconfessò l’atomo di Thomson.
particelle α
+
+
–
+
Fig. 3 Ecco che cosa si
aspettava Rutherford in accordo
con il modello atomico di
Thomson.
–
–
+
–
–
+
+
+
–
+
–
L’esperimento consisteva nel bombardare con
raggi α un sottile foglio d’oro, osservando su uno
schermo fluorescente gli effetti che tali radiazioni producevano dopo averlo attraversato. Così
come si aspettava, Rutherford osservò che le particelle α, per la maggior parte, passavano indisturbate attraverso la lamina d’oro e ciò era in
accordo con il modello proposto da Thomson.
73
modulo
74
Clicca qui per eseguire
l’esperimento virtuale
Modelli atomici ed
esperienza di Rutherford
c
+
+
–
rivelatore in
movimento
–
+
+
+
+
–
+
Fig. 4 L’esperimento ideato
da Rutherford.
+
–
–
+
+
particelle
leggermente
deviate
raggio di
particelle α
particelle α
+
–
+
–
–
x÷
–+
Alcuni anni più tardi però Geiger, un brillante allievo di Rutherford, ripeté questo
esperimento con una metodica più raffinata, che gli permise di osservare che alcune particelle α venivano deviate, altre addirittura rimbalzate indietro.
sorgente di
particelle α
particelle α
i g t c
La struttura della materia
–
–
+ gran parte
+
– delle particelle α
non viene
deviata
+
–
particelle non
deviate
+
particelle
fortemente
–deviate
+
+
–
+
+
alcune particelle
α vengono
leggermente
deviate
+
+
alcune particelle
α vengono
fortemente
deviate
Questo risultato stupì notevolmente il suo maestro Rutherford, che considerò
tale fenomeno il più sorprendente della sua vita, commentandolo con queste
parole: “È stato l’evento più incredibile che mi sia mai capitato. È come se sparaste un proiettile da quindici pollici contro un foglio di carta e questo rimbalzasse
indietro
nucleoa colpirvi”.
In seguito a questi esperimenti il modello di Thomson non era più soddisfacente,
pertanto Rutherford ne propose un altro che fosse in accordo con i nuovi fenoatomo nucleare
meni osservati.
Egli immaginò l’atomo come uno spazio vuoto con gli elettroni che si muovono
Fig. 5 Ecco che cosa avviene
in accordo con il modello atomico al suo interno. Solo così, infatti, si poteva giustificare il fatto che la maggior parte
(nucleare) di Rutherford.
delle particelle α attraversavano indisturbate la lamina d’oro.
nucleo
Al
centro, invece, immaginò che vi fosse una porzione di spazio infinitamente piccoprotoni
la
rispetto
allediametro
dimensioni
dell’atomo, il nucleo atomico, che conteneva i protoni.
neutroni
atomo
atomo
nucleare
-8 cm
10
elettroni
In tal modo si giustificava il motivo per cui solo le particelle positive α che passavano
in prossimità del nucleo positivo venivano deviate per effetto della repulsione, mennucleo
tre quelle chediametro
lo10centravano
venivano addirittura rimbalzate indietro.
-13 cm
elettroniSecondo il modello atomico di Rutherford (Fig. 6), si può affermare che:
nucleo
atomo nucleare
nucleo
protoni
neutroni
elettroni
Fig. 6 Il modello atomico di
Rutherford.
elettroni
diametro atomo
10-8 cm
diametro nucleo
10-13 cm
atomo nucleare
l’atomo è costituito da un nucleo centrale dove si concentrano tutta la carica
positiva e la massa;
gli elettroni, molto più leggeri dei protoni, occupano lo spazio vuoto attorno
al nucleo, ruotando attorno ad esso come i pianeti attorno al Sole;
il diametro dell’atomo calcolato da Rutherford è 1 · 10–8 cm, mentre quello del
nucleo, centomila volte più piccolo, è 1 · 10–13 cm.
i g t c
unità c1 All’interno dell’atomo
x÷
–+
Inoltre Rutherford, per giustificare l’eccessiva densità nel nucleo, ipotizzò che,
assieme ai protoni, esso dovesse contenere anche delle particelle neutre. Venti
anni dopo infatti, nel 1932, J. Chadwick, un suo studente, scoprì tali particelle, i
neutroni, e, per questo motivo, anch’egli fu insignito del premio Nobel.
STOP test di controllo
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il test interattivo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
1. Il modello atomico nucleare è stato introdotto
V F
da Rutherford.
2. Protoni ed elettroni sono uniformemente
V F
distribuiti nell’atomo di Thomson.
obiettivo
Saper rappresentare con
la notazione atomica i vari
isotopi di un elemento
3. Nel nucleo atomico si concentrano tutta
la carica negativa e la massa.
4. Nel modello dell’atomo di Rutherford
gli elettroni ruotano attorno al nucleo.
V F
V F
3 Il nucleo atomico
Dal momento che gli elettroni, i protoni e i neutroni sono tutti uguali indipendentemente dall’atomo di appartenenza, che cosa distingue l’atomo di un elemento
da quello di un altro?
L’identità di ogni atomo va proprio ricercata nel nucleo e dipende dal numero
di particelle in esso contenute. Ogni elemento, infatti, possiede nel suo nucleo un
caratteristico numero di protoni. Questo numero è chiamato numero atomico,
indicato con il simbolo Z, e costituisce il “numero di identificazione” di un atomo.
Ciascuna specie atomica è caratterizzata da un numero di
identificazione, chiamato numero atomico dell’elemento e indicato con
la lettera Z, che esprime il numero di protoni contenuti nel suo nucleo.
Dal momento che l’atomo è neutro, Z corrisponde anche al numero di elettroni
in esso presenti.
Oltre ai protoni, nel nucleo sono presenti anche i neutroni che, come si è detto,
hanno massa uguale a quella dei protoni; il numero totale di protoni e neutroni
costituisce il numero di massa, indicato con la lettera A.
Il numero di massa A è il numero totale di protoni e neutroni
presenti nel nucleo di un atomo.
Per rappresentare in maniera immediata l’atomo di un qualsiasi elemento E si utilizza la notazione atomica che riporta alla sinistra del simbolo dell’elemento il
numero di massa A e il numero atomico Z, rispettivamente posti ad apice e a pedice.
numero di massa (p+ e n0)
A
Z
numero atomico (p+)
E
simbolo dell'elemento
Segui l’esempio
Calcola il numero di protoni, elettroni e neutroni presenti nell’atomo di cloro rappresentato
dalla notazione 37
17 Cl.
– Il numero in alto indica il numero di massa:
A = 37
– Il numero a pedice indica il numero atomico:
Z = 17. Tale numero corrisponde
al numero di protoni e quindi di elettroni.
– Dalla differenza A – Z possiamo allora
calcolare il numero di neutroni:
numero
Numero neutroni = A – Z = 37 – 17 = 20
dimassa
Pertanto l’atomo possiede 17 protoni,
E
A
17 elettroni
e 20 neutroni.
Z
numero
atomico
Applica
Calcola simbolo
il numero di neutroni contenuti nei sedell'elemento
14 C
26 Si
15 O
guenti
atomi: 32
15 P
6
14
8
75
c
modulo
76
i g t c
La struttura della materia
Gli isotopi
x÷
–+
o
o
In natura soltanto venti elementi presentano
1 H atomi
1 Dcon un numero fisso
1 H di neu1T
troni nel nucleo; tutti gli altri, invece, presentano atomi con un numero di neutroni variabile. Pertanto è possibile avere atomi dello stesso elemento con lo stesso
numero atomico Z, ma con differente numero di massa A.
Tali elementi vengono chiamati isotopi.
2
2
3
3
Gli isotopi di uno stesso elemento sono atomi che hanno lo stesso
numero di protoni e di elettroni, ma diverso numero di neutroni.
L’idrogeno, per esempio, per il 99,9% è costituito da atomi contenenti un protone
e nessun neutrone.
Esso pertanto avrà Z = 1 e A = 1. Il restante 0,1% dell’idrogeno presente in natura è costituito da due suoi isotopi, il deuterio e il tritio.
Il deuterio è costituito da atomi che hanno un nucleo contenente un protone e un
neutrone (Z = 1; A = 2), mentre il tritio, nel nucleo dei suoi atomi, contiene un
protone e due neutroni (Z = 1; A = 3).
neutrone
protone
1
1H
2
1H
idrogeno
Fig. 7 Rappresentazione
degli isotopi dell’idrogeno.
oppure
2
1D
3
1H
deuterio
oppure
3
1T
tritio
Gli isotopi di uno stesso elemento posseggono lo stesso numero atomico e quindi
lo stesso numero di protoni ed elettroni. Le loro proprietà chimiche sono quindi
identiche, e per questo motivo sono rappresentati dallo stesso simbolo. Possono
però differire per le loro proprietà fisiche.
L’esistenza degli isotopi giustifica il motivo per cui gran parte degli elementi hanno massa atomica espressa da numeri decimali, mentre il numero di massa di un
isotopo è espresso da numeri interi. Poiché gli elementi contengono una miscela
di vari isotopi in percentuali ben determinate e costanti, la massa atomica viene
determinata come media ponderale dei numeri di massa degli isotopi presenti.
In natura, per esempio, qualunque campione di cloro contiene il 75% dell’isotopo
35 e il 25% dell’isotopo 37.
35
17
Cl
37
17
Cl
La massa atomica relativa è pertanto 35,5 così come risulta dal calcolo della media
ponderale:
massa atomica relativa = 35u · 0,75 + 37u · 0,25 = 35,5u
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STOP test di controllo
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mancanti.
Scegli il completamento corretto tra quelli
proposti.
1. Il numero atomico indica il numero di
3. Gli isotopi di uno stesso elemento hanno diverso numero...
……..................…..
a di massa
b di protoni
c di elettroni
presenti nell’atomo di un elemento e si indica con la
lettera …….......................…...
4. Il deuterio rispetto all’idrogeno possiede in più...
2. Il numero di massa è il numero totale di ……...............…..
e di
…….......................…..
presenti nel nucleo e si indica
con la lettera …….......................…...
a un elettrone
b un protone
c un neutrone
5. Gli isotopi hanno proprietà chimiche...
a uguali
b simili
c diverse
unità c1 All’interno dell’atomo
i g t c
x÷
–+
obiettivo
4 La radioattività
Conoscere le proprietà
del nucleo e il fenomeno
della radioattività
La stabilità di un atomo è legata alla stabilità del suo nucleo. In un nucleo, infatti,
debbono coesistere a distanza molto ravvicinata particelle cariche positivamente, i
protoni, che tenderebbero a respingersi.
Spetta alle particelle neutre, i neutroni, il compito di assicurare la stabilità del nucleo
atomico inserendosi tra i protoni, in maniera da “annullare” le forze repulsive tra
cariche elettriche dello stesso segno.
Da ciò consegue che quanto maggiore è il numero dei protoni, tanto maggiore dovrebbe essere il numero dei neutroni necessari alla stabilità del nucleo.
Esiste infatti un rapporto ottimale neutroni/protoni che conferisce al nucleo la massima stabilità. Quando tale rapporto è molto elevato, il nucleo diventa instabile e
tende a stabilizzarsi mediante l’espulsione di alcuni suoi frammenti sotto forma di
radiazioni.
Clicca qui per accedere
alla scheda
Quando la radioattività
incontra la medicina
Emettendo radiazioni, però, il nucleo dell’elemento instabile si trasforma in quello
di un altro elemento più stabile; se il nucleo formatosi risulta a sua volta instabile,
esso emetterà altre radiazioni e così via fino ad arrivare alla formazione di un nucleo stabile. Tale fenomeno viene denominato decadimento radioattivo.
Le trasformazioni nucleari
Studiando il comportamento degli elementi radioattivi in presenza di un campo
elettrico sono stati messi in evidenza tre tipi di emissioni:
le radiazioni a: hanno carica positiva. Sono costituite da nuclei di elio (He++):
sono quindi formate da due protoni e due neutroni e hanno massa pari a 4u. A
causa della loro massa, le particelle α non sono penetranti e quindi sono poco
pericolose;
le radiazioni b: hanno carica negativa. Si tratta di elettroni emessi da neutroni
che si trasformano in protoni. Poiché la loro massa è molto piccola, riescono a
penetrare attraverso la pelle, ma possono essere fermate da sottili strati metallici;
le radiazioni g: sono prive di carica e di massa. Sono radiazioni elettromagnetiche con elevata energia e molto penetranti, che possono essere bloccate solo
da pareti di spessore elevato.
alluminio piombo calcestruzzo
β
+
Fig. 8 a) Ecco come vengono
deviate le radiazioni α e β in
vicinanza di un campo elettrico.
b) Potere penetrante delle
radiazioni su diversi tipi di
materiali.
sorgente
radioattiva
-
γ
α
radiazioni
alfa
radiazioni
beta
radiazioni
gamma
neutroni
a)
Il tempo di decadimento
b)
Il tempo che impiega un nucleo instabile a trasformarsi in un nucleo stabile viene
detto tempo di decadimento, ma ciò non può essere considerato una grandezza
caratteristica di ciascuna sostanza radioattiva.
77
78
modulo
c
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
Invece, il tempo impiegato dalla metà di una quantità qualsiasi di nuclei radioattivi per trasformarsi in nuclei più stabili è sempre costante qualunque siano la
massa iniziale e la temperatura, come si vede nel grafico in Figura 9.
Tale grandezza, denominata tempo di dimezzamento o periodo di semitrasformazione, è una proprietà caratteristica di ogni specie radioattiva.
No
Numero di nuclei
radioattivi
No
/2
No
/4
No
/8
Fig. 9 Con t1/2 è indicato il
tempo impiegato per dimezzare
progressivamente una quantità di
nuclei radioattivi.
Clicca qui per accedere
alla scheda sull’energia
nucleare
2t 1
t1
/2
/2
3t 1
4t 1
/2
tempo
/2
Esistono isotopi radioattivi che hanno un tempo di dimezzamento dell’ordine di
miliardi di anni e che esistono, quindi, fin dall’origine dell’universo. Ve ne sono altri,
invece, che hanno un tempo di dimezzamento molto più breve, dell’ordine di anni,
giorni o addirittura secondi. Si può ammettere che questi ultimi “discendano” dal
decadimento dei primi, i quali possono essere considerati i loro “capostipiti”.
Gli elementi capostipiti e quelli da essi generati costituiscono le cosiddette famiglie radioattive.
Tra le famiglie radioattive più importanti ricordiamo quelle i cui capostipiti sono:
238
92
U,
235
92
U,
232
90
Th
Tutte e tre le famiglie, per decadimento, producono isotopi del piombo stabili.
Tab. 2 Tempo di dimezzamento di alcuni isotopi
Isotopi
14 C
6
32 P
15
129 Cs
55 131
53 I
194
84 Po
222
86 Rd
226
88 Ra
230
90 Th
238
92 U
Tipo di emissione
Tempo di dimezzamento
β –
5730 anni
14,3 giorni
32 ore
8,07 giorni
0,5 secondi
3,82 giorni
1590 anni
8 · 10 4 anni
4,5 · 10 9 anni
β –
β – e γ
β– α
α
α e γ
α e γ
α e γ
STOP test di controllo
Completa le frasi inserendo le parole mancanti.
1. Le radiazioni alfa sono
le radiazioni beta sono
…….............................…..
……...........................…..,
di elio,
2. Il tempo impiegato dalla
……............................…..
di una
mentre le
qualsiasi quantità di nuclei per trasformarsi in nuclei
…….........................…..
più …….............................….. è sempre ……...........................…..
prive di …….........................….. e di ……..............................…...
e viene detto tempo di ……................................................…...
radiazioni gamma sono radiazioni
Clicca qui per aprire
la sintesi dei concetti
principali
i g t c
Verifica
unità c1
1
2
All’interno dell’atomo
I primi modelli atomici
qualche fenomeno che renda conto della
natura elettrica della materia.
2. Attraverso quali esempi puoi evidenziare l’esistenza
di due tipi di elettricità?
3. Che tipo di forza si instaura tra due corpi, entrambi
carichi di elettricità positiva?
4. La materia è costituita da particelle cariche. Come
puoi spiegare che la materia, nel suo insieme, risulta elettricamente neutra?
5. Quante
6. In quali particelle risiede la carica negativa?
7. Quale
8. Descrivi il modello atomico di Thomson e spiega in
La radioattività
15. Inserisci in ciascun quadratino la lettera della parola chiave corrispondente alla definizione.
1.
la
regione al centro dell’atomo che contiene
protoni e neutroni
2.
a tomo di uno stesso elemento che ha un differente numero di neutroni
3.
u n modo simbolico per esprimere la composizione di un nucleo atomico
4.
il valore che indica il numero di protoni e neutroni presenti nel nucleo di un atomo
5.
p roprietà di emettere spontaneamente radiazioni manifestata da parte di elementi costituiti da
atomi con nuclei instabili
6.
il valore che indica il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo
7.
la più piccola entità di un elemento che ne conserva le caratteristiche chimiche che dipendono
soltanto dal numero di elettroni e protoni in
esso contenuti
8.
il tempo impiegato dalla metà di una quantità
qualsiasi di nuclei per trasformarsi in nuclei più
stabili
a.notazione atomica
b.nucleo atomico
c. numero atomico
d.isotopo
e.numero di massa
f. atomo
g.radioattività
h.tempo di dimezzamento
e quali sono le particelle elementari che
costituiscono l’atomo?
delle tre particelle subatomiche possiede
massa minore?
che cosa si differenzia da quello di Rutherford.
Il nucleo atomico
.
1 Descrivi
3
4
Le particelle subatomiche
.
x÷
–+ 79
9. In quale parte dell’atomo risiedono la carica positiva e la massa?
10. Quale fenomeno indusse Rutherford a proporre un
modello di atomo nucleare?
11. Conoscendo il numero di protoni di un atomo, come
puoi determinare il numero di elettroni in esso
contenuti?
.
12. Stabilisci la collocazione di elettroni, protoni e neutroni nel modello atomico di Rutherford.
13. Indica approssimativamente le dimensioni in cm di
un atomo e del suo nucleo.
14. Schematizza graficamente il percorso delle particelle che attraversano il sottile foglio d’oro dell’esperienza di Rutherford, spiegandone il comportamento.
16. Come puoi calcolare il numero di neutroni presenti
nel nucleo di un atomo?
17. Come puoi spiegare che le masse atomiche relative
degli elementi spesso sono espresse da numeri decimali?
18. Che cosa esprime il numero di massa di un elemento?
19. Come puoi rappresentare in maniera immediata
l’atomo di un elemento?
Verifica i g t c
80
unità c1 All’interno dell’atomo
x÷
–+
20. In che cosa differiscono gli atomi di due isotopi di
un elemento?
29. Determina il numero atomico Z e il numero di massa A
di un atomo che possiede 50 protoni e 69 neutroni.
21. Ritieni che un atomo con un elevato rapporto neutroni/protoni sia stabile?
30. Per ciascuno dei seguenti isotopi determina il numero dei protoni e dei neutroni presenti nel nucleo:
22. Che cos’è il tempo di dimezzamento di un elemento
radioattivo?
23. Descrivi le caratteristiche dei tre tipi di radiazioni
emesse dagli elementi radioattivi.
a. 238
92 U
b.234
91
Pa
.................
c. 227
89 Ac
.................
.................
31. Un elemento E ha un numero atomico Z = 9 e un
numero di massa A = 19. Stabilisci quanti protoni,
neutroni ed elettroni sono presenti nei suoi atomi.
.
24. Calcola il numero di neutroni contenuti in ciascuno
dei seguenti isotopi:
a. 42 He . . . . . . . .......... c. 105 B .................
b.32
16 S . . . . . . . . .........
d.44
20 Ca .................
25. Calcola il numero di neutroni contenuti in ciascuno
dei seguenti isotopi:
a. 157 N
. . . . . . . . .........
c. 26
12 Mg
b.52
24 Cr
. . . . . . . . .........
d.58
28 Ni
.................
.................
26. Scrivi la notazione atomica di un elemento E che
possiede 17 protoni e 18 neutroni.
32. Un atomo ha numero atomico Z = 15 e numero di
massa A = 31. Stabilisci:
a.di quale elemento si tratta;
b.quanti protoni, neutroni ed elettroni possiede.
33. Un atomo ha numero atomico Z = 6 e numero di massa A = 12. Stabilisci:
a.di quale elemento si tratta;
b.quanti protoni, neutroni ed elettroni possiede.
34. Un atomo ha numero di massa A = 28 e possiede 14
elettroni. Stabilisci:
a.di quale elemento si tratta;
b.quanti neutroni possiede.
27. Scrivi la notazione atomica di un elemento E che
possiede 27 protoni e 32 neutroni.
35. Per quanti neutroni differiscono i due isotopi 37Cl e
35Cl?
28. Determina il numero atomico Z e il numero di massa A
di un atomo che possiede 39 protoni e 19 neutroni.
36. Indica la massa atomica in u dell’alluminio, che in
natura è presente con un solo isotopo stabile 27
13 Al.
Verifica le competenze
37. Completa gli spazi vuoti della tabella e, fra tutti gli elementi riportati, indica quali sono gli isotopi di uno stesso
elemento.
Simbolo
Numero di protoni
Numero di neutroni
Numero
di elettroni
Na
0
1
1
1
1H
2
1H
3
1H
C
6
Mg
Numero
atomico
Numero
di massa
11
1
1
23
6
12
12
38. Calcola la massa atomica in u del magnesio, Mg,
che in natura è presente per il 78,6% come isotopo 26Mg, per l’11,3% come isotopo 27Mg e al 10,1%
come isotopo 25Mg.
39. Un elemento radioattivo ha un tempo di dimezzamento di 12 giorni. Quanti giorni occorrono affin-
12
ché un campione di questo elemento si riduca di 1
4
della quantità iniziale?
40. Un elemento radioattivo ha un tempo di dimezzamento di 10 giorni. Calcola quanti grammi di un
campione di 5 g di questo elemento rimangono dopo
20 giorni.
i g t c
x÷
–+
i g t c
unità c2
obiettivo
La struttura
atomica moderna
1 La luce: onde di energia radiante
Sapere che la luce è costituita
da onde la cui energia
dipende dalla frequenza
Fig. 1 La lunghezza d’onda è
un parametro caratteristico delle
onde.
lunghezza d’onda
lunghezza d’onda
lunghezza d’onda lunga =
bassa frequenza = bassa energia
lunghezza d’onda corta =
alta frequenza = alta energia
x÷
–+
Un importante contributo alle conoscenze della struttura atomica è stato dato
dalla spettroscopia, che studia in che modo la luce interagisce con la materia.
Ma che cos’è la luce? La luce, o radiazione luminosa, è costituita da onde di energia che si irraggiano attraverso lo spazio. Per capire come è fatta la luce possiamo
paragonare un raggio luminoso che viaggia nello spazio alle onde che si muovono
nell’oceano. Fin dal XVII secolo i fisici sostenevano che la luce avesse un comportamento ondulatorio e che le sue onde, come quelle del mare, fossero fatte di creste
separate da avvallamenti, caratterizzate da due parametri:
la lunghezza d’onda, la distanza che intercorre tra due massimi (creste) o due
minimi (avvallamenti). Si indica con l (si legge “lambda”) e si misura in nanometri (nm), un sottomultiplo del metro che equivale a 10–9 m;
la frequenza, che esprime il numero di cicli d’onda (successione di massimi
e di minimi) che passano per un dato punto nell’unità di tempo. Si indica con
n (si legge “ni”) e la sua unità di misura è l’hertz (Hz), che equivale a 1 ciclo
al secondo.
La luce si propaga nel vuoto con velocità sempre costante.
Tale velocità di propagazione rappresenta la velocità con cui si sposta un punto
di massimo o di minimo dell’onda. Essa dipende dal tipo di onda e dalle caratteristiche del mezzo in cui si propaga.
Per le onde luminose nel vuoto la velocità c è uguale a 3 · 108 m/s ed è sempre
costante.
I parametri λ, ν e c sono legati dalla relazione:
c
λ= —
ν
Ciò significa che la lunghezza d’onda λ e la frequenza ν sono tra loro inversamente proporzionali (Fig. 1).
L’energia di un’onda varia al variare della frequenza: per percorrere la stessa distanza, infatti, le onde a più alta frequenza devono compiere un maggior
numero di cicli e quindi possiedono più energia.
modulo
82
Fig. 2 La luce, attraversando
il prisma, si scompone nei vari
colori dello spettro.
c
x÷
–+
i g t c
La struttura della materia
Le radiazioni luminose, come sappiamo, possono assumere diversi colori.
Ma da che cosa dipende il colore che
percepiamo?
La grandezza da cui dipende il colore di una radiazione luminosa è la
lunghezza d’onda.
Pertanto, a ogni colore corrisponde
una ben determinata λ.
Così, per esempio, al violetto corrisponde una bassa lunghezza d’onda
(400 nm), mentre al rosso è associata
una lunghezza d’onda alta (700 nm).
La luce che l’occhio umano riesce a percepire ricopre soltanto un limitato intervallo
continuo di lunghezze d’onda, il campo del visibile, compreso tra 400 e 700 nm. Esso
corrisponde alle radiazioni luminose che vanno dal violetto al rosso (Fig. 3).
Si chiamano invece radiazioni ultraviolette quelle che hanno valori di lunghezza
d’onda inferiori a 400 nm e radiazioni infrarosse quelle con lunghezze d’onda
superiori a 700 nm.
La luce bianca, come la luce del Sole, è l’insieme continuo di tutte le frequenze e
quindi di tutti i colori che vanno dal violetto al rosso. Infatti, se un fascio di luce
bianca passa attraverso un prisma di vetro, osserviamo che esso si separa in tutti i
colori di cui è costituita, quelli che ci mostra l’arcobaleno (Fig. 2). Pertanto:
si chiama spettro continuo la striscia luminosa in cui si susseguono
ininterrottamente i colori della luce visibile, dal violetto al rosso.
L’insieme delle radiazioni visibili è solo una banda ristretta nell’ampio campo di
lunghezze d’onda delle onde elettromagnetiche, che comprendono le radiazioni
non visibili come gli infrarossi e gli ultravioletti, i raggi γ, i raggi X, le microonde e
le onde radio e TV.
Fig. 3 Lo spettro della luce
solare, la cui caratteristica è una
variazione continua di colore,
dal violetto (λ = 400 nm)
al rosso (λ = 700 nm).
5 · 10–7
raggi
gamma
raggi
X
ultravioletti
10–12
10–10
10–8
spettro visibile
4 · 10–7
6 · 10–7
7 · 10–7
onde radio
infrarossi
4 · 10–7 7 · 10–7 10–4
microonde
10–2
onde
corte
1
onde
medie
102
onde
lunghe
104
lunghezze dʼonda in metri
STOP test di controllo
Completa le frasi inserendo le parole mancanti.
1. La
che intercorre tra due massimi o
3. Se la velocità di propagazione di un’onda è costan-
due minimi corrisponde alla …….......................….. d’onda.
te, la lunghezza d’onda e la frequenza dell’onda sono
…….......................…..
2. La frequenza di un’onda esprime il numero di …….............
........................................…..
che passano per un dato punto
nell’…….......................….. di tempo.
….............................................…..
proporzionali.
4. Dalla luce solare si ottiene uno spettro ……..................…..
di colori che vanno dal ……................….. al ……...............…...
unità c2 La struttura atomica moderna
i g t c
x÷
–+
obiettivo
2 La luce: quanti di energia
Sapere che l’energia non è
continua, ma è costituita
da unità discrete
tinua
ia con
energ
a)
La fisica classica, fino alla fine del XIX secolo, considerava la luce e gli altri tipi
di radiazioni come “treni d’onda continui” e ciò era in accordo con numerosi
fenomeni ottici. Lo spettro della luce bianca, per esempio, dà origine a un insieme
continuo di colori, che dal rosso sfuma al violetto.
Se però facciamo passare attraverso un prisma la luce emessa da una lampada
che contiene un’atmosfera rarefatta di idrogeno, lo spettro che si ottiene non è più
lo spettro continuo, come quello della luce bianca, ma è uno spettro “discreto”
formato da un certo numero di “righe”, e per questo chiamato spettro a righe.
Tale spettro non può essere interpretato con la sola teoria ondulatoria della fisica
classica.
a
ontinu
c
ia dis
I numerosi tentativi
energ da parte dei fisici dell’epoca per spiegare questo tipo di fenomeno non diedero risultati soddisfacenti, finché nel 1900 Max Planck, un fisico
tedesco, avanzò un’idea rivoluzionaria riguardante l’energia. Egli ipotizzò che:
l’energia non viene emessa o assorbita in maniera continua,
ma sotto forma di piccole quantità discrete, dette quanti.
Per l’energia, infatti, si può dare un’interpretazione analoga a quella che Dalton
aveva dato per la materia. L’energia, come la materia, non può essere suddivisa
all’infinito, ma fino a una quantità minima, il quanto, al di sotto della quale, analogamente all’atomo, l’energia perde le sue qualità.
ia
energ
ntinua
disco
b)
Fig. 4 Un modo schematico
per rappresentare uno spettro
continuo (a) e uno spettro
a righe (b).
Clicca qui per accedere
alla scheda sull’effetto
fotoelettrico
Nel 1905 Einstein provò ad applicare l’ipotesi di Planck per spiegare un altro
importante fenomeno della luce: l’effetto fotoelettrico.
I dati sperimentali emersi da tale effetto non sono spiegabili se alla luce viene associata soltanto una natura ondulatoria.
Einstein, infatti, fu indotto a confermare l’ipotesi che la luce potesse manifestare
anche una natura corpuscolare.
Solo così, infatti, si poteva spiegare il fatto che particelle dotate di sufficiente energia potevano essere in grado di spostare altre particelle, piccole come gli elettroni.
A tali particelle di energia venne dato il nome di fotoni, che si identificano con i
quanti di energia ipotizzati da Planck.
In altre parole, la luce può essere considerata come un insieme di radiazioni composte da particelle elementari, i fotoni, a ognuno dei quali è associata una ben precisa quantità di energia.
Tale quantità dipende dalla frequenza della luce e si può calcolare con l’equazione
espressa da Planck:
E=hν
La costante di proporzionalità h assegnata da Planck (h = 6,626 · 10–34 J · s) mette in
relazione l’energia E emessa da una radiazione luminosa con la sua frequenza ν.
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il test interattivo
STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono
vere(V) o false(F).
1. Lo spettro della luce bianca è un insieme
continuo di colori.
2. La luce emessa da una lampada a idrogeno
dà luogo a uno spettro continuo.
3. I fotoni corrispondono ai quanti di energia
ipotizzati da Planck.
V F
V F
V F
Completa inserendo le parole mancanti.
4. L’energia non può essere suddivisa all’……....................…..,
ma fino a una quantità minima, il …….......................….., al
di sotto della quale perde le sue …….......................…...
5. L’energia di una radiazione luminosa è pari al prodotto
della costante di …….................….. per la ……..................…...
83
modulo
obiettivo
Sapere che il modello
atomico di Bohr è basato
sulla quantizzazione
dell’energia
c
x÷
–+
i g t c
La struttura della materia
3 Il modello atomico di Bohr
Fig. 5 Il modello atomico
“planetario” di Rutherford.
Il modello “planetario” di Rutherford, anche se geniale, non teneva in considerazione un importante principio fondamentale della fisica classica, peraltro confermato sperimentalmente, secondo cui una particella carica in movimento perde continuamente energia. In accordo con tale principio, anche gli elettroni, in
quanto cariche elettriche in movimento, ruotando attorno al nucleo, dovrebbero
gradualmente perdere energia per muoversi lungo orbite sempre più piccole, fino
a cadere sul nucleo atomico. Ciò comporterebbe “l’annientamento dell’atomo” e
quindi la distruzione della materia, cosa ovviamente inammissibile.
Questo problema fu affrontato da N. Bohr, fisico danese, che nel 1911 si trasferì in
Inghilterra per lavorare come ricercatore, dapprima a Cambridge sotto la guida
di J. Thomson, successivamente a Manchester con Rutherford, proprio quando
quest’ultimo aveva dimostrato l’esistenza del nucleo.
Per superare l’inadeguatezza del modello atomico di Rutherford, nel 1913 Bohr
suggerì che gli elettroni ruotano attorno al nucleo, ma le orbite che essi descrivono
non possono stare a qualsiasi distanza dal nucleo, ma solo a distanze ben definite,
corrispondenti a quantità definite di energia, chiamate livelli energetici.
Secondo tale modello, infatti, l’energia associata agli elettroni doveva essere
“quantizzata”, potendo assumere soltanto determinati valori.
Tale teoria era in perfetto accordo con la teoria dei quanti espressa da Planck
soltanto tredici anni prima. In tal modo a ogni elettrone veniva associata una ben
determinata energia, tale da consentirgli di percorrere traiettorie circolari, ben
precise, chiamate orbite stazionarie.
Il modello atomico di Bohr era certamente un modello geniale che dava un’affascinante immagine degli elettroni negli atomi, ma non era supportato da prove
sperimentali.
Tuttavia, dopo avere esaminato lo spettro a righe dell’idrogeno, Bohr realizzò
che tale fenomeno era in perfetto accordo con il suo modello atomico e quindi ne
costituiva una eccellente evidenza sperimentale.
n=6
n
`
6
0
n=5
5
n=4
4
n=3
serie
visibile
n=2
n=1
+
serie
infrarossa
serie
ultravioletta
Fig. 6 Spettro di emissione
dell’idrogeno.
energia x 1020 (J/atomi)
84
3
infrarossa
100
200
218
visibile
ultravioletta
2
1
Come possiamo infatti spiegare che il gas idrogeno, se opportunamente eccitato,
dà luogo allo spettro di emissione a righe e non a uno spettro continuo?
Secondo il modello di Bohr, un elettrone che ruota nella sua orbita non acquista né
perde energia. Quando però, per effetto di una scarica elettrica o per riscaldamento,
gli elettroni di un atomo assumono quanti di energia, passano dallo stato fondamentale a uno stato eccitato: ciò si traduce in un salto dalle normali orbite loro
permesse ad altre orbite superiori che hanno un contenuto di energia più alto.
i g t c
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Saggi alla fiamma
unità c2 La struttura atomica moderna
x÷
–+
Quando gli elettroni, dallo stato eccitato ritornano allo stato fondamentale, restituiscono l’energia assunta sotto forma di radiazione luminosa, la cui energia corrisponde proprio alla differenza di energia tra due livelli. Per questo motivo l’atomo
di idrogeno può dar luogo a radiazioni luminose ben precise, le righe, le cui energie
corrispondono proprio a quelle che l’elettrone restituisce per ritornare nel suo stato
fondamentale.
idrogeno
Ecco perché, nello spettro dell’idrogeno, si possono osservare tre righe ben distinte: la rossa, la blu-verde e la violetta che, come puoi osservare in Figura 6, corriidrogeno
spondono ai tre salti energetici che sono
permessi ai suoi elettroni.
Ulteriori studi sugli spettri di emissione degli altri elementi hanno rivelato che ciascun elemento possiede un caratteristico spettro a righe. Tale osservazione indica
come ciascun elemento possieda livelli energetici ben determinati che lo contraddistinguono da tutti gli altri. Pertanto, lo mercurio
spettro di emissione di un elemento può essere
considerato la sua “impronta digitale” e quindi utilizzato per la sua identificazione.
mercurio
neon
neon
Fig. 7 Spettri di emissione
del mercurio e del neon.
Riepilogando, secondo il modello atomico di Bohr si può affermare che:
l’atomo è costituito da un nucleo dove si trovano i protoni e i neutroni;
gli elettroni ruotano attorno al nucleo descrivendo orbite circolari ben determinate, chiamate orbite stazionarie;
finchè un elettrone ruota nella sua orbita, non acquista né cede energia;
le orbite sono quantizzate, cioè sono nettamente separate, e la loro distanza
dal nucleo è in funzione dell’energia a esse associata;
se opportunamente eccitato, l’elettrone può saltare da un orbita a un’altra di
livello energetico superiore, assumendo quantità di energia discrete, uguale alla
differenza di energia tra le due orbite;
l’elettrone, ritornando allo stato fondamentale, emette una luce di frequenza
caratteristica che nello spettro appare come una riga colorata.
Clicca qui per eseguire
il test interattivo
STOP test di controllo
Completa le frasi inserendo le parole
mancanti.
Completa le frasi in modo corretto.
1. Secondo il modello di Bohr, l’energia associata agli
elettroni è ……......................................….. potendo assumere
soltanto valori …….......................…...
2. Le orbite
…….....................................…..
che l’elettrone percorre senza
sono le traiettorie
…….....................................…..
né …….....................................….. energia.
3. Un elettrone eccitato...
a si sposta in un’orbita superiore
b si sposta in un’orbita inferiore
c rimane nella stessa orbita
4. Un elettrone emette luce...
a quando ruota nella propria orbita
b quando è eccitato
c quando torna allo stato fondamentale
85
modulo
86
c
La struttura della materia
i g t c
x÷
–+
4 Il modello atomico a strati
obiettivo
Sapere che all’interno di ogni
livello principale di energia
esistono i sottolivelli
Il modello atomico proposto da Bohr ben si adattava all’atomo di idrogeno che,
avendo un solo elettrone, presentava soltanto tre righe nel suo spettro di emissione.
Gli altri elementi, invece, avendo un numero più elevato di elettroni, presentavano spettri molto più complessi con numerose righe, quindi, più difficili da interpretare.
Sebbene Bohr non fosse in grado di interpretarli, egli intuì che i livelli energetici
dovevano essere “strati” o “gusci” elettronici, all’interno dei quali c’erano dei sottolivelli in cui erano collocati gli elettroni.
I livelli principali di energia venivano numerati dal più basso, n = 1, al più alto,
n = 7, in quanto sette livelli erano sufficienti a descrivere le strutture elettroniche di
tutti gli elementi presenti nella tavola periodica.
I sottolivelli, invece, venivano contraddistinti con le lettere s sharp (netto), p principal (principale), d diffused (diffusa) e f, fundamental (fondamentale), che caratterizzano i vari tipi di righe presenti negli spettri di emissione degli elementi.
Il numero di sottolivelli di ciascun livello principale è uguale al numero del rispettivo livello principale di energia.
Per i primi quattro livelli si rileva che:
il 1° livello (n = 1) presenta un solo sottolivello chiamato s;
il 2° livello (n = 2) presenta due sottolivelli, chiamati rispettivamente s e p;
il 3° livello (n = 3) presenta tre sottolivelli che vengono chiamati s, p e d;
il 4° livello (n = 4) presenta quattro sottolivelli chiamati s, p, d e f.
Tab. 1 Distribuzione elettronica in livelli e sottolivelli
Livello
Numero max Sottolivello
energetico elettroni per
livello (2n2)
Numero max
elettroni per
sottolivello
1
2
s
2
2
8
s
2
p
6
3
s
2
p
6
d
10
4
s
2
p
6
d
10
f
14
18
32
Per identificare un sottolivello, si scrive la lettera che
lo contraddistingue preceduta dal numero n del livello a cui appartiene.
Per esempio, per n = 1 esiste solo il sottolivello 1s,
mentre per n = 2 esistono i due sottolivelli 2s e 2p, e
così via.
Il numero massimo di elettroni in ciascun sottolivello
dipende dal tipo di sottolivello che li contiene.
In particolare:
il sottolivello s contiene al massimo 2 elettroni;
il sottolivello p contiene al massimo 6 elettroni;
il sottolivello d contiene al massimo 10 elettroni;
il sottolivello f contiene al massimo 14 elettroni.
Per trovare il numero massimo di elettroni contenuti in un livello principale di
energia, basta sommare gli elettroni contenuti nei suoi sottolivelli. Tale numero
corrisponde alla formula:
Numero max di elettroni = 2 n2
i g t c
4f
4d
4p
3d
4s
3p
3s
n=4
n=3
energia crescente
unità c2 La struttura atomica moderna
x÷
–+
2p
n=2
2s
n=1
Per stabilire l’ordine di distribuzione degli elettroni di
un atomo nei vari livelli e sottolivelli, bisogna tenere
conto che le energie associate ai livelli crescono all’aumentare di n, mentre quelle associate ai sottolivelli
crescono nell’ordine:
s<p<d<f
Inoltre, per i livelli più bassi (n = 1, n = 2) le differenze di energia sono relativamente grandi, mentre per i
livelli superiori (n = 3, n = 4 ecc.) le differenze di energia diminuiscono provocando delle sovrapposizioni
tra i sottolivelli. Pertanto l’ordine di riempimento dei
sottolivelli non segue regolarmente l’andamento di n,
ma procede, dal primo all’ultimo sottolivello, secondo
questa serie:
1s
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d →
→ 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f →
→ 5d → 6p → 7s → 5f → 6d
Volendo rappresentare la distribuzione elettronica di un qualsiasi elemento,
occorre sistemare gli elettroni in vari livelli, seguendo l’ordine dei sottolivelli.
Bisogna però tenere conto che gli elettroni non iniziano a occupare un nuovo
sottolivello se prima non sono stati completati i sottolivelli precedenti, cioè quelli
a più bassa energia.
Clicca qui per eseguire
il test interattivo
STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
obiettivo
1. Il secondo livello principale di energia presenta tre sottolivelli.
V F
2. Il sottolivello p può contenere al massimo otto elettroni.
V F
3. Nel terzo livello al massimo vi possono essere diciotto elettroni.
V F
4. Dopo il livello 3p, il livello energetico immediatamente superiore è 3d.
V F
5 La configurazione elettronica
Saper scrivere
la configurazione elettronica
di ciascun elemento
La configurazione elettronica di un atomo descrive la collocazione degli elettroni
nei vari sottolivelli. Essa viene rappresentata da:
un numero (1, 2, 3, …, 7), che rappresenta il livello principale di appartenenza;
una lettera (s, p, d, f ), che indica il sottolivello;
un numero ad apice della lettera, che indica quanti sono gli elettroni presenti.
Per esempio, la simbologia 2p3 significa che tre elettroni occupano il sottolivello 2p.
numero di elettroni
2p3
livello energetico
sottolivello energetico
87
88
modulo
c
La struttura della materia
i g t c
x÷
–+
Per scrivere la configurazione completa di un atomo occorre seguire la seguente
procedura:
individuare il numero atomico Z dell’elemento nella tavola periodica, che corrisponde al numero di elettroni presente nell’atomo;
mettere in ordine di energia crescente i vari sottolivelli energetici;
collocare gli elettroni in sequenza nei vari sottolivelli indicandoli con un numero
all’apice della lettera corrispondente al sottolivello; il numero totale degli elettroni
sistemati dovrà corrispondere al numero atomico dell’elemento preso in esame;
si può occupare un nuovo sottolivello solo dopo aver completato il precedente,
per cui soltanto l’ultimo sottolivello può non essere completo.
Segui l’esempio
Scriviamo la configurazione elettronica dello
zolfo, S, che ha Z = 16.
– Lo zolfo contiene 16 elettroni che si
distribuiranno nei suoi vari livelli e
sottolivelli di energia secondo la regola di
riempimento che è la seguente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d... ecc.
– Ricordando che il numero massimo di elettroni
consentito in ciascun sottolivello è:
– 2 per il sottolivello s
– 6 per il sottolivello p
– 10 per il sottolivello d
distribuiamo i 16 elettroni ottenendo la
configurazione richiesta: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
– Sommando tutti gli esponenti si dovrà
ottenere il numero atomico Z dell’elemento:
2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16
Applica
Scrivi le configurazioni elettroniche dei seguenti elementi: Al, che ha Z = 13; Ar, che ha Z = 18;
P, che ha Z = 15.
Scriviamo la configurazione elettronica del bromo, Br, che ha Z = 35.
– Seguendo il criterio di riempimento, i 35
elettroni dell’atomo di bromo saranno così
distribuiti: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
– Osserviamo come in questo caso, a causa
della sovrapposizione dei sottolivelli, il
sottolivello s appartenente al 4° livello
è stato riempito prima del sottolivello d
appartenente al 3° livello.
Applica
Assegna la configurazione elettronica agli atomi dei
seguenti elementi:
Fe, Z = 26; As, Z = 33; Zn, Z = 30
Stabiliamo qual è l’elemento che possiede la seguente configurazione elettronica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
– Sommando gli esponenti si ottiene il numero
totale di elettroni contenuti nell’atomo:
2 + 2 + 6 + 2 + 2 = 14
– Poiché il numero di elettroni corrisponde al
numero di protoni, e questo a sua volta al
numero atomico, si ha Z = 14.
– Consultando la tavola periodica potremo
stabilire che l’elemento con Z = 14
è il silicio (Si).
Applica
Stabilisci a quali elementi corrispondono le
seguenti configurazioni elettroniche:
– 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
– 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6 4s 2 3d 5
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il test interattivo
STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
Nella simbologia 3p4:
1. 3 indica il numero quantico secondario 2. p indica il sottolivello
3. 4 indica il numero di elettroni contenuto
nel terzo livello
V F
V F
V F
Nella simbologia 3d5:
4. 3 indica il numero quantico principale
5. d indica il livello principale
6. 5 indica il numero degli elettroni
contenuti nel terzo livello
V F
V F
V F
unità c2 La struttura atomica moderna
i g t c
x÷
–+
obiettivo
6 La natura ondulatoria degli elettroni
Sapere che anche gli elettroni
hanno natura ondulatoria
e particellare
Il modello atomico di Bohr ha certamente apportato un notevole contributo alla
teoria atomica ma, pur nella sua originale genialità, risultò per alcuni versi inadeguato. Esso infatti, non era in grado di interpretare alcuni fenomeni, considerati
come apparenti anomalie.
D’altra parte, nel 1923, L.V. De Broglie, affascinato dal fatto che la luce mostrava
sia natura corpuscolare che ondulatoria, per primo avanzò l’ipotesi che tale duplice natura fosse una proprietà universale della materia e quindi potesse appartenere anche ad altre particelle molto piccole come gli elettroni.
In altre parole, all’elettrone, come a qualunque altro corpo in movimento, possono essere associate onde, chiamate appunto onde di materia. A differenza
della radiazioni elettromagnetiche (come quelle luminose), le onde di materia si
propagano con velocità diverse. Nella sua tesi di dottorato, nel 1925, De Broglie formulò un’equazione che metteva in relazione la lunghezza d’onda con
la quantità di moto mv (prodotto della massa m per la velocità v) di un corpo in
movimento:
h
λ = ——
mv
Tale equazione tiene conto della duplice natura dell’elettrone e di qualunque altra
particella di massa m e dotata di velocità v.
La costante h è la stessa che Planck aveva utilizzato nella sua equazione E = h ν, il
che è in accordo con l’unicità di comportamento della materia.
Fig. 8 La luce mostra una
duplice natura: ondulatoria
e corpuscolare.
L’ipotesi di De Broglie due anni più tardi fu confermata sperimentalmente da
C. Davisson, il quale scoprì che anche gli elettroni, come la luce, presentano il
fenomeno della diffrazione, proprio del moto ondulatorio. Quindi, agli elettroni,
particelle estremamente piccole e dotate di moto ondulatorio, non si possono più
applicare i principi della meccanica classica, ma si devono trovare nuovi metodi
che prendano in considerazione questa duplice natura: ondulatoria e corpuscolare.
La meccanica quantistica, che si basa sulle proprietà ondulatorie della materia, è adatta a descrivere il comportamento di particelle piccolissime, e tiene conto
della quantizzazione dell’energia ipotizzata da Planck.
Uno dei principi fondamentali della meccanica quantistica è l’impossibilità di
determinare con precisione le traiettorie degli elettroni attorno al nucleo.
Il fisico tedesco W. Heisenberg, infatti, fu molto critico nei confronti della teoria
di Bohr, sollevando delle perplessità sull’esistenza delle orbite stazionarie che egli
aveva ipotizzato nel suo modello. Parlare di orbite, infatti, presuppone di conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità degli elettroni nei vari istanti
del loro moto. In qualsiasi misura, però, esiste un’incertezza che è tanto più grande quanto più piccole sono le dimensioni della grandezza da misurare.
Nel 1927, sulla base di queste considerazioni, Heisenberg
formulò il suo famoso principio di indeterminazione,
secondo cui:
non è possibile conoscere contemporaneamente
la posizione e la velocità di un elettrone.
Nonostante il principio di indeterminazione di Heisenberg sia stato inizialmente molto contrastato, esso diede
un importante contributo al nuovo modo di descrivere
l’atomo.
89
90
modulo
c
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
All’ipotesi sull’esistenza di livelli quantizzati di energia fu associato il nuovo concetto di indeterminazione.
Dalla combinazione di questi due importanti principi, emerse un nuovo modello
atomico, chiamato modello quantomeccanico.
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STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
1. Secondo il principio di indeterminazione
di Heisenberg non è possibile conoscere
contemporaneamente la posizione
e la velocità di un elettrone. obiettivo
V F
Nell’equazione λ = h/mv:
2. λ indica la lunghezza d’onda
3. h indica la costante di Planck
4. v indica la frequenza
V F
V F
V F
7 Il modello quantomeccanico
Conoscere il concetto
di orbitale e i numeri quantici
che lo descrivono
Partendo dall’ipotesi di De Broglie sulla natura
ondulatoria degli elettroni, E. Schrödinger nel
1926 formulò un’equazione per descrivere il
loro moto ondulatorio.
Tale equazione, detta appunto “equazione di
Schrödinger”, a differenza delle normali equazioni algebriche non ha una soluzione esatta
che descriva in maniera precisa la traiettoria
dell’elettrone attorno al nucleo, ma, al massi
0mo, può fornire delle informazioni di tipo probabilistico.
Fig. 9 Immagine
computerizzata di un orbitale
della molecola del benzene.
In altre parole, non è possibile determinare le orbite esatte degli elettroni corrispondenti a ogni livello di energia, ma dobbiamo accontentarci di conoscere la probabilità che un elettrone ha di occupare una certa porzione di spazio attorno al nucleo.
a)
a)
b)
b)
Fig. 10 Rappresentazione
dell’atomo di idrogeno:
a) secondo il modello di Bohr;
b) secondo il modello
quantomeccanico.
Tale spazio è definito orbitale atomico. Esso può essere approssimato, per favorirne la visualizzazione, come quella regione di spazio attorno al nucleo atomico in
cui la probabilità di trovare un elettrone è massima.
L’orbitale è la regione dello spazio intorno al nucleo dove un
elettrone ha la massima probabilità di trovarsi.
Pertanto, se l’atomo di idrogeno, secondo il modello di Bohr, può essere rappresentato da un nucleo positivo attorno al quale ruota l’elettrone su un’orbita circolare di raggio 0,53 Å, secondo la meccanica ondulatoria l’atomo di idrogeno
i g t c
unità c2 La struttura atomica moderna
x÷
–+
deve essere rappresentato da un nucleo positivo posto al centro dell’orbitale, cioè
al centro di una sfera di raggio 0,53 Å che delimita la porzione di spazio entro
la quale si ha la massima probabilità di trovare l’elettrone. Tale elettrone può
comunque esistere anche nelle zone esterne a tale sfera, ma con una probabilità
nettamente inferiore.
I numeri quantici
A ogni orbitale, come per le orbite di Bohr, corrispondono una determinata energia, una forma, ma anche una direzione, descritti matematicamente da tre parametri: il numero quantico principale, il numero quantico secondario e il numero
quantico magnetico. Tali parametri scaturiscono dalle soluzioni dell’equazione
d’onda di Schrödinger.
Il numero quantico principale
livello n
sottolivelli l
1
2
3
4
0
0,1
0, 1, 2
0, 1, 2, 3
Il numero quantico principale, n, rappresenta sostanzialmente il livello di energia dell’elettrone che corrisponde all’incirca a quello individuato da Bohr.
Da questo numero dipendono la dimensione dell’orbitale, che cresce all’aumentare
di n, e il numero massimo di elettroni che può contenere, determinato dalla formula
2n2. Il numero quantico principale assume i valori interi e positivi: 1, 2, 3, 4, ... n.
Il numero quantico secondario
sottolivello l
0
1
2
3
simbolo
s
p
d
f
Fig. 11 Come varia la
dimensione degli orbitali s di uno
stesso atomo al variare di n.
Il numero quantico secondario, l, indica quanti tipi di orbitale possono esistere
all’interno di un livello energetico principale.
Esso può assumere i valori compresi tra 0 e n – 1, a ognuno dei quali corrisponde un sottolivello di energia, e descrive la forma degli orbitali. Dal numero
dei valori che l può assumere, si deduce che ciascun livello ha un numero di
sottolivelli pari al valore del numero quantico principale, n. Ciò vale per i primi
quattro livelli.
I simboli usati per i primi quattro sottolivelli sono quelli del modello di Bohr:
s, p, d, f, ordinati secondo l’energia crescente all’interno del sottolivello.
Le forme e le dimensioni dei diversi tipi di orbitali sono molto differenti tra loro.
Gli orbitali s, per esempio, hanno forma sferica con il nucleo al centro. Il loro
volume, all’interno di uno stesso atomo, aumenta all’aumentare di n (Fig. 11).
1s
2s
3s
4s
orbitali s (l = 0)
z
z
y
y
x
x
dxy
orbitale p
l=1
orbitale d
l=2
Gli orbitali p hanno forma bilobata che origina dal nucleo.
Gli orbitali d hanno per lo più forma
tetralobata (cioè con quattro lobi).
Gli orbitali f hanno forme troppo
complesse per essere descritte.
91
c
modulo
92
i g t c
La struttura della materia
z
z
y
Il numero quantico magnetico
x÷
–+
z
y
z
y
Il numero quantico magnetico, m, indica quanti orbitali esistono in ciascun sottolivello corrispondente a ciascun numero quantico
x secondario l.x
x
A eccezione degli orbitali s, che avendo forma sferica non hanno direzione nello
spazio, gli altri orbitali (p, d, f ) sono diversamente
orientati
nello spazio
e la loro
2pX
2py
2pz
direzione dipende appunto dal numero magnetico m.
3dz2
Per un valore assegnato di l, il numero quantico magnetico m può assumere tutti
i valori compresi tra – l e + l, incluso lo zero, per un totale quindi di 2l +1 valori.
In particolare:
z
z
y
z
y x
z
y
y x
x
2pX
y
z
er l = 0 m assume soltanto il valore 0, che corrisponde all’unico orbitale s di
p
forma sferica e quindi senza alcuna direzione nello spazio;
per l = 1 m può assumere tre valori: –1, 0, +1, che indicano i tre orbitali p
z
orientati lungo i tre
z assi cartesiani
z x, y e z (Fig.
z 12);
z
z
2py
2pX
z
z
yx
x
x
2pz
2py
3dz2
2pz
y
yx
y
z
yx
x
y
z
y
x
3dxz
x
3dz2
Fig. 12 Orientamento degli
orbitali p.
y
z
3dyz
x
3dyz
3dxz
y
z
z
yx
yx
x
y
x
3dxy
y
z
3dx2– y2
x
3dx2– y2
3dxy
pX
py
pz
l = 1 m = -1
l = 1 m = +1
l=1 m=0
yx
x
dxy
er l = 2 m può assumere cinque valori: –2, –1, 0, +1, +2 , che indicano i cinp
que orbitali d, variamente orientati nello spazio (Fig. 13);
z
z
y
z
y
py
y
x
x
pz
l = 1 m = +1
py
l = 1 m = +1
l=1 m=0
pz
l=1 m=0
z
y
z
z
y
z
x
y
x
dxy
z
y
z
y
x
x
dyz
dxy
y
x
x
dx2
z
y
y
dx
Fig. 13 Orientamento
degli orbitali d.
–y
dx2– y2
x
z
z
2
x
dx2
dyz
2
y
z
x
y
z
y
x
dz
2
z
x
x
dz2
per l = 3 m può assumere sette valori: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, che indicano
i sette orbitali f con diverso orientamento nello spazio.
i g t c
unità c2 La struttura atomica moderna
x÷
–+
n=
s
p
d
f
l=
0
1
2
3
m=
0
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
1
2
3
4
5
6
7
Fig. 14 Rappresentazione
schemantica degli orbitali
e dei numeri quantici che li
contraddistinguono.
È importante notare, però, che gli orbitali con lo stesso numero quantico magnetico, appartenenti quindi a uno stesso sottolivello, hanno la stessa energia e per
questo motivo vengono detti orbitali degeneri.
Nello schema qui sopra (Fig. 14) puoi trovare una rappresentazione riepilogativa
dei vari tipi di orbitali in funzione della combinazione dei numeri quantici.
Il numero quantico di spin
Fig. 15 Rappresentazione
del numero quantico di spin.
Oltre ai tre numeri quantici che descrivono un orbitale, ne esiste un quarto che riguarda la natura intrinseca dell’elettrone, indipendentemente dalla sua posizione.
Si ammette infatti che l’elettrone, oltre a ruotare attorno al nucleo, ruoti attorno al proprio asse. Tale numero quantico viene chiamato numero quantico di
spin ms. Ad esso arbitrariamente sono stati assegnati i valori + 1 e – 1 .
2
2
Spin, infatti, in inglese significa ruotare.
A ciascun valore corrisponde una rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse
che può essere in senso orario per ms = + 1 e in senso antiorario per ms = – 1 .
2
2
Il quarto numero quantico serve a esprimere un altro importante principio che per la prima volta è stato
enunciato da Pauli, cioè il principio di esclusione,
secondo il quale:
due elettroni possono coesistere in uno stesso
orbitale solo se dotati di spin opposti.
ms = +
1
2
ms = +
1
2
ms = -
1
2
ms = -
In altre parole se due elettroni si trovano in uno stesso
1orbitale avranno gli stessi valori per i numeri quantici n,
2l, m, ma differiranno per il numero quantico di spin.
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STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
1. Il numero quantico principale corrisponde
al livello di energia dell’atomo di Bohr. 2. Il numero quantico secondario può assumere
valori compresi tra 0 ed n.
V F
V F
3. Il numero quantico magnetico
indica la forma dell’orbitale.
4. Il numero quantico di spin può assumere
soltanto due valori.
V F
V F
93
modulo
obiettivo
c
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
8 La sequenza di riempimento degli orbitali
Conoscere la sequenza di
riempimento degli orbitali in
funzione dei numeri quantici
Per semplificare la complessa architettura degli orbitali, si usa rappresentarli con
dei quadratini indipendentemente dalla loro forma e direzione; all’interno di essi
gli elettroni vengono rappresentati da freccette la cui diversa orientazione serve a
rappresentare i due spin possibili. Pertanto:
indica un orbitale vuoto;
indica un orbitale con un elettrone spaiato;
indica un orbitale con due elettroni di spin opposto.
Di conseguenza ogni sottolivello può essere rappresentato da un insieme di quadratini pari al numero di orbitali in esso contenuti:
rappresenta il sottolivello s, che al massimo può
contenere 2 elettroni;
rappresenta il sottolivello p, che al massimo può
contenere 6 elettroni;
rappresenta il sottolivello d, che al massimo può contenere 10 elettroni;
rappresenta il sottolivello f, che al massimo può
contenere 14 elettroni.
Per ciò che riguarda l’ordine di riempimento dei vari orbitali, rimane valido il
criterio adottato per il modello atomico a strati.
Di conseguenza gli elettroni, che tendono a occupare orbitali di energia via via
crescente, devono tenere conto della sovrapposizione dei sottolivelli per quei livelli
che presentano bassa differenza di energia.
6d
5f
7s
6p
5d
4f
6s
5p
4d
5s
energia crescente
94
4p
3d
4s
3p
3s
2p
Fig. 16 Diagramma della
sequenza di riempimento
degli orbitali che mostra
la sovrapposizione dei vari
sottolivelli.
2s
1s
i g t c
unità c2 La struttura atomica moderna
x÷
–+
Per esempio, l’energia del sottolivello 3d è maggiore di quella del sottolivello 4s,
che di conseguenza verrà riempito subito dopo il sottolivello 3p. Analogamente,
l’energia del sottolivello 4d è maggiore di quella del sottolivello 5s, quella del 5d è
maggiore di quella del 4f e così via.
In uno stesso sottolivello, però, gli orbitali hanno la stessa energia, per cui l’ordine
di riempimento non segue una sequenza preferenziale, ma segue il principio della
massima molteplicità, o principio di Hund, secondo il quale:
gli elettroni in uno stesso sottolivello tendono a occupare il numero
massimo di orbitali disponibili ottenendo così il massimo della
stabilità.
Per cui:
è più stabile di
è più stabile di
In sintesi, per stabilire l’ordine di riempimento degli orbitali bisogna ricordare che:
Clicca qui per accedere
alla scheda
Il riempimento degli
orbitali
n elettrone si dispone sempre nell’orbitale a minore energia;
u
un orbitale non può essere occupato da più di due elettroni;
due elettroni nello stesso orbitale devono avere spin opposto (principio di esclusione di Pauli);
gli elettroni tendono a occupare il numero massimo degli orbitali disponibili in
uno stesso sottolivello (principio di Hund).
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STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
1. Gli elettroni occupano livelli di energia
via via decrescente. 2. Per il principio di Hund, gli elettroni
occupano il massimo numero di orbitali.
V F
V F
3. Un orbitale può essere occupato
da un solo elettrone.
4. Due elettroni in uno stesso orbitale
devono avere lo stesso spin.
V F
V F
Clicca qui per aprire
la sintesi dei concetti
principali
95
i g t c
Verifica
96
unità c2
1
2
La struttura atomica moderna
La luce: onde di energia radiante
La luce: quanti di energia
.
1. Quali sono i parametri che caratterizzano un’onda?
.
..............................................................................................................
2. Qual è la relazione che lega la lunghezza d’onda alla
una frequenza maggiore.
b.
10. Indica in quale regione dello spettro elettromagnetico (infrarosso, visibile, ultravioletto), si trovano le
radiazioni che hanno le seguenti lunghezze d’onda:
frequenza?
.
..............................................................................................................
3. Quale intervallo di lunghezza d’onda delle radiazioni elettromagnetiche corrisponde al campo del visibile?
.
..............................................................................................................
4. Descrivi cosa avviene quando un fascio di luce bianca attraversa un prisma di vetro.
.
..............................................................................................................
5. Da che cosa dipende il colore della luce che percepiamo?
.
..............................................................................................................
6. Stabilisci se possiede più energia un raggio di luce
rossa oppure un raggio di luce violetta.
.
9. Osserva le figure e indica in quale l’onda presenta
a.
.
x÷
–+
..............................................................................................................
7. Da quale parametro dipende l’energia di un’onda?
.
..............................................................................................................
8. Inserisci in ciascun quadratino la lettera della parola chiave corrispondente alla definizione.
a.200 nm
.....................................................................................
b.500 nm
.....................................................................................
c.1200 nm
..................................................................................
11. Delle radiazioni aventi lunghezza d’onda 650 nm,
550 nm e 450 nm individua quella che possiede
maggiore energia.
.
..............................................................................................................
12. Calcola l’energia associata a un fotone di una radiazione che ha una frequenza di 5,1 · 107 Hz.
.
3
4
5
..............................................................................................................
Il modello atomico di Bohr
Il modello atomico a strati
La configurazione elettronica
.
1.
particella elementare di energia radiante
2.
intervallo di radiazioni luminose apprezzabili
dall’occhio umano che va da 400 a 700 nm
13. Spiega per quale motivo il modello atomico proposto da Rutherford non era del tutto adeguato a spiegare il comportamento degli elettroni che ruotano
attorno al nucleo.
3.
d istanza che intercorre tra due massimi o due
minimi di un’onda
14. Su quali principi fondamentali si basa il modello
atomico di Bohr?
4.
il numero di cicli d’onda che passano per un
dato punto nell’unità di tempo
15. Indica il numero di sottolivelli che può contenere un
dato livello principale di energia.
5.
la più piccola quantità ottenibile di energia al di
sotto della quale essa perde le sue qualità
a. frequenza
b. fotone
c. spettro visibile
d. lunghezza d’onda
e. quanto
16. Quanti elettroni può al massimo contenere il sottolivello d?
17. Qual è il numero massimo di elettroni che può contenere il terzo livello principale di energia?
18. Spiega il motivo per cui il sottolivello 4s precede il
sottolivello 3d.
x÷
–+
i g t c
.
19. Un atomo possiede 16 elettroni. In quanti livelli si
distribuiscono?
.
..............................................................................................................
.
..............................................................................................................
20. Stabilisci in quanti livelli si distribuiscono gli elettroni dell’atomo del fosforo, 15P.
.
..............................................................................................................
.
..............................................................................................................
21. Stabilisci qual è il livello più esterno dell’atomo di
zolfo, 16S.
.
..............................................................................................................
.
..............................................................................................................
22. Qual è il numero massimo di elettroni che possono
essere collocati in ognuno dei seguenti sottolivelli?
a.2s
............................
b.4p
............................
c.3d
............................
d.5f
............................
unità c2 La struttura atomica moderna
6
7
8
La natura ondulatoria degli elettroni
Il modello quantomeccanico
La sequenza di riempimento
degli obitali
.
27. In che cosa consiste l’ipotesi di De Broglie?
28. Che cosa stabilisce il principio di indeterminazione
di Heisenberg?
29. Spiega qual è la differenza tra orbita e orbitale.
30. Che cosa indica il numero quantico magnetico?
31. Quali sono i possibili valori del numero quantico secondario di un elettrone per un determinato valore
di n?
32. Indica quanti valori può assumere il numero quantico magnetico m per un valore di numero quantico
secondario l = 2.
33. Per quale numero quantico debbono differire due
elettroni che occupano lo stesso orbitale?
23. Qual è il numero massimo di elettroni che possono
essere collocati in ciascuno dei seguenti livelli principali di energia?
a.n = 2
............................
b.n = 3
............................
c.n = 4
............................
.
34. Scrivi la configurazione elettronica per ciascuno dei
seguenti elementi e rappresenta l’ordine di riempimento degli orbitali, utilizzando come simboli i “quadratini” () per gli orbitali e le “freccette” (↑↓) per
gli elettroni:
24. Scrivi la configurazione elettronica degli elementi:
a.He
...........................
a.ossigeno, O (Z = 8):
.............................................................
b.Be
............................
b.zolfo, S (Z = 16):
..................................................................
c. Co
............................
d.Cd ............................
e.B
f. Ar
g.Mn
h.Ni
25. Scrivi la configurazione elettronica degli elementi:
a.elio, He (Z = 2):
b.sodio, Na (Z = 11):
c. cloro, Cl (Z = 17):
....................................................................
. .............................................................
.................................................................
26. Consultando la tavola periodica, stabilisci a quale
elemento corrisponde ciascuna delle seguenti configurazioni elettroniche:
a.1s2 2s1 ............................
b.1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ............................
c.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ............................
d.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ............................
............................
............................
............................
............................
35. Stabilisci quale orbitale, in ciascuna delle seguenti
coppie, possiede energia più elevata:
a.2s oppure 3s
b.2px oppure 2py ............ d. 4py oppure 4pz ............
............
c. 2px oppure 3px ............
36. Dopo avere scritto la configurazione elettronica degli elementi 7N, 15P e 33As, metti in evidenza ciò che
tali configurazioni hanno in comune.
97
Verifica i g t c
98
x÷
–+
unità c2 La struttura atomica moderna
Verifica le competenze
Esempio guidato
Esempio guidato
• La luce, nella regione ultravioletta, ha una frequen- • Calcola l’energia in joule dei fotoni di una radiazione
za pari a 2,73 · 1016 s–1, mentre la luce gialla ha
una frequenza di 5,26 · 1014 s–1. Calcola le lunghezze d’onda corrispondenti a queste due radiazioni.
Soluzione
a.La lunghezza d’onda e la frequenza sono inversamente
proporzionali secondo la relazione:
c
λ=—
ν
b.Per la luce ultravioletta sostituendo i valori si ha:
3 · 108 m/s
λ = ——————
= 1,10 · 10–8 m
2,73 · 1016 s-1
c. Per la luce gialla sostituendo i valori si ha:
3 · 108 m/s
—— = 5,70 · 10–7 m
λ = —————
5,26 · 1014 s-1
37 Calcola la lunghezza d’onda della radiazione che ha
una frequenza ν = 1010 s–1.
[3 cm]
38 Calcola la frequenza della radiazione che ha una
lunghezza d’onda λ = 400 nm.
[7,50 · 1014 Hz]
39. La lunghezza d’onda della radiazione rossa è circa
7·10–7 m. Calcola la corrispondente frequenza.
40. Calcola la lunghezza d’onda espressa in metri delle
radiazioni che hanno le seguenti frequenze:
a.4,80 · 1015 s–1
b.1,18 · 1014 s–1
41. Calcola la frequenza delle radiazioni che hanno le
seguenti lunghezze d’onda:
a.9774 Å
............................
b.442 nm
............................
c. 4,92 cm
............................
la cui frequenza è ν = 2,73 · 1016 s–1.
Soluzione
a. Applichiamo l’equazione di Planck E = h · ν dove
h = 6,626 · 10-34 Js
b.Sostituendo i valori otteniamo:
E = 6,626 · 10-34 J s · 2,73 · 1016 s–1 = 1,81 · 10–17 J
42 Calcola l’energia in joule dei fotoni di una radiazione
di luce gialla, la cui frequenza è ν = 5,26 · 1014.
[3,48 · 10-19 J]
43. Qual è l’energia di un fotone di ciascuna delle radiazioni dell’esercizio 40?
44. Calcola l’energia in J della radiazione rossa che ha
una lunghezza d’onda di 6573 Å.
Esempio guidato
elettrone
• Calcola la lunghezza d’onda in metri7 di un
–1
che si muove con velocità 1,24 · 10 ms . La massa
dell’elettrone è 9,11 · 10–31 kg.
Soluzione
h
a.Applichiamo l’equazione di De Broglie λ = ——
mv
b.Sostituendo i valori si ha:
6,626 · 10-34 J · s
———————————————
λ=
= 5,87 · 10–11m
9,11 · 10-31 kg · 1,24 · 107 m/s
45 Calcola la lunghezza d’onda di un protone che si
muove alla velocità di 2,5 · 107 m/s sapendo che la
sua massa è 1,67 · 10–24 g.
[1,59 · 10–14 m]
46 Qual è la velocità di una particella di massa 3,34 ·
10–27 kg alla quale è associata una radiazione, la cui
lunghezza d’onda è pari a 0,529 Å?
[3,74 · 103 m/s]
i g t c
unità c3
obiettivo
Scoprire che la periodicità
degli elementi dipende
dal numero atomico
e non dalla massa
x÷
–+
La tavola periodica
degli elementi
1 La tavola di Mendeleev
e la scoperta della periodicità
Dopo alcuni tentativi di classificazione degli elementi fino ad allora noti, sulla base
delle scarse conoscenze delle loro proprietà chimiche e fisiche, Mendeleev in Russia
e, indipendentemente, L. Meyer in Germania, scoprirono che le proprietà degli
elementi sono “periodiche”, cioè si ripetono a intervalli regolari quando gli
elementi vengono ordinati in funzione delle loro masse atomiche crescenti.
Sulla base di questa scoperta nel 1869 Mendeleev mise a punto la sua tavola periodica dove collocò tutti gli elementi allora noti, ordinandoli in funzione della massa
atomica crescente. Ottenne così otto colonne, in ognuna delle quali venivano a
trovarsi elementi che presentavano spiccate analogie nelle loro proprietà.
Quando l’ordine sembrava interrotto, dovette lasciare spazi vuoti nell’attesa che
altri elementi venissero scoperti per riempirli. Mendeleev riuscì addirittura a predire la massa atomica di elementi ancora ignoti e anche le loro proprietà in base
alla posizione che avrebbero dovuto occupare nella tavola.
Egli chiamò ekaboro, ekalluminio ed ekasilicio tre elementi, le cui proprietà coincidevano perfettamente con quelle dello scandio, del gallio e del germanio, scoperti sei anni più tardi. La sorprendente corrispondenza tra le previsioni fatte e le
caratteristiche trovate per gli elementi mancanti costituì una formidabile conferma della periodicità delle proprietà chimiche degli elementi.
Tab. 1 Elementi previsti da Mendeleev
massa atomica = 44
densità *ossido = 3,50
ekalluminio massa atomica = 68
densità = 6
ekasilicio
massa atomica = 72
densità = 5,50
ekaboro
Fig. 1 La tavola periodica
di Mendeleev.
Elementi scoperti in seguito
massa atomica = 44,96
densità ossido = 3,86
gallio
massa atomica = 69,72
densità = 5,96
germanio
massa atomica = 72,60
densità = 5,47
scandio
* la densità è espressa in g/cm3
La scoperta di Mendeleev non riusciva però a spiegare alcune apparenti anomalie. Il cobalto, per esempio, pur avendo massa atomica maggiore di quella del nichel, possiede delle proprietà che nella tavola periodica porterebbero a collocarlo
prima di questo elemento.
100
c
modulo
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
Quasi mezzo secolo più tardi Moseley, con i suoi esperimenti sull’emissione di
raggi X da parte degli elementi sottoposti a radiazioni ad alta energia, scoprì che
la carica nucleare degli atomi cresce di un’unità passando da un elemento al successivo nella tavola periodica.
Per spiegare il ripetersi periodico delle proprietà degli elementi, Moseley suggerì
che questi andassero sistemati in funzione della carica nucleare crescente anziché della massa atomica, come aveva ipotizzato Mendeleev. In tal modo la posizione corretta del cobalto (Z = 27) è proprio quella che precede il nichel (Z = 28),
dal quale, appunto, differisce per una unità di numero atomico.
Pertanto, la legge periodica stabilisce che:
le proprietà degli elementi ricorrono periodicamente quando
gli elementi vengono ordinati secondo il loro numero atomico
crescente.
Clicca qui per eseguire
il test interattivo
STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
1. Secondo Mendeleev, le proprietà degli elementi
ricorrono periodicamente quando vengono
ordinati in funzione delle loro masse atomiche
crescenti. obiettivo
Conoscere la periodicità
delle proprietà degli
elementi correlata alla loro
configurazione elettronica
esterna
2. Moseley suggerì che gli elementi
V F
nella tavola periodica andassero
sistemati in funzione del numero
atomico crescente.
V F
2 La tavola periodica moderna
Esaminando la configurazione elettronica dei primi 20 elementi, secondo il modello di Bohr, scopriamo una caratteristica assai importante: la periodica distribuzione degli elettroni nel livello più esterno. Infatti, se confrontiamo le configurazioni elettroniche dell’idrogeno (H), del litio (Li), del sodio (Na) e del potassio
(K) riportate nello schema qui sotto, possiamo notare che tutti e quattro gli elementi hanno in comune il fatto di avere un solo elettrone nel livello più esterno.
H
3 Li
11 Na
19 K
1
1s1
1s2
1s2
1s2
2s1
2s22p6 3s1
2s22p6 3s23p6 4s1
Analogamente, se confrontiamo le configurazioni elettroniche del berillio (Be), del
magnesio (Mg) e del calcio (Ca), scopriamo che questi elementi possiedono due
elettroni nel loro ultimo livello energetico, mentre, se confrontiamo la configurazione elettronica del boro (B) con quella dell’alluminio (Al), notiamo che entrambe presentano tre elettroni nel livello esterno.
Be
4
Mg
12
20
5
13
Ca
B
Al
1s2
1s2
1s2
2s2
2s22p6 3s2
2s22p6 3s23p6 4s2
1s2
1s2
2s22p1
2s22p6 3s23p1
Questa caratteristica è valida anche per gli elementi che presentano configurazioni elettroniche esterne con quattro, cinque, sei, sette e otto elettroni e per tutti gli
altri elementi oltre il ventesimo.
i g t c
unità c3 La tavola periodica degli elementi
x÷
–+
Da quanto osservato scaturisce che:
le strutture elettroniche esterne degli elementi si ripetono
periodicamente ogni qualvolta si conclude il riempimento
di un livello per iniziarne un altro.
Di conseguenza possiamo dedurre che la causa della periodicità degli elementi va
attribuita proprio alle strutture elettroniche più esterne dei loro atomi che, come
abbiamo visto, si ripetono periodicamente. Pertanto:
viene chiamato guscio di valenza il livello più esterno di energia e,
analogamente, elettroni di valenza gli elettroni in esso contenuti.
I gruppo
1 Periodo
1° strato
1
VIII gruppo
2
H
II gruppo
3
Li
4
III gruppo
IV gruppo
Be
5
B
6
Mg
13
Al 14
C
V gruppo
7
VI gruppo
He
VII gruppo
N 8
O 9
P 16
S 17
F 10
Ne
Cl 18
Ar
2 Periodo
2° strato
3 Periodo
3° strato
11
Na 12
1 elettrone
di valenza
2 elettroni
di valenza
3 elettroni
di valenza
Si 15
4 elettroni
di valenza
5 elettroni
di valenza
6 elettroni
di valenza
7 elettroni
di valenza
8 elettroni
di valenza
(eccetto He)
I periodi
Sulla base del nuovo criterio di classificazione gli elementi vengono collocati in
ordine di numero atomico crescente, incasellati in file orizzontali dette periodi, il
cui numero progressivo corrisponde al livello di riempimento.
Ogni nuovo periodo inizia con un elemento che ha un solo elettrone in un nuovo
livello principale di energia. Pertanto l’idrogeno H inizia il primo periodo, il litio
Li inizia il secondo periodo, il sodio Na inizia il terzo periodo e così via fino al settimo periodo, essendo sette i livelli energetici disponibili.
Tenendo conto del numero massimo di elettroni che ogni livello può ospitare,
possiamo così costruire la tavola periodica:
il primo periodo conterrà soltanto due elementi, l’idrogeno, H, e l’elio, He,
perché due al massimo sono gli elettroni appartenenti al primo livello;
il secondo periodo conterrà otto elementi, dal litio, Li, al neon, Ne, perché
otto sono al massimo gli elettroni permessi nel secondo livello;
il terzo periodo dovrebbe contenere diciotto elementi, essendo diciotto gli
elettroni che al massimo possono disporsi nel terzo livello. Come si è visto, però,
il sottolivello 3d segue il 4s nel diagramma energetico per cui nel terzo periodo
avremo soltanto otto elementi, corrispondenti al riempimento dei sottolivelli 3s
e 3p. I dieci elementi, dallo scandio, Sc, allo zinco, Zn, corrispondenti al riempimento del sottolivello 3d, si trovano invece nel quarto periodo.
Gli elementi che riempiono il sottolivello 3d, ma anche quelli che riempiono il 4d
e il 5d, sono detti elementi o metalli di transizione e si distinguono, rispettivamente, in elementi della prima serie di transizione (3d ), della seconda serie (4d )
e della terza serie (5d ).
101
102
modulo
c
x÷
–+
i g t c
La struttura della materia
Analogamente, gli elementi che utilizzano i sottolivelli 4f e 5f costituiscono due
serie di 14 elementi ciascuna, che vengono denominate rispettivamente serie dei
lantanidi e degli attinidi.
Queste due file, per comodità, nella tavola vengono rappresentate in basso.
I gruppi
Dopo aver disposto gli elementi lungo i periodi e aver collocato i periodi uno sotto
l’altro, si ottengono otto colonne verticali dette gruppi, al cui interno troviamo
elementi che possiedono uguale numero di elettroni nel livello più esterno.
Questi elementi presentano analoghe proprietà chimiche e pertanto si dice che appartengono alla stessa “famiglia chimica” e fanno parte dello stesso gruppo.
Così, per esempio, al primo gruppo appartengono gli elementi che hanno un solo
elettrone nel livello esterno. Essi costituiscono la famiglia dei metalli alcalini, ad
eccezione dell’idrogeno che presenta proprietà chimiche nettamente diverse, dal
momento che nel primo livello, a differenza degli altri, possono stare al massimo
due elettroni.
Al secondo gruppo troviamo gli elementi con 2 elettroni esterni che fanno
parte della famiglia dei metalli alcalino-terrosi.
Analogamente, nel terzo gruppo troviamo gli elementi con 3 elettroni nel
livello di valenza e così fino ad arrivare al settimo gruppo, dove troviamo
gli elementi appartenenti alla famiglia
degli alogeni che hanno 7 elettroni
nell’ultimo livello.
Nell’ottavo gruppo, infine, troviamo i
gas nobili, gli elementi cioè che hanno la configurazione esterna completa.
Fig. 2 Cloro, bromo e iodio
appartengono al gruppo degli alogeni.
Le notazioni di Lewis
Per evidenziare gli elettroni appartenenti al livello di valenza, G.N. Lewis ha proposto una semplice e comoda rappresentazione che utilizza il simbolo chimico
dell’elemento circondato da “puntini” corrispondenti agli elettroni di valenza.
Utilizzando le notazioni di Lewis per atomi che hanno soltanto elettroni negli
orbitali s e p dell’ultimo livello, possiamo notare che il numero di “puntini” corrisponde proprio al gruppo di appartenenza della tavola periodica, con la sola
eccezione dell’elio che, pur avendo soltanto due elettroni nell’ultimo livello, viene
collocato nell’ottavo gruppo in quanto, come il neon e l’argon, ha completato il
suo livello esterno con la sua configurazione elettronica 1s2.
Tab. 2 Notazioni di Lewis dei primi 18 elementi
Gruppo
I
primo periodo H
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
He
secondo periodo
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
terzo periodo
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Na
Ca
4
5
Sc
Ti
V
21 44,9559 22 47,90* 23 50,9414* 24
3
Idrogeno
0,30
313
2,1
H
1,0079
elettronegatività
(secondo Pauling)
simbolo
Cr
51,996
6
8
9
Mn
Fe
Co
25 54,9380 26 55,847* 27 58,9332 28
7
Cu
Ga
Al
Boro
0,88
B
10,81
6
Ge
Si
C
12,011
IV
14
7
As
P
N
14,0067
V
15
Se
S
O
Br
Cl
F
VII
17
567
Kr
Ar
Ne
Elio
0,93
8 15,9994* 9 18,99840 10 20,179*
VI
16
He
4,00260
VIII
Carbonio
Azoto
Ossigeno
Fluoro
Neon
0,77
0,70
0,71
0,66
0,64
191
2,0 260
2,5 335
3,0 314
3,5 402
4,0 497
13 26,98154 14 28,086* 15 30,97376 16 32,06 17 35,453 18 39,948*
5
III
13
2
Alluminio
Silicio
Fosforo
Zolfo
Cloro
Argon
0,98
1,10
1,04
0,99
1,43
1,17
138
1,5 188
1,8 254
2,1 239
2,5 300
3,0 363
65,38 31
69,72 32 72,59* 33 74,9216 34 78,96* 35 79,904 36
83,80
Zn
12
29 63,546* 30
11
non metalli
semimetalli
metalli
58,70
Ni
10
ELEMENTI DI TRANSIZIONE
energia di
ionizzazione
in kcal/mole
raggio atomico
in Å
1
massa
atomica
18
Sr
90
0,7
Ra
Radio
2,20
Fr
Francio
2,70
87
Hf
Zr
Ta
Nb
W
Mo
Re
Tc
Os
Ru
Ir
Rh
Pt
Pd
Au
Ag
Hg
Cd
Tl
In
Pb
Sn
Bi
Sb
Classificazione dei gruppi
comunemente usata.
0,9
1,1
*
ATTINIDI
**
LANTANIDI
Attinio
2,00
**Ac
140,12
Pr
1,3
1,5
Pa
Protoattinio
Th
Uranio
1,42
U
Nd
59 140,9077 60 144,24* 61
Torio
1,65
Cerio
1,65
Ce
[145]
1,7
1,3
Nettunio
Np
Pm
62
150,4
1,3
Plutonio
Pu
Sm
63
151,96
1,3
Americio
Am
Eu
Curio
Cm
Gd
Berkelio
Bk
Tb
Californio
Cf
Dy
Es
1,2
[254]
Einsteinio
99
Olmio
1,58
Ho
Tm
1,2
2,0
At
I
Yb
Astato
1,40
2,2 248
Fermio
Md
Mendelevio
No
Nobelio
Laurenzio
Lr
Lu
174,97
Radon
Rn
Xe
Lutezio
1,56
1,1 115
1,2
[259] 103 [260]
Itterbio
1,2 143
[258] 102
Tulio
1,56
100 [257] 101
Fm
Erbio
1,57
Er
Polonio
1,40
Po
Te
64 157,25* 65 158,9254 66 162,50* 67 164,9304 68 167,26* 69 168,9342 70 173,04* 71
Praseodimio
Neodimio
Promezio
Samario
Europio
Gadolinio
Terbio
Disprosio
1,65
1,64
1,62
1,85
1,61
1,59
1,59
159
129
142
1,1 133
1,1 145
1,2 133
1,2 131
1,1 155
1,2 157
[251]
90 232,0381 91 231,0359 92 238,029 93 237,0482 94 [244] 95 [243] 96 [247] 97 [247] 98
58
Tungsteno
Afnio
Tantalio
Renio
Osmio
Iridio
Platino
Oro
Mercurio
Tallio
Piombo
Bismuto
Lantanio
(Wolframio)
1,57
1,43
1,37
1,37
1,34
1,35
1,38
1,44
1,50
1,71
1,75
1,46
1,88
0,7 120
0,9 129
1,3 138
1,5 184
1,7 182
1,9 201
2,2 212
2,2 207
2,2 213
2,4 241
1,9 141
1,8 171
1,8 185
1,9
1,1 127
[227]
[223] 88 226,0254 89
Ba
Bario
2,17
Cs
Cesio
2,62
*La
Y
Stronzio
Ittrio
Zirconio
Niobio
Molibdeno
Tecnezio
Rutenio
Rodio
Palladio
Argento
Cadmio
Indio
Stagno
Antimonio
Tellurio
Iodio
Xenon
1,31
1,41
1,37
1,33
2,15
1,80
1,57
1,41
1,36
1,32
1,33
1,34
1,38
1,44
1,49
1,62
1,40
96
0,8 131
1,0 152
1,2 160
1,4 156
1,6 166
1,8 167
1,9 173
2,2 178
2,2 192
2,2 175
1,9 207
1,7 133
1,7 169
1,8 199
1,9 208
2,1 241
2,5 280
[209] 85
[210] 86
[222]
55 132,9054 56 137,34* 57 138,9055* 72 178,49* 73 180,9479* 74 183,85* 75 186,207 76 190,2 77 192,22* 78 195,09* 79 196,9665 80 200,59* 81 204,37* 82 207,2 83 208,9804 84
Rubidio
2,44
Rb
Manganese
Potassio
Calcio
Scandio
Titanio
Vanadio
Cromo
Ferro
Cobalto
Nichel
Rame
Zinco
Gallio
Germanio
Arsenico
Selenio
Bromo
Kripton
1,12
1,21
1,17
1,14
2,31
1,97
1,60
1,46
1,31
1,25
1,26
1,25
1,24
1,28
1,33
1,22
1,22
1,29
100
0,8 141
1,0 151
1,3 158
1,5 156
1,6 156
1,6 171
1,5 182
1,8 181
1,8 176
1,8 178
1,9 216
1,6 138
1,6 187
1,8 231
2,0 225
2,4 273
2,8 323
[99] 44 101,07* 45 102,9055 46
106,4 47 107,868 48 112,40 49 114,82 50 118,69* 51 121,75* 52 127,60* 53 126,9045 54 131,30
37 85,4678* 38 87,62 39 88,9059 40 91,22 41 92,9064 42 95,94* 43
K
Sodio
Magnesio
1,86
1,60
117
0,9 177
1,2
19 39,098* 20 40,08
Mg
Be
9,01218
II
2
Berillio
1,11
124
1,0 215
1,5
11 22,98977 12 24,305
Litio
1,52
Li
4
Classificazione dei gruppi
secondo la IUPAC
(1986) che suggerisce
la numerazione progressiva
da 1 a 18.
7
6
H
numero
atomico
TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
x÷
–+
5
4
3
2
I
1,0079
••
Idrogeno
0,30
313
2,1
3 6,941*
gruppi
periodi 1
1•
i g t c
unità c3 La tavola periodica degli elementi
103
104
modulo
c
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
La tavola in blocchi
Come è facile osservare, la tavola periodica è una sorta di mappa che permette
di ricavare la configurazione elettronica degli elementi. Essa può essere anche
suddivisa in blocchi, ognuno dei quali fa riferimento al riempimento di un particolare sottolivello. Così al blocco s corrispondono i primi due gruppi, al blocco p
i gruppi che vanno dal III all’VIII, mentre al blocco d e al blocco f corrispondono rispettivamente gli elementi di transizione (1a, 2a e 3a serie) e i lantanidi e gli
attinidi. Per una più immediata lettura, tali blocchi vengono rappresentati con
colori diversi.
I
s
II
p
1
H
He
III
IV
V
2
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
3 Na Mg
d
VI VII VIII
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
5 Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
6
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
7
Fr
Ra
Ac
Ku
Ha
4
f
Fig. 3 La tavola periodica
suddivisa in blocchi.
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Lr
Pu
Clicca qui per eseguire
il test interattivo
STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono
vere(V) o false(F).
1. Gli elementi appartenenti allo stesso periodo
hanno lo stesso numero di elettroni esterni.
2. Gli elementi dei metalli alcalini posseggono
un elettrone nel livello più esterno.
3. Il neon è un gas nobile che possiede
8 elettroni nel livello più esterno.
4. Il terzo periodo della tavola periodica va
dal potassio allo zinco.
obiettivo
V F
V F
V F
V F
Completa le frasi inserendo le parole
mancanti.
5. La tavola periodica moderna è organizzata in ……........…..
verticali chiamate
…….......................…..
e righe orizzontali
chiamate …….......................…...
6 La periodicità degli elementi è dovuta alle strutture
elettroniche
……...............................…..
…….......................…..
degli atomi che si
periodicamente.
3 L’energia di ionizzazione
Conoscere l’esistenza dei
livelli energetici attraverso
l’andamento dei valori
dell’energia di ionizzazione
e i livelli energetici
In condizioni normali, come si è detto, l’atomo di ogni elemento è elettricamente
neutro in quanto il numero dei protoni contenuti nel nucleo è uguale a quello degli elettroni. È possibile tuttavia, fornendo una certa quantità di energia, vincere
l’attrazione elettrostatica del nucleo e allontanare uno o più elettroni. In tal modo
nel nucleo rimarranno uno o più protoni in eccesso che conferiranno all’atomo
una o più cariche positive.
Un atomo elettricamente carico viene definito ione; in questo caso, ione positivo o catione. Indicando con A un generico atomo e con A+ il suo corrispondente
ione positivo, il processo può essere così schematizzato:
A + energia –––––> A+ + e–
i g t c
unità c3 La tavola periodica degli elementi
x÷
–+
Nel caso del litio (Z = 3), lo schema può essere così rappresentato:
O
Li(g) +
Li+(g) +
energia
e-
Quando l’elettrone viene estratto dall’atomo neutro si parla di energia di prima
ionizzazione: Si
si definisce energia di prima ionizzazione di un atomo l’energia
richiesta per estrarre l’elettrone più esterno da quell’atomo allo
stato gassoso.
Se proviamo però a estrarre un secondo elettrone dallo ione prima ottenuto,
l’energia richiesta viene denominata energia di seconda ionizzazione:
Al
A+Fe+ energia –––––> A2+ + e–
Ca
Analogamente chiameremo energia
di terza
quarta
Na
altri ionizzazione e
K ionizzazione,
Mg
H
Ti elementi
così via l’energia richiesta per rimuovere il terzo e il quarto elettrone rispettivamente.
Se rappresentiamo
un istogramma
i valori
di prima
in % ionizzazione,
49,2 25,7 7,5 in4,7
3,4 2,6
2,4
1,9 dell’energia
0,9 0,6 valore
relativa ai primi 20 elementi, cioè dall’idrogeno (Z = 1) al calcio (Z = 20) (Fig. 3),
possiamo trarre importanti considerazioni:
energia di ionizzazione
t ra i primi due elementi, H (Z = 1) e He (Z = 2), si ha un notevole salto dei valori di energia di ionizzazione;
dal terzo elemento, Li (Z = 3), l’energia di ionizzazione cresce gradualmente
fino a raggiungere un valor massimo per il Ne (Z = 10);
per il sodio, Na (Z = 11), si osserva un valore di energia paragonabile a quello
del litio;
dal sodio in poi si ha ancora un graduale aumento dell’energia di ionizzazione,
fino a raggiungere un valore massimo per l’Ar (Z = 18), paragonabile a quello
del Ne (Z = 10);
per il K (Z = 19) e il Ca (Z = 20), i valori dell’energia di ionizzazione sono paragonabili a quelli di Na (Z = 11) e di Mg (Z = 12).
He
Ne
H
Be
Li
1
2
3
4
C
N
F
O
B
5
Na
6
7
8
9
10
11
Si
Mg
P
S
Cl
Ar
Ca
Al
12
13
K
14
15
16
17
18
19
20
numero atomico
Fig. 4 Istogramma delle
energie di prima ionizzazione dei
primi 20 elementi.
L’andamento dei valori dell’energia, o potenziale, di prima ionizzazione, ci permette di ordinare i 20 elementi in tre blocchi ben distinti:
1 ° blocco che va dall’H all’He;
2° blocco che va dal Li al Ne;
3° blocco che va dal Na all’Ar.
105
modulo
106
c
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
È importante osservare come ciascun blocco inizia con un elemento a bassa energia di ionizzazione e si conclude con un gas nobile che presenta sempre un valore
massimo di energia di ionizzazione. Si osservi inoltre che ciascun blocco è costituito da otto elementi, a eccezione del primo che, invece, è costituito soltanto da due
elementi. Non è difficile scoprire allora che gli elementi di ciascun blocco sono
proprio quelli che nella tavola periodica appartengono a un periodo: il primo con
due elementi, il secondo e il terzo con otto elementi. L’analogia dei valori tra
elementi che si trovano nelle stesse posizioni nei vari blocchi (Li, Na, K; Be, Mg,
Ca ecc.) ci porta a scoprire i gruppi dove sono collocati gli elementi che hanno
proprietà chimiche analoghe.
Se estendiamo le misure delle energie di ionizzazione relative al 2°, al 3°, al 4°
e così via fino ad arrivare all’ultimo elettrone di uno stesso elemento, si possono
ottenere altre importanti informazioni. Esaminiamo, per esempio, le energie di
ionizzazione di tutti gli elettroni del sodio, così come riportato nella Tabella 3.
Tab. 3 Energie di ionizzazione del sodio (kJ/mol)
1ª
2ª
3ª
4ª
5ª
6ª
500
4600
6900
9500
13300
16 600
Fig. 5 Diagramma delle
energie di ionizzazione del sodio.
livello più
esterno
158 800
Energia
di ionizzazione
(kJ/mol)
141 300
28 900
4600
500
1a
2a
3a
4a
7ª
8ª
20 100 25 500
9ª
10ª
11ª
28 900 141 300 158 800
Come si vede, tali energie presentano un andamento crescente in accordo con
il fatto che togliere successivamente elettroni da uno stesso atomo è sempre più
difficile, in quanto lo ione si va caricando sempre più positivamente.
Ciò che sorprende, però, è il notevole salto che si ha quando si passa dalla 1a alla
2a ionizzazione, e anche dalla 9a alla 10a, e questo è una conferma della disposizione a strati degli elettroni all’interno dell’atomo.
Scopriamo così che l’atomo di sodio organizza i suoi elettroni in tre livelli
(Fig. 5): quello più esterno contenente un solo elettrone (a cui compete una
energia di ionizzazione E.I. = 500 kJ/mol), quello intermedio che ne contiene
8 (con E.I. comprese tra 4600 e 28900 kJ/mol) e infine quello più prossimo al
nucleo, che ne contiene 2 (con E.I. dell’ordine di 150000 kJ/mol).
Il modello atomico a livelli appena descritto
livello
livello più
intermedio
interno
per il sodio può assumere validità generale
se misuriamo le E.I. di tutti gli elettroni appartenenti a tutti gli elementi. In tal modo è
possibile “contare” direttamente quanti elettroni si trovano attorno al nucleo e in che
modo sono distribuiti nei vari livelli.
Da tutte queste considerazioni possiamo
concludere che il modello atomico che Bohr
aveva ipotizzato è in perfetto accordo con i
dati dell’analisi delle energie di ionizzazione, che ne costituiscono una valida conferma sperimentale.
5a
6a
7a
8a
9a
10a 11a
Numero di ionizzazione
Clicca qui per eseguire
il test interattivo
STOP test di controllo
Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).
1. Il valore dell’energia di prima
ionizzazione è superiore a quello di seconda
ionizzazione. 2. L’energia di prima ionizzazione
si riferisce a un atomo neutro. 3. Il sodio possiede un valore di energia
V F
V F
di prima ionizzazione paragonabile a quella
dell’alluminio.
4. L’argon possiede un basso valore di energia
di ionizzazione. V F
V F
unità c3 La tavola periodica degli elementi
i g t c
x÷
–+
obiettivo
4 Le proprietà periodiche
Conoscere le proprietà
periodiche degli elementi
e prevederne l’andamento
sulla base della loro posizione
nella tavola periodica
Conosciamo ora alcune proprietà caratteristiche degli atomi, correlate direttamente alle loro configurazioni elettroniche esterne che, come abbiamo visto, si
ripetono periodicamente.
Raggio atomico e volume atomico
Con una certa approssimazione, come si è visto, gli atomi possono essere assimilati a delle minuscole sfere le cui dimensioni possono essere espresse in termini di
raggio atomico e, di conseguenza, di volume atomico. Il raggio atomico esprime la distanza tra il nucleo e l’elettrone più esterno ed è misurato in nanometri o in ångström (Å). Nella tavola periodica le dimensioni di un atomo variano
lungo un gruppo e lungo un periodo.
Scendendo lungo un gruppo, aumenta il numero quantico principale e di conseguenza il numero di livelli occupati dagli elettroni. In tal modo, gli elettroni del
livello più esterno si trovano sempre più distanti dal nucleo e sempre più schermati per la presenza dei livelli intermedi, e di conseguenza saranno meno attratti dal
nucleo. Pertanto:
il raggio atomico, e di conseguenza il volume, aumentano lungo un
gruppo procedendo dall’alto verso il basso.
Lungo un periodo, invece, si ha un aumento del numero atomico, cioè del numero
di protoni, e quindi un aumento della carica positiva del nucleo. Gli elettroni che
via via si aggiungono hanno però lo stesso numero quantico principale e pertanto
si collocano nello stesso livello di energia. L’effetto che ne deriva è un aumento
dell’attrazione degli elettroni da parte del nucleo con conseguente riduzione del
raggio e contrazione del volume:
il raggio atomico, e di conseguenza il volume, diminuiscono lungo
un periodo procedendo da sinistra verso destra.
Decrescente
I
Crescente
H
Fig. 6 Andamento
della variazione del
raggio atomico in Å
all’interno dei gruppi
e all’interno dei
periodi.
0,3
II
III
IV
V
VI
VII
Li
Be
B
C
N
O
F
1,52
1,11
0,88
0,77
0,70
0,66
0,64
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
1,86
1,60
1,43
1,17
1,10
1,04
0,99
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
2,31
1,97
1,60
1,46
1,31
1,25
1,29
1,26
1,25
1,24
1,28
1,33
1,22
1,22
1,21
1,17
1,14
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
2,44
2,15
1,80
1,57
1,41
1,36
1,32
1,33
1,34
1,38
1,44
1,49
1,62
1,40
1,41
1,37
1,33
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
2,62
2,17
1,88
1,57
1,43
1,37
1,37
1,34
1,35
1,38
1,44
1,50
1,71
1,75
1,46
1,4
1,4
Fr
Ra
Ac
2,7
2,20
2,0
Elementi di transizione
107
modulo
c
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
Andamento dell’energia di ionizzazione
L’energia di ionizzazione è una proprietà periodica particolarmente importante
in quanto, come si è detto, è strettamente legata alla configurazione elettronica.
Vediamo qual è il suo andamento nella tavola periodica.
Scendendo lungo un gruppo, l’elettrone da rimuovere si trova su livelli di energia
sempre più esterni e quindi sarà sempre meno attratto dal nucleo.
Pertanto:
l’energia di ionizzazione diminuisce lungo un gruppo procedendo
dall’alto verso il basso.
All’interno di un periodo, invece, procedendo da sinistra verso destra, l’elettrone
da rimuovere sarà sempre più attratto dal nucleo perché, con l’aumentare del
numero atomico, aumenta la carica nucleare.
Pertanto:
l’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo procedendo
da sinistra verso destra.
crescente
H
decrescente
108
Fig. 7 Andamento dell’energia
di ionizzazione.
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np-Lr
Affinità elettronica e suo andamento
Abbiamo visto che per allontanare uno o più elettroni da un atomo neutro è
necessario fornire energia. Si avrà invece cessione di energia quando un atomo
acquista uno o più elettroni.
Tale processo può essere così schematizzato:
A + e– –––––> A– + energia
dove con A– è indicato lo ione negativo o anione.
Pertanto:
si definisce affinità elettronica la quantità di energia ceduta
quando un atomo neutro allo stato gassoso acquista un elettrone.
Analogamente al catione, l’anione è un atomo elettricamente carico, ma di carica
negativa. Il nuovo elettrone, infatti, non potendo essere neutralizzato da un corrispondente protone del nucleo, conferisce all’intero atomo una carica unitaria
negativa.
Anche per l’affinità elettronica valgono le stesse considerazioni fatte per il potenziale di ionizzazione. L’elettrone acquistato, infatti, va a collocarsi sempre nel
livello più esterno e quindi lungo un gruppo, allontanandosi dal nucleo, sarà sempre meno attratto, mentre lungo un periodo, con l’aumento della carica nucleare,
sarà sempre più attratto.
i g t c
unità c3 La tavola periodica degli elementi
x÷
–+
Pertanto:
l’affinità elettronica diminuisce lungo un gruppo procedendo
dall’alto verso il basso, mentre aumenta lungo un periodo,
procedendo da sinistra verso destra.
crescente
decrescente
H
Fig. 8 Andamento dell’affinità
elettronica.
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np-Lr
Andamento dell’elettronegatività
L’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica sono, come si è visto, grandezze
che indicano la tendenza che ha ogni atomo a perdere o acquistare elettroni e
da esse si può prevedere il comportamento chimico degli elementi che, come si è
detto più volte, dipende dagli elettroni esterni.
Tali proprietà, per una più immediata lettura della tavola periodica, sono state
correlate insieme in un’unica proprietà molto usata in chimica: l’elettronegatività.
Per la sua misura L. Pauling ha proposto una scala arbitraria che assegna il valore
più elevato (4) al fluoro, e quello più basso (0,7) al francio e valori intermedi a tutti
gli altri elementi. Tali valori indicano la capacità che ha l’atomo di un elemento
di attrarre gli elettroni che condivide con l’atomo di un altro elemento quando si
trovano legati.
Una più completa comprensione di tale proprietà si avrà dopo aver studiato il
legame chimico, nel prossimo modulo.
Anche l’elettronegatività è ovviamente una proprietà periodica che, come il potenziale di ionizzazione e l’affinità elettronica, diminuisce lungo un gruppo e
cresce lungo un periodo.
crescente
H
2,1
Li
Be
Na
Mg
K
Ca
Rb
Sr
decrescente
1,0
0,9
0,8
0,8
1,2
1,0
1,0
Ba
Fr
Ra
0,7
B
1,5
Cs
0,7
Fig. 9 Andamento
dell’elettronegatività.
He
0,9
0,9
2,0
Al
Sc
Cr
Mn
Nb
Mo
Ta
W
Ti
V
Zr
1,3
1,5
1,2
1,4
1,6
1,1-1,2
1,3
1,5
1,7
1,1
1,3
1,5
1,7
Y
La
Ac
Hf
Th
1,6
Pa
1,6
1,8
U
Fe
Co
Tc
Ru
Re
Os
1,5
1,8
1,9
2,2
1,9
2,2
Np-Lr
1,3
2,4
2,8
2,1
2,5
2,0
2,2
Sb
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Pt
2,2
2,0
Sn
Ir
2,2
3,0
In
1,9
2,4
1,6
1,7
1,7
1,9
1,8
1,8
1,8
1,8
Ar
2,5
Cd
1,6
Cl
2,1
Ag
1,9
Ne
4,0
1,9
1,9
S
Se
Te
Po
-
F
3,5
P
As
Pd
2,2
1,8
O
3,0
Ge
Rh
2,2
Si
Ga
Cu
1,8
2,5
N
Zn
Ni
1,8
1,5
C
-
Br
Kr
I
Xe
At
Rn
-
109
c
modulo
i g t c
La struttura della materia
x÷
–+
Metalli e non metalli
Un primo tentativo di classificazione degli elementi è stato già descritto precedentemente. Esso si basava fondamentalmente sulle caratteristiche fisiche.
Dopo aver studiato la struttura elettronica possiamo notare che gli elementi denominati metalli sono quelli che posseggono basse energie di ionizzazione, basse
affinità elettroniche e di conseguenza basse elettronegatività, e che quindi presentano spiccata tendenza a cedere elettroni. Essi sono normalmente localizzati nella
parte sinistra o in basso della tavola periodica.
I non metalli, viceversa, sono quelli che
presentano spiccata tendenza ad acquistare
elettroni, cioè quelli che hanno alta affinità
elettronica e alto potenziale di ionizzazione, e di conseguenza alto valore di elettronegatività; essi sono collocati a destra della
tavola periodica.
I semimetalli, infine, sono ovviamente gli
elementi che presentano valori intermedi di
tali grandezze e, di conseguenza, caratteristiche intermedie.
Fig. 10 Cristallo di zolfo
nativo, un non metallo.
crescente
proprietà metalliche
H
He
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Fig. 11 Andamento delle
proprietà metalliche e non
metalliche.
crescente
Li
proprietà non metalliche
crescente
proprietà metalliche
110
Np-Lr
crescente
proprietà non metalliche
STOP test di controllo
Completa le frasi inserendo le parole mancanti.
1. Procedendo lungo un periodo il raggio atomico, e di
3. L’energia di ionizzazione
…….............................…..
lungo
conseguenza il
…….................
atomico,
…….........................
un gruppo procedendo dall’ …….............................….. verso
a causa della
…….......…....................…..
attrazione degli
il ……....................…...
elettroni da parte del nucleo.
2. L’elettronegatività ……....................….. lungo un gruppo e
……....................…..
lungo un periodo.
4. L’affinità elettronica è la quantità di energia ……...............
quando un atomo neutro gassoso …….............................…..
un elettrone.
Clicca qui per aprire
la sintesi dei concetti
principali
i g t c
Verifica
unità c3
La tavola periodica degli elementi
1
La tavola di Mendeleev
e la scoperta della periodicità
2
La tavola periodica moderna
.
1. Inserisci in ciascun quadratino la lettera della parola chiave corrispondente alla definizione.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
e lementi del secondo gruppo
colonna verticale di elementi della tavola periodica
elementi che prevedono il riempimento del sottolivello d
elementi del primo gruppo, escluso l’idrogeno
rappresentazione simbolica che riporta gli elettroni di valenza attorno al simbolo di un elemento sotto forma di punti
e lementi dell’ottavo gruppo
riga orizzontale di elementi della tavola periodica
proprietà degli elementi che si ripetono quando si
organizzano secondo il numero atomico crescente
elettroni che occupano i sottolivelli più esterni s
e p di un atomo
elementi del settimo gruppo
a.metalli alcalini
b.metalli alcalini terrosi
c. notazioni di Lewis
d.gruppo
e.alogeni
f. gas nobili
g.periodo
h.legge periodica
i. elementi di transizione
j. elettroni di valenza
10. Come puoi giustificare l’appartenenza dell’elio all’ottavo gruppo, anche se possiede soltanto due
elettroni?
11. Perché l’idrogeno, pur essendo al primo gruppo, non
appartiene alla famiglia dei metalli alcalini?
12. Che cos’hanno in comune gli elementi di uno stesso
periodo?
.
13. Stabilisci a quale gruppo appartengono:
a.gli elementi che hanno 3 elettroni
nel livello di valenza .......................
b.i gas nobili .......................
c. gli alogeni .......................
14. Scrivi la configurazione elettronica esterna degli
elementi del quinto gruppo.
15. Scrivi la configurazione elettronica esterna di tutti
gli elementi appartenenti al terzo periodo.
16. Scrivi la configurazione elettronica esterna dei gas
nobili.
17. Indica, tra le seguenti, le coppie di configurazioni
elettroniche che si riferiscono a elementi appartenenti allo stesso gruppo:
b 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
c 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3. Come vengono chiamate le righe orizzontali e le co-
d 1s2 2s2 2p2
e 1 s2 2s2 2p6 3s2
4. Quali sono gli elementi che appartengono al primo
f 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5. Spiega perché nel terzo periodo troviamo soltanto 8
18. Stabilisci quanti elettroni di valenza possiede ciascuno dei seguenti elementi:
6. Per quale serie di elementi avviene il riempimento
del sottolivello 4f?
simbolo dell’elemento chimico nella notazione di
Lewis?
e non 18 elementi.
9. Che cosa rappresentano i puntini che circondano il
2. In che cosa differisce la tavola periodica moderna
periodo?
tavo gruppo.
a 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
lonne verticali nella tavola periodica?
8. Indica che cos’hanno in comune gli elementi dell’ot-
da quella proposta da Mendeleev?
x÷
–+ 111
7. Per quale serie di elementi avviene il riempimento
del sottolivello 3d?
a.N .......................
b.Ca
.......................
c. Ar
.......................
d.Si
.......................
6
7
Cesio
87
112
Bario
88
Fr
Francio
Ra
Lantanio
89
Afnio
Tantalio
Tungsteno
(Wolframio)
Renio
Osmio
Iridio
Platino
Oro
Mercurio
Tallio
Piombo
Bismuto
Polonio
Astato
i g t c
Ac
Verifica
Radio
Attinio
58
• Classificazione dei gruppi
secondo la IUPAC
(1986) che suggerisce
la numerazione progressiva
da 1 a 18
Ce
59
60
Pr
Radon
Nd
61
Pm
62
Sm
63
64
Eu
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
x÷
–+
Lu
LANTANIDI
19. Scrivi
la configurazione elettronica esterna dei se- 27. Spiega perché l’energia di seconda ionizzazione è
91
90
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
guenti elementi:
di
primaLwionizzazione.
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cfmaggiore
Es
Fm quella
Md diNo
•• Classificazione dei gruppi
comunemente usata
ATTINIDI
Cerio
Praseodimio
Neodimio
Promezio
Samario
Europio
Gadolinio
Terbio
Disprosio
Olmio
Erbio
Tulio
Itterbio
Lutezio
Torio
Protoattinio
Uranio
Nettunio
Plutonio
Americio
Curio
Berkelio
Californio
Einsteinio
Fermio
Mendelevio
Nobelio
Laurenzio
a.He .......................
b.O .......................
c. I .......................
d.Fe .......................
28. Schematizza il processo di formazione di un generico anione e definisci l’affinità elettronica.
20. Scrivi la configurazione elettronica completa del Co
e stabilisci:
29. Descrivi l’andamento del potenziale di ionizzazione
lungo un gruppo e lungo un periodo.
30. Gli elementi di quale gruppo posseggono i valori più
elevati di potenziale di ionizzazione?
a.a quale famiglia di elementi appartiene;
b.quanti elettroni possiede nel guscio di valenza;
c.quanti sono i livelli principali impegnati;
d.quanti elettroni si trovano nel sottolivello d.
21. Usa la simbologia di Lewis per rappresentare i seguenti elementi:
a.P ....................... b.F ....................... c. Ne .......................
d.Mg .......................
22. Usa la simbologia di Lewis per rappresentare gli elementi del quinto gruppo.
23. Usa la simbologia di Lewis per rappresentare gli elementi del secondo periodo.
24. Tra gli elementi indicati con le lettere maiuscole
dell’alfabeto, riconosci:
a.quello che ha configurazione elettronica esterna 4s1;
b.quello che appartiene alla famiglia degli alogeni;
c. quello che appartiene alla famiglia dei gas nobili;
d.quello che ha configurazione elettronica esterna 4s2 3d7.
B
C
D
A
25 .Colloca nella tavola periodica dell’esercizio precedente i seguenti elementi per ciascuno dei quali disponi delle seguenti informazioni:
• elemento X: ha configurazione elettronica esterna 2s2
• elemento Y: ha configurazione elettronica esterna
5s2 4d5
• elemento W: ha numero atomico Z = 7
• elemento Z: ha numero atomico Z = 2
3
L’energia di ionizzazione e i livelli
energetici
4
Le proprietà periodiche
... le conoscenze.
31. Gli elementi di quale gruppo posseggono i valori più
elevati di affinità elettronica?
32. Descrivi l’andamento dell’elettronegatività lungo un
gruppo e lungo un periodo.
33. Qual è il valore di elettronegatività dell’elemento
più elettronegativo?
34. In quale intervallo sono compresi i valori della scala
di elettronegatività di Pauling?
35. Quali parametri sono indicativi per stabilire le proprietà metalliche di un elemento?
.
36. Osservando la tavola periodica, stabilisci quale elemento di ciascuna delle seguenti coppie richiede
una maggiore energia di prima ionizzazione:
a.Mg / Ca
b.S / Se
c. Al / S
d.Mg / Cl
37. Osservando la tavola periodica, stabilisci quale elemento di ciascuna delle seguenti coppie ha una affinità elettronica più elevata:
a.F / Br
b.Al / S
c. O / Se
d.Mg / P
38. Indica quale dei seguenti elementi ha il raggio atomico minore: B Al Ga In Tl
39. Indica quale dei seguenti elementi ha il raggio atomico maggiore: Li Be C O Ne
40. Metti in ordine di volume atomico crescente i seguenti elementi: I Cl Br F
... le conoscenze
26. Definisci che cosa s’intende per energia di prima ionizzazione.
41. Metti in ordine di affinità elettronica crescente i
seguenti elementi: F C Li N
i g t c
unità c3 La tavola periodica degli elementi
x÷
–+
42. Delle seguenti coppie di elementi scegli quello che
presenta un più spiccato carattere metallico
a.B / Al
b.Na / K
c. Mg / Al
d.Sn / Te
43. Sulla base degli indizi che ti vengono forniti scopri
di quale elemento si tratta:
• è un elemento che ha spiccato carattere non metallico;
• il suo anione presenta una sola carica negativa;
• lo trovi nel terzo periodo della tavola;
• la configurazione elettronica del suo anione corrisponde a quella dell’Ar.
Verifica le competenze
Esempio guidato
Esempio guidato
• Scrivi la configurazione elettronica del catione
Na+
e stabilisci a quale gas nobile corrisponde.
• Scrivi la configurazione elettronica dell’anione F–
e stabilisci a quale gas nobile corrisponde.
Soluzione
Soluzione
a. Facendo riferimento alla tavola periodica trovi che il
numero atomico del sodio è 11. Pertanto, nella sua
configurazione elettronica devi collocare 11 elettroni:
1s2 2s2 2p6 3s1
b.Schematizza il relativo processo di ionizzazione:
a.Facendo riferimento alla tavola periodica trovi che il numero atomico del fluoro è 9, pertanto nella sua configurazione elettronica devi collocare 9 elettroni: 1s2 2s2 2p5
b.Schematizza il relativo processo di ionizzazione:
F + e– –––––
> F–
Na –––––
> Na+ + e–
c. Ricordando che l’elettrone che per primo viene strappato è quello più esterno, nella configurazione elettronica
dello ione Na+ non dovrà più comparire l’elettrone 3s1;
pertanto la sua configurazione elettronica sarà:
Na+: 1s2 2s2 2p6
d.Se osservi quest’ultima configurazione ti accorgi che presenta l’ultimo livello completo, come accade per i gas
nobili. La configurazione dello ione Na+, pertanto, corrisponderà al gas nobile che lo precede, il neon, la cui
configurazione elettronica sarà:
Ne: 1s2 2s2 2p6
c. Ricordando che l’elettrone acquisito deve essere collocato nel livello più esterno, nella configurazione elettronica dello ione F– dovrà comparire un elettrone in
più nel sottolivello 2p; pertanto la sua configurazione
elettronica conterrà ora 10 elettroni e sarà:
F–: 1s2 2s2 2p6
d.Se osservi quest’ultima configurazione ti accorgi che presenta l’ultimo livello completo, come accade per i gas
nobili. La configurazione dello ione F– pertanto corrisponderà al gas nobile che in questo caso lo segue, il
neon, la cui configurazione elettronica sarà:
Ne: 1s2 2s2 2p6
44 Facendo riferimento alla tavola periodica, scrivi le
configurazioni elettroniche dei seguenti cationi:
a.K+
b.Li+ ...................................
...................................
45 Facendo riferimento alla tavola periodica, scrivi le
configurazioni elettroniche dei seguenti cationi:
...................................
a.Ca2+
b.Mg2+ ...................................
46 Facendo riferimento alla tavola periodica, scrivi
le configurazioni elettroniche dei seguenti cationi
e stabilisci per ciascuno a quale gas nobile corrisponde:
...................................
a.Rb+
b.Be2+
...................................
47 Facendo riferimento alla tavola periodica, scrivi le
configurazioni elettroniche dei seguenti anioni:
a.H–
...................................
b.Cl–
...................................
48 Facendo riferimento alla tavola periodica, scrivi le
configurazioni elettroniche dei seguenti anioni:
a.S2–
...................................
b.O2–
...................................
49 Facendo riferimento alla tavola periodica, scrivi le
configurazioni elettroniche dei seguenti anioni e, per
ciascuno, stabilisci a quale gas nobile corrisponde:
a.Br–
b.I–
...................................
...................................
113
114
Verifica i g t c
x÷
–+
50 Stabilisci quale dei seguenti ioni presenta la stessa
configurazione elettronica del Kr:
b Cl–
c Sr2+
d Se2–
...................................
Mg2+
...................................
S2– ...................................
H–
Esempio guidato
• Schematizza, secondo il modello di Bohr, la strut-
Soluzione
51 Indica a quale gas nobile corrisponde la configurazione elettronica dei seguenti ioni:
Br–
La tavola periodica degli elementi
tura elettronica del sodio, Na, e del suo catione,
Na+, rappresentando le orbite con dei cerchi concentrici e gli elettroni con dei pallini.
a K+
c3
...................................
a.Dalla tavola periodica individua il numero atomico del
sodio che è Z = 11.
b.Dal numero atomico deduci che il sodio possiede 11
elettroni e quindi puoi individuare in quanti livelli vanno distribuiti.
c. Ricordati che il primo livello può al massimo ospitare 2
elettroni e il secondo 8, pertanto l’undicesimo elettrone
andrà collocato nel terzo livello.
d.Disegna tre cerchi concentrici ponendo al centro il nucleo.
Esempio guidato
• Descrivi con il simbolismo di Lewis i seguenti ioni:
Na+, Cl–.
Soluzione
a.Il sodio è un metallo alcalino e appartiene al primo
gruppo; pertanto, perdendo un elettrone per formare lo
ione Na+, assumerà la configurazione elettronica del gas
nobile che lo precede.
b.Il cloro è un alogeno e appartiene al settimo gruppo.
Acquistando un elettrone, formerà lo ione Cl– la cui
configurazione elettronica corrisponde a quelle del gas
nobile che lo segue.
c. Entrambi gli ioni, avendo configurazione elettronica
esterna corrispondente a quella di un gas nobile, avranno
nell’ultimo livello 8 elettroni.
Con il simbolismo di Lewis sono così rappresentati:
Na
+
Cl
–
52 Descrivi con il simbolismo di Lewis i seguenti ioni:
Br–, S2–, N3–.
53 Descrivi con il simbolismo di Lewis i seguenti ioni:
K+, Mg2+, Al3+.
e.Disegna 2 pallini nel primo cerchio, 8 nel secondo e 1
nel terzo che è il livello più esterno.
f. Per ottenere lo ione Na+ occorre rimuovere l’elettrone
dal livello più esterno: pertanto il catione sarà rappresentato soltanto da 2 cerchi: il primo con 2 pallini e il
secondo con 8.
g.Nota che quest’ultima rappresentazione corrisponde a
quella del neon, il gas nobile che precede il sodio nella
tavola periodica.
54 Disegna, secondo il modello di Bohr, le strutture
elettroniche dei seguenti atomi, rappresentando
con cerchi concentrici le orbite e con pallini gli
elettroni: Al, Mg, O, Al3+, Mg2+, O2–.
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