Fondamenti di chimica generale 2e
Raymond Chang, Kenneth Goldsby
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CAPITOLO 8
LA TAVOLA PERIODICA
8.15 L'idrogeno forma lo ione H+ (ricorda i metalli alcalini) e lo ione H– (ricorda gli
alogeni).
8.16
Impostazione: (a) Ci riferiamo al principio di costruzione discusso nel
paragrafo 7.9 del testo. Iniziamo scrivendo la configurazione elettronica cominciando
dal numero quantico n = 1 e continuando per valori di energia crescenti fino ad
accomodare tutti gli elettroni. (b) Quali sono le configurazioni elettroniche
caratteristiche degli elementi rappresentativi, degli elementi di transizione, dei gas
nobili? (c) Esamina la disposizione degli elettroni nel livello più esterno. Che cosa
determina il diamagnetismo o il paramagnetismo di un elemento?
Soluzione:
(a) Sappiamo che per n = 1 abbiamo un orbitale 1s (2 elettroni). Per n = 2 abbiamo un
orbitale 2s (2 elettroni) e tre orbitali 2p (6 elettroni). Per n = 3 abbiamo un orbitale 3s
(2 elettroni). Il numero di elettroni ancora da sistemare è 17 – 12 = 5. Questi cinque
elettroni sono posti negli orbitali 3p. La configurazione elettronica è 1s22s22p63s23p5
ovvero [Ne]3s23p5.
(b) Poiché il sottolivello 3p non è completamente riempito, questo è un elemento
rappresentativo. Senza consultare la tavola periodica, dovresti sapere che il gruppo
degli alogeni ha sette elettroni di valenza. Puoi quindi classificare ulteriormente
classificare questo elemento come un alogeno. Inoltre, tutti gli alogeni sono
nonmetalli.
(c) se devi scrivere un diagramma ad orbitali per questa configurazione elettronica
devi notare che c'è un elettrone spaiato nel sottolivello p. Ricorda che i tre orbitali 3p
possono ospitare un totale di sei elettroni. Quindi gli atomi di questo elemento sono
paramagnetici.
Verifica: In (b), nota che un metallo di transizione possiede un sottolivello d
incompleto e un gas nobile ha il livello esterno completo. In (c) ricorda che se gli
atomi di un elemento contengono un numero dispari di elettroni, allora l'elemento
deve essere paramagnetico.
8.17
(a) e (d);
(b) e (f)
(c) e (e)
8.18 Gli elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza avranno un
comportamento chimico simile. Osservando la tavola periodica, gli elementi con lo
stesso numero di elettroni di valenza sono nello stesso gruppo. Quindi le coppie che
dovrebbero presentare proprietà chimiche simili dei loro atomi sono:
(a) e (d)
(b) e (e)
(c) e (f)
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8.19
8.20 (a) gruppo 1A
Identifica gli elementi.
(b) Gruppo 5A(c) Gruppo 8A
(d) Gruppo 8B
8.21 Non ci sono elettroni nel sottolivello 4s perché i metalli di transizione perdono
elettroni dal sottolivello di valenza ns prima che dal sottolivello (n – 1)d. Per l'atomo
neutro ci sono solo sei elettroni di valenza. L'elemento può essere identificato nel Cr
(Cromo) semplicemente contando sei a partire dal potassio (K, numero atomico 19).
8.22
Dovresti capire che lo ione metallico in questione è uno ione di un metallo di
transizione perché ha cinque elettroni nel sottolivello 3d. Ricorda che in uno ione di
un metallo di transizione, gli orbitali (n – 1)d sono più stabili degli orbitali ns. Quindi,
quando si forma un catione a partire da un atomo di un metallo di transizione, gli
elettroni vengono sempre rimossi prima dall'orbitale ns e poi, se necessario, dagli
orbitali (n – 1)d. Dato che lo ione metallico ha carico +3, sono stati rimossi tre
elettroni. Dato che il sottolivello 4s è meno stabile del 3d, i due elettroni devono
essere tolti dall'orbitale 4s e un elettrone dal 3d. Quindi la configurazione dell'atomo
neutro è [Ar]4s23d6. Questa è la configurazione elettronica del ferro. Quindi il metallo
è il ferro.
8.27 Determina il numero di elettroni e poi introduci gli elettroni come hai imparato
nel capitolo 7 (figura 7.21 e tavola 7.3 del testo).
8.28
Impostazione: Nella formazione di un catione da un atomo neutro di un
elemento rappresentativo, uno o più elettroni vengono rimossi dal livello n più alto
occupato. Nella formazione di un anione da un atomo neutro di un elemento
rappresentativo, uno o più elettroni vengono addizionati al livello n più alto
parzialmente riempito.
Gli elementi rappresentativi tipicamente guadagnano o perdono elettroni per
raggiungere la configurazione elettronica stabile di gas nobile. Quando un catione
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viene formato da un atomo di un metallo di transizione, gli elettroni vengono sempre
rimossi prima dall'orbitale ns o poi, se necessario, dagli orbitali (n – 1)d.
Soluzione:
(b) come in (a). Sai vedere perché?
(d) come in (c). Sai vedere perché?
(e) come in (c)
(f) Perché non è
(g) Perché non
(h) Perché non
8.29 Questo esercizio si risolve semplicemente determinando il numero totale di
elettroni utilizzando la figura 7.21 e la tabella 7.3 del testo.
8.31 Due specie sono isoelettroniche se esse hanno lo stesso numero di elettroni.
Possono due atomi neutri di elementi diversi essere isoelettronici?
(a) C e B– sono isoelettronici
isoelettronici
(c) Ar e Cl– sono isoelettronici
(b)
Mn2+
e
Fe3+
sono
(d) Zn e Ge2+ sono isoelettronici
Con quale atomo neutro sono isoelettronici gli ioni positivi in (b)?
8.32 Isoelettronico significa che le specie hanno lo stesso numero di elettroni e la
stessa configurazione elettronica.
8.37
(a) Cs è più grande. Si trova sotto Na nel gruppo 1A.
(b) Ba è più grande. Si trova sotto Be nel gruppo 2A.
(c) Sb è più grande. Si trova sotto N nel gruppo 5A.
(d) Br è più grande. Si trova sotto F nel gruppo 7A.
(e) Xe è più grande. Si trova sotto Ne nel gruppo 8A.
8.38 Impostazione: Quali sono gli andamenti nei raggi atomici in un particolare
gruppo e in un particolare periodo? Quali degli elementi sopra riportati si trovano
nello stesso gruppo e quali nello stesso periodo?
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Soluzione: Ricorda che gli andamenti periodici nelle dimensioni atomiche sono:
(1) Muovendoci da sinistra a destra attraverso una riga (periodo) della tavola
periodica, il raggio atomico decresce a causa dell'aumento nella carica nucleare
effettiva.
(2) Muovendoci verso il basso lungo una colonna (gruppo) della tavola periodica, il
raggio atomico aumenta visto che le dimensioni dell'orbitale aumentano all'aumentare
del numero quantico.
Gli atomo che noi stiamo considerando sono tutti nello stesso periodo della tavola
periodica. Quindi, gli atomi che all'estrema sinistra nella riga avranno il raggio
atomico più grande e gli atomi all'estrema sinistra della riga avranno il raggio atomico
più piccolo. Disponendo in ordine di raggio atomico decrescente avremo:
Verifica: Vedi la figura 8.4 del testo per confermare che la disposizione sopra
riportata sia corretta.
8.39
Pb, come possiamo vedere dalla Figura 8.4 del testo.
8.40 Il fluoro è l'elemento più piccolo del gruppo 7A. I raggi atomici aumentano
muovendoci verso il basso in un gruppo dato che le dimensioni degli orbitali
aumentano all'aumentare del numero quantico principale n.
8.41
La configurazione elettronica del litio è 1s22s1. I due elettroni 1s schermano
efficacemente l'elettrone 2s dal nucleo. Conseguentemente, l'atomo di litio è
considerevolmente più grande dell'atomo di idrogeno.
8.42
Le dimensioni del raggio atomico sono fortemente influenzate da quanto
fortemente gli elettroni esterni sono attratti dal nucleo. Più grande sarà la carica
nucleare effettiva, più fortemente saranno attratti gli elettroni e più piccolo sarà il
raggio atomico. Nel secondo periodo, il raggio atomico del litio è il più grande perché
l'elettrone 2s è ben schermato dal livello 1s riempito. La carica nucleare effettiva
sentita dagli elettroni esterni aumenta procedendo lungo un periodo come risultato di
uno schermaggio incompleto da parte degli elettroni dello stesso livello.
Conseguentemente, l'orbitale contenente gli elettroni è compresso e il raggio atomico
decresce.
8.43
(a) Cl è più piccolo di Cl–. Un atomo diventa più grande quando aggiungiamo
elettroni.
(b) Na+ è più piccolo di Na. Un atomo diventa più piccolo quando rimuoviamo
elettroni.
(c) O2– è più piccolo di S2–. Entrambi gli elementi appartengono allo stesso
gruppo, e il raggio ionico aumenta scendendo lungo un gruppo.
(d) Al3+ è più piccolo di Mg2+. I due ioni sono isoelettronici (Che cosa
significa? Vedi il paragrafo 8.3 del testo) e in questi casi il raggio diventa più
piccolo man mano che la carica diventa più positiva.
(e) Au3+ è più piccolo di Au+ per la stessa ragione come descritta in (b).
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In ognuno dei casi descritti da quale atomo sarà più difficile strappare un elettrone.
8.44
Impostazione: Nella comparazione dei raggi ionici è utili classificare gli ioni
in tre categorie: (1) ioni isoelettronici, (2) ioni con la stessa carica generati da atomi
dello stesso gruppo, e (3) ioni con carica diversa generati dallo stesso atomo. Nel caso
(1) gli ioni che portano una carica negativa più maggiore sono sempre più grandi; nel
caso (2) gli ioni derivanti da atomi aventi il numero atomico maggiore sono sempre
più grandi; nel caso (3) gli ioni che hanno una carica positiva minore sono sempre più
grandi.
Soluzione: Gli ioni citati sono tutti isoelettronici. Ognuno di essi ha dieci elettroni. Lo
ione con il numero più piccolo di protoni avranno il raggio atomico più grande, e gli
ioni con il numero di protoni maggiore avranno il raggio ionico più piccolo. La carica
nucleare effettiva aumenta all'aumentare del numero di protoni. Gli elettroni sono
attratti più fortemente dal nucleo al decrescere del raggio ionico. N3– ha solo 7 protoni
e quindi il nucleo eserciterà un'attrazione minore sui 10 elettroni. N3– è lo ione più
grande del gruppo. Mg2+ ha 12 protoni nel nucleo che attrarranno più efficacemente i
10 elettroni. Mg2+ è lo ione più piccolo del gruppo. L'ordine di raggio atomico
crescente è:
8.45
Lo ione Cu+ è più grande di Cu2+ perché ha un elettrone in più.
8.46
Sia il selenio che il tellurio sono elementi del Gruppo 6A. Dato che il raggio
atomico, nella tavola periodica, aumenta scendendo lungo un gruppo, ne consegue che
Te2– deve essere più grande di Se2–.
8.47
Il bromo è liquido, tutti gli altri sono solidi.
8.48 Assumiamo che il punto di ebollizione approssimato dell'argon è la media del
punto di ebollizione del neon e del kripton. Tale affermazione è basata sulla sua
posizione nella tavola periodica tra il Ne e il Kr nel gruppo 8A.
Il punto di ebollizione effettivo dell'argon è –185.7°C.
8.51
A parte alcune piccole irregolarità, l'energia di ionizzazione degli elementi in
un periodo aumenta all'aumentare del numero atomico. Possiamo spiegare questo
andamento riferendoci all'incremento della carica nucleare effettiva da sinistra a
destra. Una grande carica nucleare effettiva significa un elettrone esterno trattenuto
più fortemente, e quindi un'alta energia di prima ionizzazione. Quindi, nel terzo
periodo, il sodio ha l'energia di prima ionizzazione più bassa e il neon ha quella più
alta.
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8.52 Gli elementi del gruppo 3A (come Al) hanno tutti un singolo elettrone nel
sottolivello p più esterno, che è ben schermato dalla carica nucleare dagli elettroni
interni e dagli elettroni ns2. Quindi è necessaria meno energia per rimuovere un
singolo elettrone p che per rimuovere un elettrone s accoppiato dallo stesso livello
principale di energia (come per il Mg).
8.53
Per formare lo ione +2 del calcio, è necessario rimuovere solo due elettroni di
valenza. Per il potassio, tuttavia, il secondo elettrone proviene da un nucleo di gas
nobile e presenta un'energia di seconda ionizzazione molto più alta. Ti aspetteresti un
effetto simile se provassi a formare lo ione +3 del calcio?
8.54
Impostazione: La rimozione dell'elettrone più esterno richiede meno energia
se esso è schermato da un livello più interno completo.
Soluzione: Il solo elettrone nell'orbitale 3s dovrebbe essere il più facile da rimuovere.
Questo elettrone solitario è schermato dalla carica nucleare dal livello più interno
riempito. Quindi, l'energia di ionizzazione di 496 kJ/mol è accoppiato con la
configurazione elettronica 1s22s22p63s1.
Una configurazione elettronica di gas nobile, come 1s22s22p6, è una configurazione
molto stabile rendendo estremamente difficile rimuovere un elettrone. L'elettrone 2p
non è efficacemente schermato dagli elettroni nello stesso livello energetico. L'elevata
energia di ionizzazione di 2080 kJ/mol dovrebbe essere associata con l'elemento
avente la configurazione elettronica di gas nobile.
Verifica: Compara questa risposta con i dati della tabella 8.2. La configurazione
elettronica 1s22s22p63s1 corrisponde ad un atomo di sodio e la configurazione
elettronica 1s22s22p6 corrisponde all'atomo di Ne.
8.55 L'energia di ionizzazione è la differenza tra lo stato n = ∞ (finale) e lo stato n
= 1 (iniziale).
In unità di kJ/mol:
Questa energia è più grande dell'energia di prima ionizzazione dell'elio (vedi tabella
8.2 del testo)?
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8.56
Il numero atomico del mercurio è 80. Eseguiamo i calcoli con una cifra
significativa
in
più
per
limitare
gli
errori
di
arrotondamento.
8.60
Impostazione: Qual è il trend dell'affinità elettronica in un particolare gruppo
o in un particolare periodo della tavola periodica? Quali tra gli elementi sopra elencati
si trovano nello stesso gruppo o nello stesso periodo?
Soluzione: Per l'affinità elettronica un andamento periodico è quello che la tendenza
ad accettare elettroni aumenta (cioè i valori di affinità elettronica diventano più
positivi) come ci muoviamo da sinistra a destra attraverso un periodo. Tuttavia questo
andamento non include i gas nobili. Sappiamo che i gas nobili sono estremamente
stabili e non vogliono acquistare o perdere elettroni.
Basandoci sull'andamento periodico riportato, ci dovremmo aspettare per Cl la più
alta affinità elettronica. L'addizione di un elettrone a Cl forma Cl–, che ha una
configurazione elettronica stabile di gas nobile.
8.61
Basandoci sui valori di affinità elettronica non dovremmo aspettarci che i
metalli alcalini formino anioni. Alcuni anni fa la maggior parte dei chimici avrebbero
risposto a questa risposta con un forte "No"! Nei primi anni settanta un chimico
chiamato J. L. Dye alla Michigan State University ha scoperto che sotto condizioni
molto speciali i metalli alcalini possono essere costretti ad accettare un elettrone per
formare ioni negativi! Questi ioni sono chiamati ioni alcaluro.
8.62
I metalli alcalini hanno una configurazione elettronica di valenza di tipo ns1 e
possono quindi accettare un elettrone nell'orbitale ns. D'altra parte, i metalli alcalino
terrosi hanno una configurazione elettronica di valenza di tipo ns2. I metalli alcalino
terrosi hanno una piccola tendenza ad accettare un altro elettrone, perché esso
dovrebbe andare in un orbitale p a più alta energia.
8.65
Fondamentalmente, noi guardiamo ai processi in cui un catione viene formato
a partire da un metallo. Il catione è isoelettronico con il gas nobile che precede il
metallo nella tavola periodica. Dato che tutti i metalli alcalini hanno una
configurazione elettronica esterna di tipo ns1, noi prevediamo che essi formino ioni
unipositivi: M+. Similmente i metalli alcalino terrosi, che hanno una configurazione
elettronica esterna di tipo ns2 formeranno ioni M2+.
8.66
Dato che l'energia di ionizzazione decresce scendendo lungo un gruppo nel
sistema periodico, il francio dovrebbe avere l'energia di ionizzazione più bassa di tutti i
metalli alcalini. Come conseguenza, il francio dovrebbe essere l'elemento più
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reattivo nei confronti dell'ossigeno e dell'acqua del gruppo 1A. La reazione con
l'ossigeno dovrebbe probabilmente essere simile a quella di K, Rb o Cs.
Quali ti aspetti che sia la formula dell'ossido? E del cloruro?
8.67
La configurazione elettronica dell'elio è 1s2 e quella dagli altri gas nobili è
2
6
ns np . Il sottolivello completamente riempito rappresenta una grande stabilità. Di
conseguenza questi elementi sono chimicamente non reattivi.
8.68
Gli elementi del gruppo 1B sono molto meno reattivi di quelli del gruppo 1A.
Gli elementi del gruppo 1B sono più stabili perché un'energia di ionizzazione molto
più alta a causa dello schermo parziale dalla carica nucleare esercitato dagli elettroni d
interni. L'elettrone ns1 degli elementi del gruppo 1A è schermato dal nucleo più
efficacemente dal nucleo di gas nobile completamente riempito. Di conseguenza, gli
elettroni esterni degli elementi del gruppo 1B sono attratti più fortemente dal nucleo.
8.69
Attraverso un periodo, gli ossidi variano da basici, ad anfoteri e ad acidi.
Scendendo lungo un gruppo, gli ossidi diventano più basici.
8.70 (a) L'ossido di litio è un ossido basico. Reagisce con l'acqua per formare
idrossidi metallici.
(b) L'ossido di calcio è un ossido basico. Reagisce con l'acqua per formare
idrossidi metallici.
(c) Il diossido di carbonio è un ossido acido. Esso reagisce con l'acqua per
formare acido carbonico.
8.71
LiH (idruro di litio): composto ionico; BeH2 (idruro di berillio): composto
covalente; B2H6 (diborano, non dovresti conoscere questo nome); composto
molecolare; CH4 (metano, lo conosci?): composto molecolare; NH3 (ammoniaca,
dovresti conoscerla): composto molecolare; H2O (acqua, se non la conosci dovresti
vergognarti): composti molecolari; HF (fluoruro di idrogeno): composto molecolare.
LiH e BeH2 sono solidi, B2H6, CH4, NH3 e HF sono gas e H2O è un liquido.
8.72
Come ci muoviamo lungo un gruppo, il carattere metallico degli elementi
aumenta. Dato che il magnesio e il bario sono entrambi elementi del gruppo 2A, noi ci
aspettiamo che il bario sia più metallico del magnesio e BaO è più basico di MgO.
8.73 (a) Il carattere metallico decresce muovendosi da sinistra a destra attraverso un
periodo e aumenta muovendosi verso il basso in un gruppo.
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(b) Le dimensioni atomiche diminuiscono muovendoci da sinistra a destra ed
aumentano muovendoci verso il basso in un gruppo.
(c) L'energia di ionizzazione aumenta (con alcune eccezioni) muovendoci da sinistra a
destra attraverso un periodo e decresce scendendo lungo un gruppo.
(d) L'acidità degli ossidi aumenta muovendoci da sinistra a destra attraverso un
periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo.
8.74
(a) bromo
(b) azoto
(c) rubidio
(d) magnesio.
8.75
Sia l'energia di ionizzazione che l'affinità elettronica sono influenzate dalle
dimensioni degli atomi. Più piccolo è l'atomo, maggiore sarà l'attrazione tra gli
elettroni e il nucleo. Se è difficile rimuovere un elettrone da un atomo (cioè alta
energia di ionizzazione) ne segue che dovrebbe essere favorevole addizionare un
elettrone all'atomo (grande affinità per l'elettrone).
8.76 Questa è una serie isoelettronica con dieci elettroni in ogni specie. La carica
nucleare interagente con questi 10 elettroni varia da +8 per l'ossigeno a +12 per il
magnesio. Tuttavia la carica +12 in Mg2+ si troverà nei 10 elettroni più strettamente
delle +11 cariche in Na+ o delle +9 cariche in F– o delle +8 cariche in O2–. Ricorda
che le specie più grandi sono anche le più facili da ionizzare.
(a) Incremento del raggio ionico:
(b) incremento dell'energia di ionizzazione:
8.77 I composti ionici sono combinazioni di un metallo e di un non metallo. I
composti molecolari sono generalmente combinazioni non metallo – non metallo.
8.78
In accordo con l'Handbook of Chemistry and Physics (edizione 1966-67), il
potassio metallico ha un punto di fusione di 63.6 °C, il bromo è un liquido rossomarrone con un punto di fusione di – 7.2 °C ed il bromuro di potassio è un solido
incolore con un punto di fusione di 730°C. M è il potassio (K) e X è il bromo (Br).
8.79 (a) coincide con il bromo (Br2),
(b) coincide con l'idrogeno (H2),
(c)
coincide con il calcio (Ca), (d) coincide con l'oro (Au), (e) coincide con l'argon
(Ar).
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8.81 Solo (b) è elencata in ordine di raggio decrescente. La risposta (a) è elencata in
dimensioni crescenti perché il raggio aumenta scendendo lungo un gruppo. La
risposta (c) è elencata in dimensioni crescenti perchè il numero di elettroni aumenta.
8.82
(a) e (d)
8.83 L'equazione è:
Il colore bianco latte è dovuto al carbonato di calcio. L'idrossido di calcio è una base e
il diossido di carbonio è un ossido acido. I prodotti sono un sale e acqua.
8.84
Il fluoro è un gas giallo – verde che attacca il vetro; il cloro è un gas giallo
pallido; il bromo è un liquido rosso fumante e lo iodio è un solido scuro dall'aspetto
metallico.
8.85
(a)
(b)
(i) Entrambi reagiscono con acqua per formare idrogeno;
(ii) I loro ossidi sono basici;
(iii) I loro alogenuri sono ionici.
(i) Entrambi sono forti agenti ossidanti;
(ii) Entrambi reagiscono con l'idrogeno per formare HX (dove X è Cl o
Br);
(iii) Entrambi formano ioni alogenuri (Cl– o Br–) quando combinati con
metalli elettropositivi (Na, K, Ca, Ba).
8.86
Fluoro
8.87
Lo zolfo ha una configurazione elettronica fondamentale di tipo [Ne]3s23p4.
Tuttavia esso ha la tendenza ad accettare un elettrone per diventare S–, Sebbene
l'addizione di un altro elettrone renda S– , isoelettronico con Ar, l'aumento della
repulsione elettronica rende questo processo sfavorevole.
8.88
H– e He sono specie isoelettroniche con due elettroni. Dato che H– ha solo un
protone rispetto ai due protoni di He, il nucleo di H– attrarrà i due elettroni meno
fortemente se comparato a He. Quindi H– è più grande.
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8.89
(ossido basico)
(ossido acido)
8.90
Ossido
Li2O
BeO
B2O3
CO2
N2O5
Nome
Ossido di litio
Ossido di berillio
Ossido di boro
diossido di carbonio
Pentossido di diazoto
Proprietà
basico
anfotero
acido
acido
acido
Nota che sono stati presi in considerazione solo gli stati di ossidazione più alti.
8.91
Elemento
Mg
Cl
Si
Kr
O
I
Hg
Br
Stato
solido
gas
solido
gas
gas
solido
liquido
liquido
Forma
tridimensionale
molecola di atomica
tridimensionale
monoatomico
molecola diatomica
molecola diatomica
liquido (metallico)
molecola di atomica
8.92 Nella sua chimica, l'idrogeno si può comportare come un metallo alcalino (H+)
e come un alogeno (H–). H+ è un singolo protone.
8.93
Sostituendo Z nell'equazione data nel problema 8.55 con (Z – σ) si ha:
Per l'elio, il numero atomico (Z) è 2 e, nello stato fondamentale, i suoi due elettroni
sono nel primo livello energetico, così n = 1. Sostituiamo Z, n e l'energia di prima
ionizzazione nell'equazione sopra e risolviamo per σ.
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8.94
Riarrangiando l'equazione data e risolvendo per l'energia di ionizzazione.
o
L'energia cinetica dell'elettrone emesso è data nel problema. Sostituendo h, c e λ
nell'equazione sopra e risolvendo per l'energia di ionizzazione.
Vogliamo esprimere l'energia di ionizzazione in kJ/mol.
Per assicurarci che l'elettrone emesso sia l'elettrone di valenza, la luce UV della
lunghezza d'onda più lunga (energia più bassa) in grado comunque di estrarre
l'elettrone dovrebbe essere usata.
8.95 X deve appartenere al gruppo 4A; è probabilmente Sn o Pb perchèè non è un
metallo molto reattivo (certamente non è reattivo come un metallo alcalino).
Y è un non-metallo poiché non conduce elettricità. Dato che è un solido giallo chiaro,
esso è probabilmente fosforo (Gruppo 5A).
Z è un metallo alcalino dato che reagisce con l'aria per formare un ossido basico o un
perossido.
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8.96 Graficando il punto di fusione nei confronti del numero atomico ed
estrapolando la curva al francio, il punto di fusione stimato è 23°C.
8.97
La reazione che rappresenta l'affinità elettronica del cloro è:
(affinità
elettronica = +349 kJ/mol)
Ne segue che l'energia necessaria per il processo inverso è +349 kJ/mol
L'energia sopra riportata è l'energia di una mole di fotoni. Dobbiamo convertire
l'energia di un fotone per poter calcolare la lunghezza d'onda del fotone.
Ora possiamo calcolare la lunghezza d'onda di un fotone con questa energia.
La radiazione è nella regione ultravioletta dello spettro elettromagnetico.
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8.99
Zeff aumenta da sinistra a destra nella tavola periodica, così gli elettroni sono
trattenuti più fortemente. (Questo spiega i valori di affinità elettronica di C e O).
L'azoto ha un valore zero di affinità elettronica a causa della stabilità di un sottolivello
2p semiriempito (cioè, N ha poca tendenza ad accettare un altro elettrone).
8.100 Caratteristiche fisiche: solido, apparenza metallica come lo iodio; punto di
fusione maggiore di 114°C.
Reazione con acido solforico.
8.101 Il grafico è:
(a)
I1 corrisponde all'elettrone in 3s1
I2 corrisponde all'elettrone in 2p6
I3 corrisponde all'elettrone in 2p5
I4 corrisponde all'elettrone in 2p4
I5 corrisponde all'elettrone in 2p3
I6 corrisponde all'elettrone in 2p2
I7 corrisponde all'elettrone in 2p1
I8 corrisponde all'elettrone in 2s2
I9 corrisponde all'elettrone in 2s1
I10 corrisponde all'elettrone in 1s2
I11 corrisponde all'elettrone in 1s1
(b) è richiesta più energia per rimuovere un elettrone da un livello chiuso. Le
interruzioni indicano elettroni in differenti livelli e sottolivelli.
8.102
Energia necessaria per ionizzare un atomo Na.
La lunghezza d'onda corrispondente è:
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8.103 C'è un grosso salto tra l'energia di seconda e di terza ionizzazione, indicando
una variazione nel numero quantico principale n. In altre parole, il terzo elettrone
rimosso è in un livello interno con nucleo di gas nobile, che è difficile da rimuovere.
Tuttavia l'elemento e del gruppo 2A.
8.105 Il Mg reagirà con l'aria (O2 e N2) per produrre MgO(s) e Mg3N2(s). Le reazioni
sono:
MgO(s) reagirà con l'acqua per produrre la soluzione basica, Mg(OH)2(aq). La reazione
è:
Il problema indica che B forma una soluzione simile ad A, più un gas con un odore
pungente. Il gas è l'ammoniaca, NH3. La reazione è:
A è MgO e B è Mg3N2
8.106 (a) Essi dovrebbero aver usato un'apparecchiatura simile a quella della figura
7.6del testo eccetto per il tubo di scarica che viene riempito con argon gassoso. lo
spettro di emissine del gas non combacia con lo spettro di nessun elemento
conosciuto.
(b) Il gas argon è inerte (chimicamente non reattivo) e quindi non dovrebbe
combinarsi con altri elementi per formare composti.
(c) Una volta scoperto l'argon, Ramsay si convinse che dovessero esserci altri gas non
reattivi appartenenti allo stesso gruppo. Andò alla ricerca di questi gas e
sorprendentemente scoprì neon, krypton e xenon nel tempo di tre mesi.
(d) Sulla terra l'unica sorgente di elio è attraverso un processo di decadimento
radioattivo – le particelle a vengono emesse durante il decadimento nucleare sono
convertiti infine in atomi di elio. Poiché esso è un gas leggero, la sua concentrazione
nell'atmosfera è molto bassa.
(e) Il radon, come gli altri gas nobili, è non reattivo. Inoltre, il radon è un prodotto di
decadimento dell'uranio-238. Una volta formato, esso decade attraverso l'emissione di
una particella con un tempo di dimezzamento di 3.82 giorni. La sua abbondanza
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percentuale in un dato istante sarà molto piccola, e quindi essa formerà solo composti
con gli elementi più elettronegativi come il fluoro.
8.107 Numero atomico
Raggio atomico m ¯ 1011
¡ Carica nucleare effettiva
Nota che i valori del raggio atomico (in metri) sono moltiplicati per 1 ¯ 1011 , così i
valori della carica nucleare effettiva e il raggio dovrebbero fittare meglio nello stesso
grafico. In generale, man mano che la carica nucleare effettiva aumenta, gli elettroni
più esterni sono trattenuti più fortemente, e quindi il raggio atomico decresce.
8.108 L'energia di ionizzazione di 412 kJ/mol rappresenta la differenza di energia tra
lo stato fondamentale e il limite della dissociazione, mentre l'energia di ionizzazione
di 126 kJ/mol rappresenta la differenza di energia tra il primo stato eccitato e il limite
della dissociazione. Quindi la differenza di energia tra lo stato fondamentale e lo stato
eccitato è:
L'energia della luce emessa nella transizione tra il primo stato eccitato e lo stato
fondamentale è quindi di 286 kJ/mol. Convertiamo prima questa energia in unità
J/fotone, e quindi calcoliamo la lunghezza d'onda della luce emessa in questa
transizione elettronica.
8.109 In He, r è più grande che in H. Inoltre, la schermatura in He rende Zeff minore
di due. Quindi I1(He) < 2I(H). In He+, c'è solo un elettrone e quindi non c'è
schermatura. La grande attrazione tra il nucleo e il solo elettrone riduce r a meno del r
dell'idrogeno. Quindi I1(He) > 2I(H).
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8.110 L'aria contiene O2 e N2. Il nostro scopo è di preparare NH3 e HNO3. La
reazione di NH3 e HNO3 produce NH4NO3.
Per preparare NH3 isoliamo N2 dall'aria. H2 può essere ottenuto dall'elettrolisi
dell'acqua.
Sotto le opportune condizioni
Per preparare HNO3, facciamo reagire N2 con O2 (dall'aria o dall'acqua).
Poi
quindi
Infine
Studieremo le condizioni per la conduzione della reazione nei prossimi capitoli.
