modulo la struttura della materia - michiweb c.pdf · • il significato di notazione atomica ......

modulocObiettivi del moduloConoscere... • 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

La struttura della materia

NEL LIBRO DIGITALE

Approfondimenti

• Gli esperimenti di Thomson• Gli esperimenti di Goldstein• Gli esperimenti di Chadwick• Quando la radioattività incontra

la medicina• L’energia nucleare• L’effetto fotoelettrico• Il riempimento degli orbitali

Videoesperienze filmate• Effetti della fiamma ossidante

Esperimenti virtuali • Modelli atomici ed esperienza

di Rutherford

Sintesi, test e verifiche interattive

Password to chemistry

…e in più sul webEsperienze guidate • Saggi alla fiamma • Determinazione della lunghezza

del legame C–C

1 La luce: onde di energia radiante2 La luce: quanti di energia3 Il modello atomico di Bohr4 Il modello atomico a strati5 La configurazione elettronica6 La natura ondulatoria degli elettroni7 Il modello quantomeccanico8 La sequenza di riempimento degli orbitali

unità c2 La struttura atomica moderna

1 Le particelle subatomiche2 I primi modelli atomici3 Il nucleo atomico4 La radioattività

unità c1 All’interno dell’atomo

1 La tavola di Mendeleev e la scoperta della periodicità2 La tavola periodica moderna3 L’energia di ionizzazione e i livelli energetici4 Le proprietà periodiche

unità c3 La tavola periodica

ind

ice

glos

sari

o

tavo

la p

erio

dic

a

cost

anti

calc

olat

rice

La struttura della materiamodulocConoscere e saper utilizzare i multipli e sottomultipli delle unità di misura

1. Associa ciascuno dei seguenti multipli e sottomultipli al corrispondente prefisso:

a. micro- 1. 10-1

b. milli- 2. 10-3

c. nano- 3. 10-6

d. deci- 4. 10-9

2. Completa le seguenti equivalenze:

a. 2163 Å = ……................……….. m d. 0,154 cm = ……................……….. Å b. 327,11 cm = ……................………. m e. 15 mm = ……................……….. nm c. 9,83 · 10-12 m = ……................……….. nm f. 60 µm = ……................……….. Å

Conoscere l’energia e le sue unità di misura3. Qual è l’unita di misura dell’energia nel SI? ......................................................................................................................4. Quali sono le due principali forme di energia? ................................................................................................................5. A quanti J corrispondono 500 cal? ..........................................................................................................................................6. Calcola le calorie fornite da 50 g di biscotti il cui valore energetico è 2049 kJ/100g .......................... .........................................................................................................................................................................................................................

Sapere che cos’è la massa atomica relativa7. Qual è il campione di riferimento usato per le masse atomiche? ........................................................................

8. 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:

a. Br2O ....................................................................................... c. Br2O5 ............................................................................................. b. Br2O3 ...................................................................................... d. Br2O7 ............................................................................................. 9. Calcola la massa molecolare di:

a. CaCl2 ........................................................................................................................................................................................................

b. Al(OH)3 .....................................................................................................................................................................................................

Saper esprimere i numeri in notazione esponenziale10. Esprimi in notazione esponenziale i seguenti numeri:

a. 0,000045 ..........................................................................................................................................................................................

b. 6020000000 .......................................................................................................................................................................................

11. Esprimi le seguenti notazioni esponenziali nei corrispondenti numeri:

a. 5,04 · 107 .......................................................................................................................................................................................

b. 1,6 · 10-8 .......................................................................................................................................................................................

12. Esegui i seguenti calcoli utilizzando la notazione esponenziale:

a. 32 000 000 : 0,00042 = ...........................................................................................................................................................

b. 3 · 10-4 + 2 · 10-5 = ...........................................................................................................................................................

c. 7,2 · 10-8 – 1,5 · 10-9 = .............................................................................................................................................................

Prima di affrontare lo studio di questo modulo, verifica di...

unità c1 All’interno dell’atomo

Già dal VI secolo a.C. i Greci avevano scoperto che gli oggetti di ambra, se strofi-nati 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 que-sti 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 (+), quel-la assunta dal vetro e da altri materiali di natura vetrosa.Questi fenomeni possono essere spiegati solo ammettendo che la materia possie-de 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 esse-re 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:

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 pro-tone, che sono contenute all’interno dell’atomo e vengono pertanto chiamate particelle subatomiche.

obiettivoLe particelle subatomiche1

Scoprire che l’atomo non è indivisibile, ma è un’entità costituita da tre particelle subatomiche

Fig. 1 Una bacchetta di vetro, elettrizzata positivamente, attrae a sé piccoli pezzi di carta.

modulo c La struttura della materia72

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 chia-mate 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 parti-celle elementari: l’elettrone, il protone e il neutrone.

L’elettroneL’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 identifi-cata 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 protoneIl 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 neutroneIl 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 par-ticelle subatomiche.

Particella Simbolo Carica Massa Posizionesubatomica relativa relativa relativa

elettrone e– –1 1/1836 intorno al nucleoprotone p+ +1 1 nel nucleoneutrone n0 0 1 nel nucleo

Tab. 1 Particelle subatomiche

All’interno dell’atomo 73c1unità

Scegli il completamento corretto tra quelli proposti.3. L’atomo è elettricamente neutro in quanto il numero di

protoni in esso presenti è uguale... a al numero dei neutroni b al numero degli elettroni c alla somma degli elettroni e dei neutroni

STOP test di controllo

Completa le frasi inserendo le parole mancanti.1. I protoni sono le più …….......................….. particelle con

carica elettrica …….......................….. presenti negli atomi.

2. Il neutrone ha massa uguale a quella del ....................…..,

che corrisponde alla massa relativa di ……...................…...

L’indivisibilità dell’atomo daltoniano non poté più essere accettata dopo la sco-perta delle particelle subatomiche. Si pose quindi il problema di trovare un nuovo modello atomico che tenesse conto dell’esistenza di tali particelle.

Nel 1903 J. Thomson propose un modello che dava dell’atomo l’immagine di una sfera omoge-nea carica positivamente, all’interno della quale si trovano gli elettroni, come “l’uvetta all’inter-no del panettone”, senza una disposizione spa-ziale definita. Il modello di Thomson comun-que 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 radioat-tività e per questo suo lavoro, nel 1908, ricevette il premio Nobel. Egli riuscì a dimostrare che le radiazioni emesse dal polonio (un elemento radioattivo), chia-mate 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.

L’esperimento consisteva nel bombardare con raggi α un sottile foglio d’oro, osservando su uno schermo fluorescente gli effetti che tali radiazio-ni producevano dopo averlo attraversato. Così come si aspettava, Rutherford osservò che le par-ticelle α, per la maggior parte, passavano indi-sturbate attraverso la lamina d’oro e ciò era in accordo con il modello proposto da Thomson.

I primi modelli atomici2Mettere a confronto i primi modelli atomici cogliendone la loro evoluzione storica

obiettivo

–

–––

–

––

++

+

+

+ +

++

elettroni Fig. 2 Il modello atomico

di Thomson.

–

–––

–

–

–

++

+

+

+ +

++

particelle α

atomo nucleare

nucleo

atomo nucleare

nucleoprotonineutroni

elettroni

diametro atomo10-8 cm

diametro nucleo10-13 cm

elettroni

Fig. 3 Ecco che cosa si aspettava Rutherford in accordo con il modello atomico di Thomson.

I costituenti dell’atomoDal momento che gli atomi di tutti gli elementi sono costituiti dalle stesse parti-celle 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.


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 alcu-ne particelle α venivano deviate, altre addirittura rimbalzate indietro.

–

–––

–

–

–

++

+

+

+ +

++

particelle α

atomo nucleare

nucleo

atomo nucleare


elettroni



elettroni

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 spara-ste un proiettile da quindici pollici contro un foglio di carta e questo rimbalzasse indietro a 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 feno-meni osservati. Egli immaginò l’atomo come uno spazio vuoto con gli elettroni che si muovono al suo interno. Solo così, infatti, si poteva giustificare il fatto che la maggior parte delle particelle α attraversavano indisturbate la lamina d’oro.Al centro, invece, immaginò che vi fosse una porzione di spazio infinitamente picco-la rispetto alle dimensioni dell’atomo, il nucleo atomico, che conteneva i protoni. 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, men-tre quelle che lo centravano venivano addirittura rimbalzate indietro.Secondo il modello atomico di Rutherford (Fig. 6), si può affermare che:

Fig. 5 Ecco che cosa avviene in accordo con il modello atomico (nucleare) di Rutherford.

Fig. 6 Il modello atomico di Rutherford.

–

–––

–

–

–

++

+

+

+ +

++

particelle α

atomo nucleare

nucleo

atomo nucleare


elettroni



elettroni

Fig. 4 L’esperimento ideato da Rutherford.

+

+alcune particelleα vengonoleggermentedeviate

++

alcune particelleα vengonofortementedeviate

sorgente diparticelle α

rivelatore inmovimento

raggio diparticelle α

particelle nondeviate

particelleleggermente

deviate

particellefortemente

deviate

+

+ gran partedelle particelle αnon vienedeviata

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.


obiettivoIl nucleo atomico3

Saper rappresentare con la notazione atomica i vari isotopi di un elemento

Segui l’esempio

Calcola il numero di protoni, elettroni e neutro-ni presenti nell’atomo di cloro rappresentato dalla notazione 37

17Cl.

– 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 neutroni = A – Z = 37 – 17 = 20 Pertanto l’atomo possiede 17 protoni, 17 elettroni e 20 neutroni.

ApplicaCalcola il numero di neutroni contenuti nei se-guenti atomi: 32

15 P 146 C 26

14 Si 158O

Dal momento che gli elettroni, i protoni e i neutroni sono tutti uguali indipenden-temente 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 uti-lizza 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.

EAZ

numero di massa (p+ e n0)

numero atomico (p+)

simbolo dell'elemento

EAZ

numero di massa

numero atomico

simbolo dell'elemento

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.

Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).


1. Il modello atomico nucleare è stato introdotto da Rutherford. V F

2. Protoni ed elettroni sono uniformemente distribuiti nell’atomo di Thomson. V F

3. Nel nucleo atomico si concentrano tutta la carica negativa e la massa. V F

4. Nel modello dell’atomo di Rutherford gli elettroni ruotano attorno al nucleo. V F


Gli isotopiIn natura soltanto venti elementi presentano atomi con un numero fisso di neu-troni nel nucleo; tutti gli altri, invece, presentano atomi con un numero di neutro-ni 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.

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 natu-ra 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).

21H oppure 2

1D11H 3

1H oppure 31T

neutrone

protone

idrogeno deuterio tritio

o21

21 o3

131H D H T

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 han-no 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 3717 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

Fig. 7 Rappresentazione degli isotopi dell’idrogeno.


Completa le frasi inserendo le parole mancanti. 1. Il numero atomico indica il numero di ……..................…..

presenti nell’atomo di un elemento e si indica con la

lettera …….......................…...

2. Il numero di massa è il numero totale di ……...............…..

e di …….......................….. presenti nel nucleo e si indica

con la lettera …….......................…...

Scegli il completamento corretto tra quelli proposti. 3. Gli isotopi di uno stesso elemento hanno diverso numero...

a di massa b di protoni c di elettroni

4. Il deuterio rispetto all’idrogeno possiede in più...

a un elettrone b un protone c un neutrone

5. Gli isotopi hanno proprietà chimiche...

a uguali b simili c diverse


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 do-vrebbe essere il numero dei neutroni necessari alla stabilità del nucleo.Esiste infatti un rapporto ottimale neutroni/protoni che conferisce al nucleo la mas-sima 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.

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 nu-cleo stabile. Tale fenomeno viene denominato decadimento radioattivo.

Le trasformazioni nucleariStudiando 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 elettromagne-tiche con elevata energia e molto penetranti, che possono essere bloccate solo da pareti di spessore elevato.

obiettivoLa radioattività4

Conoscere le proprietà del nucleo e il fenomeno della radioattività

+

-sorgenteradioattiva

a)

α

β

γ

radiazionialfa

radiazionibeta

radiazionigamma

neutroni

alluminio piombo calcestruzzo

b)

Il tempo di decadimento 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.

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.

Invece, il tempo impiegato dalla metà di una quantità qualsiasi di nuclei radio-attivi 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 semi-trasformazione, è una proprietà caratteristica di ogni specie radioattiva.

No/4

No/2

No

t 1/22 t 1/2

3 t 1/24 t 1/2

No/8

Numero di nucleiradioattivi

tempo

146C β– 5730 anni

3215P β– 14,3 giorni12955Cs β– e γ 32 ore

13153I β– 8,07 giorni

19484Po α 0,5 secondi

22286Rd α 3,82 giorni

22688Ra α e γ 1590 anni

23090Th α e γ 8 · 104 anni

23892U α e γ 4,5 · 109 anni

Isotopi Tipo di emissione Tempo di dimezzamento

Tab. 2 Tempo di dimezzamento di alcuni isotopi

Fig. 9 Con t1/2 è indicato il tempo impiegato per dimezzare progressivamente una quantità di nuclei radioattivi.

La struttura della materiacmodulo78

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 fami-glie radioattive.Tra le famiglie radioattive più importanti ricordiamo quelle i cui capostipiti sono:

23892U, 235

92U, 23290Th

Tutte e tre le famiglie, per decadimento, producono isotopi del piombo stabili.

Completa le frasi inserendo le parole mancanti.


1. Le radiazioni alfa sono …….............................….. di elio,

le radiazioni beta sono ……...........................….., mentre le

radiazioni gamma sono radiazioni …….........................…..

prive di …….........................….. e di ……..............................…...

2. Il tempo impiegato dalla ……............................….. di una

qualsiasi quantità di nuclei per trasformarsi in nuclei

più …….............................….. è sempre ……...........................…..

e viene detto tempo di ……................................................…...

Verifica

All’interno dell’atomoc1unità

79

1 Descrivi 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, risul-ta elettricamente neutra?

5 Quante e quali sono le particelle elementari che costituiscono l’atomo?

6 In quali particelle risiede la carica negativa?

7 Quale delle tre particelle subatomiche possiede massa minore?

8 Descrivi il modello atomico di Thomson e spiega in che cosa si differenzia da quello di Rutherford.

9 In quale parte dell’atomo risiedono la carica positi-va 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 neu-troni 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 parti-celle che attraversano il sottile foglio d’oro del-l’esperienza di Rutherford, spiegandone il compor-tamento.

1 Le particelle subatomiche

2 I primi modelli atomici

15 Inserisci in ciascun quadratino la lettera della paro-la chiave corrispondente alla definizione.

1. la regione al centro dell’atomo che contiene protoni e neutroni

2. atomo di uno stesso elemento che ha un diffe-rente numero di neutroni

3. un modo simbolico per esprimere la composizio-ne di un nucleo atomico

4. il valore che indica il numero di protoni e neu-troni presenti nel nucleo di un atomo

5. proprietà di emettere spontaneamente radiazio-ni manifestata da parte di elementi costituiti da atomi con nuclei instabili

6. il valore che indica il numero di protoni presen-ti nel nucleo di un atomo

7. la più piccola entità di un elemento che ne con-serva 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

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 de-cimali?

18 Che cosa esprime il numero di massa di un elemento?

19 Come puoi rappresentare in maniera immediata l’atomo di un elemento?

3 Il nucleo atomico

4 La radioattività

20 In che cosa differiscono gli atomi di due isotopi di un elemento?

21 Ritieni che un atomo con un elevato rapporto neu-troni/protoni sia stabile?

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.

24 Calcola il numero di neutroni contenuti in ciascuno dei seguenti isotopi:

a. 42 He .. . . . . . . . . . . . . . . . c. 10

5 B .. . . . . . . . . . . . . . . .

b. 3216 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. 5224 Cr .. . . . . . . . . . . . . . . . d. 58

28 Ni .. . . . . . . . . . . . . . . .

26 Scrivi la notazione atomica di un elemento E che possiede 17 protoni e 18 neutroni.

27 Scrivi la notazione atomica di un elemento E che possiede 27 protoni e 32 neutroni.

28 Determina il numero atomico Z e il numero di massa A di un atomo che possiede 39 protoni e 19 neutroni.

29 Determina il numero atomico Z e il numero di massa A di un atomo che possiede 50 protoni e 69 neutroni.

30 Per ciascuno dei seguenti isotopi determina il nu-mero dei protoni e dei neutroni presenti nel nu-cleo:

a. 23892 U .. . . . . . . . . . . . . . . .

b. 23491 Pa .. . . . . . . . . . . . . . . .

c. 22789 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.

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 mas-sa 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.

35 Per quanti neutroni differiscono i due isotopi 37Cl e 35Cl?

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.

38 Calcola la massa atomica in u del magnesio, Mg, che in natura è presente per il 78,6% come isoto-po 26Mg, per l’11,3% come isotopo 27Mg e al 10,1% come isotopo 25Mg.

39 Un elemento radioattivo ha un tempo di dimezza-mento di 12 giorni. Quanti giorni occorrono affin-

ché un campione di questo elemento si riduca di 14

della quantità iniziale?

40 Un elemento radioattivo ha un tempo di dimezza-mento di 10 giorni. Calcola quanti grammi di un campione di 5 g di questo elemento rimangono dopo 20 giorni.

Simbolo Numero Numero Numero Numero Numero di protoni di neutroni di elettroni atomico di massa Na 11 23 1

1H 1 0 1 2

1H 1 1 3

1H C 6 6 12 Mg 12 12

Verifica80 All’interno dell’atomoc1unità

unità c2 La struttura atomica moderna

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 ener-gia 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 compor-tamento 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 nano-metri (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 carat-teristiche 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:

λ = c—ν

Ciò significa che la lunghezza d’onda λ e la frequenza ν sono tra loro inversa-mente proporzionali (Fig. 1).L’energia di un’onda varia al variare della frequenza: per percorrere la stes-sa distanza, infatti, le onde a più alta frequenza devono compiere un maggior numero di cicli e quindi possiedono più energia.

obiettivoLa luce: onde di energia radiante1

Sapere che la luce è costituita da onde la cui energia dipende dalla frequenza

lunghezza d’onda

lunghezza d’onda lunga =bassa frequenza = bassa energia

lunghezza d’onda corta =alta frequenza = alta energia

lunghezza d’onda

Fig. 1 La lunghezza d’onda è un parametro caratteristico delle onde.


Le radiazioni luminose, come sappia-mo, possono assumere diversi colori. Ma da che cosa dipende il colore che percepiamo?La grandezza da cui dipende il colo-re di una radiazione luminosa è la lunghezza d’onda.Pertanto, a ogni colore corrisponde una ben determinata λ.Così, per esempio, al violetto corri-sponde 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.

10–12 10–10 10–8 10–4 10–2 1 102 1044 · 10–7 7 · 10–7

4 · 10–7 5 · 10–7 6 · 10–7 7 · 10–7

raggigamma

raggiX

ultravioletti spet

tro

visi

bile

infrarossi microonde ondecorte

ondemedie

ondelunghe

onde radio

lunghezze dʼonda in metri

Fig. 2 La luce, attraversando il prisma, si scompone nei vari colori dello spettro.



1. La …….......................….. che intercorre tra due massimi o

due minimi corrisponde alla …….......................….. d’onda.

2. La frequenza di un’onda esprime il numero di …….............

........................................….. che passano per un dato punto

nell’…….......................….. di tempo.

3. Se la velocità di propagazione di un’onda è costan-

te, la lunghezza d’onda e la frequenza dell’onda sono

….............................................….. proporzionali.

4. Dalla luce solare si ottiene uno spettro ……..................…..

di colori che vanno dal ……................….. al ……...............…...

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).


Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).1. Lo spettro della luce bianca è un insieme

continuo di colori. V F 2. La luce emessa da una lampada a idrogeno

dà luogo a uno spettro continuo. V F3. I fotoni corrispondono ai quanti di energia

ipotizzati da Planck. 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 ……..................…...

La struttura atomica moderna 83c2unità

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.

I numerosi tentativi da parte dei fisici dell’epoca per spiegare questo tipo di feno-meno 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, ana-logamente all’atomo, l’energia perde le sue qualità.

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 asso-ciata 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 ener-gia 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 com-poste da particelle elementari, i fotoni, a ognuno dei quali è associata una ben pre-cisa quantità di energia.Tale quantità dipende dalla frequenza della luce e si può calcolare con l’equazione espressa da Planck:

E = h ν

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.

obiettivoLa luce: quanti di energia2

Sapere che l’energia non è continua, ma è costituita da unità discrete


Stabilisci se le seguenti affermazioni sono vere(V) o false(F).1. Lo spettro della luce bianca è un insieme

continuo di colori. V F 2. La luce emessa da una lampada a idrogeno

dà luogo a uno spettro continuo. V F3. I fotoni corrispondono ai quanti di energia

ipotizzati da Planck. 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 ……..................…...

energia discontinuaenergia continua

energia discontinuaenergia continua

a)

b)

Fig. 4 Un modo schematico per rappresentare uno spettro continuo (a) e uno spettro a righe (b).


Il modello “planetario” di Rutherford, anche se geniale, non teneva in conside-razione un importante principio fondamentale della fisica classica, peraltro con-fermato sperimentalmente, secondo cui una particella carica in movimento per-de 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’affa-scinante 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.

obiettivoIl modello atomico di Bohr3

Sapere che il modello atomico di Bohr è basato sulla quantizzazione dell’energia

+n = 1n = 2n = 3

n = 4n = 5n = 6

serievisibile

serieultravioletta

serieinfrarossa

ener

gia

x 10

20 (J

/ato

mi)

visibile

0

100

200218

infrarossa

2

34

65

n`

1ultravioletta Fig. 6 Spettro di emissione

dell’idrogeno.

Fig. 5 Il modello atomico “planetario” di Rutherford.

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 fonda-mentale 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.


Quando gli elettroni, dallo stato eccitato ritornano allo stato fondamentale, resti-tuiscono l’energia assunta sotto forma di radiazione luminosa, la cui energia corri-sponde 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.Ecco perché, nello spettro dell’idrogeno, si possono osservare tre righe ben distin-te: la rossa, la blu-verde e la violetta che, come puoi osservare in Figura 6, corri-spondono ai tre salti energetici che sono permessi ai suoi elettroni.

Ulteriori studi sugli spettri di emissione degli altri elementi hanno rivelato che cia-scun elemento possiede un caratteristico spettro a righe. Tale osservazione indica come ciascun elemento possieda livelli energetici ben determinati che lo contraddi-stinguono da tutti gli altri. Pertanto, lo spettro di emissione di un elemento può essere considerato la sua “impronta digitale” e quindi utilizzato per la sua identificazione.

idrogeno

mercurio

neon

idrogeno

mercurio

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 determi-nate, 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.

Fig. 7 Spettri di emissione del mercurio e del neon.



1. Secondo il modello di Bohr, l’energia associata agli

elettroni è ……......................................….. potendo assumere

soltanto valori …….......................…...

2. Le orbite …….....................................….. sono le traiettorie

che l’elettrone percorre senza …….....................................…..

né …….....................................….. energia.

Completa le frasi in modo corretto. 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


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, presentava-no spettri molto più complessi con numerose righe, quindi, più difficili da inter-pretare. 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 sot-tolivelli 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 prin-cipal (principale), d diffused (diffusa) e f, fundamental (fondamentale), che caratteriz-zano 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 rispet-tivo 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.

Per identificare un sottolivello, si scrive la lettera che lo contraddistingue preceduta dal numero n del livel-lo 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

obiettivoIl modello atomico a strati4

Sapere che all’interno di ogni livello principale di energia esistono i sottolivelli

1 2 s 2

2 8 s 2

p 6

3 18 s 2

p 6

d 10

4 32 s 2

p 6

d 10

f 14

Livello Numero max Sottolivello Numero maxenergetico elettroni per elettroni per livello (2n2) sottolivello

Tab. 1 Distribuzione elettronica in livelli e sottolivelli



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


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’au-mentare 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 differen-ze di energia sono relativamente grandi, mentre per i livelli superiori (n = 3, n = 4 ecc.) le differenze di ener-gia 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 → 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.

ener

gia

cres

cent

e

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

4f4d4p3d4s3p3s

2p

2s

1s

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.

obiettivoLa configurazione elettronica5

2p3

livello energetico sottolivello energetico

numero di elettroni

Saper scrivere la configurazione elettronica di ciascun elemento


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

ApplicaScrivi le configurazioni elettroniche dei seguen-ti elementi: Al, che ha Z = 13; Ar, che ha Z = 18; P, che ha Z = 15.

Scriviamo la configurazione elettronica del bro-mo, 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.

ApplicaAssegna 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 se-guente 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).

ApplicaStabilisci a quali elementi corrispondono le seguenti configurazioni elettroniche:

– 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

– 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Per scrivere la configurazione completa di un atomo occorre seguire la seguente procedura:

individuare il numero atomico Z dell’elemento nella tavola periodica, che cor-risponde 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.



Nella simbologia 3p4:

1. 3 indica il numero quantico secondario V F2. p indica il sottolivello V F3. 4 indica il numero di elettroni contenuto

nel terzo livello V F

Nella simbologia 3d5:

4. 3 indica il numero quantico principale V F5. d indica il livello principale V F6. 5 indica il numero degli elettroni

contenuti nel terzo livello V F


Il modello atomico di Bohr ha certamente apportato un notevole contributo alla teoria atomica ma, pur nella sua originale genialità, risultò per alcuni versi inade-guato. 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 dupli-ce natura fosse una proprietà universale della materia e quindi potesse appartene-re anche ad altre particelle molto piccole come gli elettroni.In altre parole, all’elettrone, come a qualunque altro corpo in movimento, pos-sono 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 Bro-glie 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:

λ = h

——m v

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.

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 cor-puscolare.La meccanica quantistica, che si basa sulle proprietà ondulatorie della mate-ria, 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 cono-scere 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 gran-de 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 Heisen-berg sia stato inizialmente molto contrastato, esso diede un importante contributo al nuovo modo di descrivere l’atomo.

obiettivoLa natura ondulatoria degli elettroni6

Sapere che anche gli elettroni hanno natura ondulatoria e particellare

Fig. 8 La luce mostra una duplice natura: ondulatoria e corpuscolare.




1. Secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg non è possibile conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità di un elettrone. V F

Nell’equazione λ = h/mv: 2. λ indica la lunghezza d’onda V F3. h indica la costante di Planck V F4. v indica la frequenza V F

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 equa-zioni 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 pro-babilistico.

In altre parole, non è possibile determinare le orbite esatte degli elettroni corrispon-denti a ogni livello di energia, ma dobbiamo accontentarci di conoscere la probabi-lità che un elettrone ha di occupare una certa porzione di spazio attorno al nucleo.

obiettivoIl modello quantomeccanico7

Conoscere il concetto di orbitale e i numeri quantici che lo descrivono

Fig. 9 Immagine computerizzata di un orbitale della molecola del benzene.

a) b)a) b)

Tale spazio è definito orbitale atomico. Esso può essere approssimato, per favo-rirne 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 rappre-sentato da un nucleo positivo attorno al quale ruota l’elettrone su un’orbita cir-colare di raggio 0,53 Å, secondo la meccanica ondulatoria l’atomo di idrogeno

Fig. 10 Rappresentazione dell’atomo di idrogeno: a) secondo il modello di Bohr; b) secondo il modello quantomeccanico.

All’ipotesi sull’esistenza di livelli quantizzati di energia fu associato il nuovo con-cetto di indeterminazione. Dalla combinazione di questi due importanti principi, emerse un nuovo modello atomico, chiamato modello quantomeccanico.


1 0 2 0,1 3 0, 1, 2 4 0, 1, 2, 3

livello n sottolivelli l

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 quanticiA ogni orbitale, come per le orbite di Bohr, corrispondono una determinata ener-gia, una forma, ma anche una direzione, descritti matematicamente da tre parame-tri: 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 principaleIl numero quantico principale, n, rappresenta sostanzialmente il livello di ener-gia 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 secondarioIl 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 corrispon-de 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).

0 s 1 p 2 d 3 f

sottolivello l simbolo

Gli orbitali p hanno forma biloba-ta 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.

z

y

x

orbitale pl = 1

z

y

x

dxy

orbitale dl = 2

Fig. 11 Come varia la dimensione degli orbitali s di uno stesso atomo al variare di n.

1s

orbitali s (l = 0)

2s 3s 4s


Il numero quantico magneticoIl numero quantico magnetico, m, indica quanti orbitali esistono in ciascun sottoli-vello corrispondente a ciascun numero quantico secondario l.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 direzione dipende appunto dal numero magnetico m.

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:

per l = 0 m assume soltanto il valore 0, che corrisponde all’unico orbitale s di 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 orientati lungo i tre assi cartesiani x, y e z (Fig. 12);

z

y

x

dxy

z

y

x

2pX

z

y

x

z

y

x

2py 2pz

z

y

x

3dz2

z

y

x

3dxz

z

y

x

3dyz

z

y

x

3dxy

z

y

x

3dx2

– y2

z

y

x

py

l = 1 m = +1

z

y

x

pz

l = 1 m = 0

z

y

x

pX

l = 1 m = -1

z

y

x

dz2

dx2

z

y

x

z

y

x

dyz

z

y

x

dx2

– y2

Fig. 12 Orientamento degli orbitali p.

Fig. 13 Orientamento degli orbitali d.

z

y

x

dxy

z

y

x

2pX

z

y

x

z

y

x

2py 2pz

z

y

x

3dz2

z

y

x

3dxz

z

y

x

3dyz

z

y

x

3dxy

z

y

x

3dx2

– y2

z

y

x

py

l = 1 m = +1

z

y

x

pz

l = 1 m = 0

z

y

x

pX

l = 1 m = -1

z

y

x

dz2

dx2

z

y

x

z

y

x

dyz

z

y

x

dx2

– y2

z

y

x

dxy

z

y

x

2pX

z

y

x

z

y

x

2py 2pz

z

y

x

3dz2

z

y

x

3dxz

z

y

x

3dyz

z

y

x

3dxy

z

y

x

3dx2– y

2

z

y

x

py

l = 1 m = +1

z

y

x

pz

l = 1 m = 0

z

y

x

pX

l = 1 m = -1

z

y

x

dz2

dx2

z

y

x

z

y

x

dyz

z

y

x

dx2

– y2



1. Il numero quantico principale corrisponde al livello di energia dell’atomo di Bohr. V F

2. Il numero quantico secondario può assumere valori compresi tra 0 ed n. V F

3. Il numero quantico magnetico indica la forma dell’orbitale. V F

4. Il numero quantico di spin può assumere soltanto due valori. V F

per l = 2 m può assumere cinque valori: –2, –1, 0, +1, +2 , che indicano i cin-que orbitali d, variamente orientati nello spazio (Fig. 13);

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.




1. Il numero quantico principale corrisponde al livello di energia dell’atomo di Bohr. V F

2. Il numero quantico secondario può assumere valori compresi tra 0 ed n. V F

3. Il numero quantico magnetico indica la forma dell’orbitale. V F

4. Il numero quantico di spin può assumere soltanto due valori. V F

È importante notare, però, che gli orbitali con lo stesso numero quantico magne-tico, 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 spinOltre ai tre numeri quantici che descrivono un orbitale, ne esiste un quarto che ri-guarda la natura intrinseca dell’elettrone, indipendentemente dalla sua posizione.Si ammette infatti che l’elettrone, oltre a ruotare attorno al nucleo, ruoti attor-no al proprio asse. Tale numero quantico viene chiamato numero quantico dispin ms. Ad esso arbitrariamente sono stati assegnati i valori + 1

2 e – 1

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

2 e in senso antiorario per ms = – 1

2.

Il quarto numero quantico serve a esprimere un al-tro 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.

In altre parole se due elettroni si trovano in uno stesso orbitale avranno gli stessi valori per i numeri quantici n, l, m, ma differiranno per il numero quantico di spin.

n = s p d f

1

2

3

4

5

6

7

l =

m =

0 1 2 3

0 -1 0 +1 -2 0-1 +1 +2 -2 0-1 +1 +2 +3-3

Fig. 15 Rappresentazione del numero quantico di spin.

ms = + 1

2ms = - 1

2ms = + 1

2ms = - 1

2

Fig. 14 Rappresentazione schemantica degli orbitali e dei numeri quantici che li contraddistinguono.


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 qua-dratini 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 con-tenere 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.

obiettivoLa sequenza di riempimento degli orbitali8

Conoscere la sequenza di riempimento degli orbitali in funzione dei numeri quantici

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

ener

gia

cres

cent

e



1. Gli elettroni occupano livelli di energia via via decrescente. V F

2. Per il principio di Hund, gli elettroni occupano il massimo numero di orbitali. V F

3. Un orbitale può essere occupato da un solo elettrone. V F

4. Due elettroni in uno stesso orbitale devono avere lo stesso spin. V F

Fig. 16 Diagramma della sequenza di riempimento degli orbitali che mostra la sovrapposizione dei vari sottolivelli.


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:

un elettrone si dispone sempre nell’orbitale a minore energia; un orbitale non può essere occupato da più di due elettroni; due elettroni nello stesso orbitale devono avere spin opposto (principio di esclu-sione di Pauli); gli elettroni tendono a occupare il numero massimo degli orbitali disponibili in uno stesso sottolivello (principio di Hund).



1. Gli elettroni occupano livelli di energia via via decrescente. V F

2. Per il principio di Hund, gli elettroni occupano il massimo numero di orbitali. V F

3. Un orbitale può essere occupato da un solo elettrone. V F

4. Due elettroni in uno stesso orbitale devono avere lo stesso spin. V F

96 Verifica

La struttura atomica modernac2unità

1 Quali sono i parametri che caratterizzano un’onda?

.............................................................................................................

2 Qual è la relazione che lega la lunghezza d’onda alla frequenza?

.............................................................................................................

3 Quale intervallo di lunghezza d’onda delle radiazio-ni elettromagnetiche corrisponde al campo del visi-bile?

.............................................................................................................

4 Descrivi cosa avviene quando un fascio di luce bian-ca attraversa un prisma di vetro.

.............................................................................................................

5 Da che cosa dipende il colore della luce che perce-piamo?

.............................................................................................................

6 Stabilisci se possiede più energia un raggio di luce rossa oppure un raggio di luce violetta.

.............................................................................................................

7 Da quale parametro dipende l’energia di un’onda?

.............................................................................................................


1. particella elementare di energia radiante

2. intervallo di radiazioni luminose apprezzabili dall’occhio umano che va da 400 a 700 nm

3. distanza che intercorre tra due massimi o due minimi di un’onda

4. il numero di cicli d’onda che passano per un dato punto nell’unità di tempo

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

1 La luce: onde di energia radiante

2 La luce: quanti di energia

9 Osserva le figure e indica in quale l’onda presenta una frequenza maggiore.

a.

b.

10 Indica in quale regione dello spettro elettromagne-tico (infrarosso, visibile, ultravioletto), si trovano le radiazioni che hanno le seguenti lunghezze d’onda:

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 radia-zione che ha una frequenza di 5,1 · 107 Hz.

.............................................................................................................

13 Spiega per quale motivo il modello atomico propo-sto da Rutherford non era del tutto adeguato a spie-gare il comportamento degli elettroni che ruotano attorno al nucleo.

14 Su quali principi fondamentali si basa il modello atomico di Bohr?

15 Indica il numero di sottolivelli che può contenere un dato livello principale di energia.

16 Quanti elettroni può al massimo contenere il sotto-livello d?

17 Qual è il numero massimo di elettroni che può con-tenere il terzo livello principale di energia?

18 Spiega il motivo per cui il sottolivello 4s precede il sottolivello 3d.

4 Il modello atomico a strati

5 La configurazione elettronica

3 Il modello atomico di Bohr

97La struttura atomica modernac2unità

19 Un atomo possiede 16 elettroni. In quanti livelli si distribuiscono?

.............................................................................................................

.............................................................................................................

20 Stabilisci in quanti livelli si distribuiscono gli elet-troni 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 ............................

23 Qual è il numero massimo di elettroni che possono essere collocati in ciascuno dei seguenti livelli prin-cipali di energia?

a. n = 2 ............................

b. n = 3 ............................

c. n = 4 ............................

24 Scrivi la configurazione elettronica degli elementi:

a. ossigeno, O (Z = 8): ............................................................

b. zolfo, S (Z = 16): .................................................................

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 con-figurazioni 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 ............................

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 se-condario di un elettrone per un determinato valore di n?

32 Indica quanti valori può assumere il numero quan-tico 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?

34 Scrivi la configurazione elettronica per ciascuno dei seguenti elementi e rappresenta l’ordine di riempi-mento degli orbitali, utilizzando come simboli i “qua-dratini” () per gli orbitali e le “freccette” (↑↓) per gli elettroni:

a. He ...........................

b. Be ............................

c. Co ............................

d. Cd ............................

e. B ............................

f. Ar ............................

g. Mn ............................

h. Ni ............................

35 Stabilisci quale orbitale, in ciascuna delle seguenti coppie, possiede energia più elevata:

a. 2s oppure 3s ............ c. 2px oppure 3px ............

b. 2px oppure 2py ............ d. 4py oppure 4pz ............

36 Dopo avere scritto la configurazione elettronica de-gli elementi 7N, 15P e 33As, metti in evidenza ciò che tali configurazioni hanno in comune.

7 Il modello quantomeccanico

8 La sequenza di riempimento

degli obitali

6 La natura ondulatoria degli elettroni

98 Verifica


Esempio guidato • La luce, nella regione ultravioletta, ha una frequen-

za pari a 2,73 · 1016 s–1, mentre la luce gialla ha una frequenza di 5,26 · 1014 s–1. Calcola le lun-ghezze d’onda corrispondenti a queste due radia-zioni.

Soluzione

a. La lunghezza d’onda e la frequenza sono inversamente proporzionali secondo la relazione:

λ = c—ν

b. Per la luce ultravioletta sostituendo i valori si ha:

λ = 3 · 108 m/s

——————2,73 · 1016 s-1

= 1,10 · 10–8 m

c. Per la luce gialla sostituendo i valori si ha:

λ = 3 · 108 m/s

———————5,26 · 1014 s-1

= 5,70 · 10–7 m

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 A ............................ b. 442 nm ............................ c. 4,92 cm ............................

Esempio guidato • Calcola l’energia in joule dei fotoni di una radiazione

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 radia-zioni dell’esercizio 40?

44 Calcola l’energia in J della radiazione rossa che ha una lunghezza d’onda di 6573 A.

Esempio guidato • Calcola la lunghezza d’onda in metri di un elettrone

che si muove con velocità 1,24 · 107 ms–1. La massa dell’elettrone è 9,11 · 10–31 kg.

Soluzionea. Applichiamo l’equazione di De Broglie λ =

h——m vb. Sostituendo i valori si ha:

λ = 6,626 · 10-34 J · s

———————————————9,11 · 10-31 kg · 1,24 · 107 m/s

= 5,87 · 10–11m

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]

La struttura atomica modernac2unità

unità c3 La tavola periodica degli elementi

obiettivo

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 perio-dica 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 pre-dire 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 coin-cidevano perfettamente con quelle dello scandio, del gallio e del germanio, sco-perti sei anni più tardi. La sorprendente corrispondenza tra le previsioni fatte e le caratteristiche trovate per gli elementi mancanti costituì una formidabile confer-ma della periodicità delle proprietà chimiche degli elementi.

La tavola di Mendeleeve la scoperta della periodicità

1

ekaboro

ekalluminio

ekasilicio

massa atomica = 44densità *ossido = 3,50massa atomica = 68densità = 6massa atomica = 72densità = 5,50

scandio

gallio

germanio

massa atomica = 44,96densità ossido = 3,86massa atomica = 69,72densità = 5,96massa atomica = 72,60densità = 5,47

* la densità è espressa in g/cm3

Scoprire che la periodicità degli elementi dipende dal numero atomico e non dalla massa

Tab. 1 Elementi previsti da Mendeleev Elementi scoperti in seguito

La scoperta di Mendeleev non riusciva però a spiegare alcune apparenti anoma-lie. Il cobalto, per esempio, pur avendo massa atomica maggiore di quella del ni-chel, possiede delle proprietà che nella tavola periodica porterebbero a collocarlo prima di questo elemento.

Fig. 1 La tavola periodica di Mendeleev.


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 suc-cessivo nella tavola periodica.Per spiegare il ripetersi periodico delle proprietà degli elementi, Moseley suggerì che questi andassero sistemati in funzione della carica nucleare crescente anzi-ché della massa atomica, come aveva ipotizzato Mendeleev. In tal modo la posi-zione 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.



1. Secondo Mendeleev, le proprietà degli elementi ricorrono periodicamente quando vengono ordinati in funzione delle loro masse atomiche crescenti. V F

2. Moseley suggerì che gli elementi nella tavola periodica andassero sistemati in funzione del numero atomico crescente. V F

Esaminando la configurazione elettronica dei primi 20 elementi, secondo il model-lo di Bohr, scopriamo una caratteristica assai importante: la periodica distribu-zione degli elettroni nel livello più esterno. Infatti, se confrontiamo le confi-gurazioni 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 elemen-ti hanno in comune il fatto di avere un solo elettrone nel livello più esterno.

1 H 1s1

3 Li 1s2 2s1

11 Na 1s2 2s22p6 3s1

19 K 1s2 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 configura-zione elettronica del boro (B) con quella dell’alluminio (Al), notiamo che entram-be presentano tre elettroni nel livello esterno.

4 Be 1s2 2s2

12 Mg 1s2 2s22p6 3s2

20 Ca 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2

5 B 1s2 2s22p1

13 Al 1s2 2s22p6 3s23p1

Questa caratteristica è valida anche per gli elementi che presentano configurazio-ni elettroniche esterne con quattro, cinque, sei, sette e otto elettroni e per tutti gli altri elementi oltre il ventesimo.

obiettivoLa tavola periodica moderna2

Conoscere la periodicità delle proprietà degli elementi correlata alla loro configurazione elettronica esterna

La tavola periodica degli elementi 101c3unità

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.

1 elettronedi valenza

2 elettronidi valenza







(eccetto He)

I gruppo

II gruppo III gruppo IV gruppo V gruppo VI gruppo VII gruppo

VIII gruppo

1 H

3 Li

11 Na 12 Mg

4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne

2 He

13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar

1 Periodo1° strato

2 Periodo2° strato

3 Periodo3° strato

I periodiSulla 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 set-timo 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 riem-pimento 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, rispetti-vamente, in elementi della prima serie di transizione (3d ), della seconda serie (4d ) e della terza serie (5d ).


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 gruppiDopo 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 ap-partengono 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 ele-menti con 2 elettroni esterni che fanno parte della famiglia dei metalli alca-lino-terrosi.Analogamente, nel terzo gruppo tro-viamo gli elementi con 3 elettroni nel livello di valenza e così fino ad arriva-re 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 han-no la configurazione esterna completa.

Le notazioni di LewisPer evidenziare gli elettroni appartenenti al livello di valenza, G.N. Lewis ha pro-posto 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” cor-risponde 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.

Fig. 2 Cloro, bromo e iodio appartengono al gruppo degli alogeni.

primo periodo H He

secondo periodo Li Be B C N O F Ne

terzo periodo Na Mg Al Si P S Cl Ar

Gruppo I II III IV V VI VII VIII

Tab. 2 Notazioni di Lewis dei primi 18 elementi


LANT

ANID

I

TA VO

LA P

ERIO

DICA

DEG

LI E

LEM

ENTI

met

alli

sem

imet

alli

non

met

alli

Clas

sific

azio

ne d

ei g

rupp

ise

cond

o la

IUPA

C(1

986)

che

sug

geris

cela

num

eraz

ione

pro

gres

siva

da 1

a 1

8.

Clas

sific

azio

ne d

ei g

rupp

ico

mun

emen

te u

sata

.

grup

pipe

riodi

ELEM

ENTI

DI T

RANS

IZIO

NE

*

ATTI

NIDI**

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

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

2,62

2,17

1,57

1,43

1,37

1,37

1,34

1,35

1,38

1,44

1,50

1,71

1,75

1,46

1,40

1,40

1,65

1,65

1,64

1,62

1,85

1,61

1,59

1,59

1,58

1,57

1,56

1,56

1,65

1,42

2,70

2,20

1,43

1,17

1,10

1,04

0,99

0,77

0,66

0,64

0,70

1,88

2,00

1,86

1,60

1,52

1,11

0,30

0,88

1,31

1,12

0,98

0,71

num

ero

atom

ico

ragg

io a

tom

ico

in Å

ener

gia

diio

nizz

azio

nein

kca

l/mol

e

mas

saat

omic

a

sim

bolo

elet

trone

gativ

ità(s

econ

do P

aulin

g)

0,30

313

2,1

1,00

79

Idro

geno

1

H

159

133

145

133

129

131

142

155

157

143

115

9613

115

216

015

616

616

717

317

819

217

520

713

316

919

920

824

128

0

9012

012

713

818

418

220

121

220

721

324

114

117

118

5

100

141

151

158

156

156

171

182

181

176

178

216

138

187

231

225

273

323

138

188

254

239

300

191

260

335

314

402

117

177

124

313

215

129

2,1

1,0

1,5

0,9

1,2

0,8

1,0

1,3

1,5

1,6

1,6

1,5

1,8

1,8

1,8

1,9

1,6

1,6

1,8

2,0

2,4

2,8

0,8

1,0

1,2

1,4

1,6

1,8

1,9

2,2

2,2

2,2

1,9

1,7

1,7

1,8

1,9

2,1

2,5

0,7

0,9

1,3

1,5

1,7

1,9

2,2

2,2

2,2

2,4

1,9

1,8

1,8

1,9

2,0

2,2

1,1

0,7

0,9

1,1

1,1

1,2

1,2

1,1

1,2

1,2

248

363

497

567

1,1

1,5

2,0

1,8

2,5

2,1

3,0

2,5

3,5

3,0

4,0

1,3

1,7

1,2

1,2

1,2

1,1

0,93

1,5

1,3

1,3

1,3

39,0

98*

40,0

844

,955

947

,90*

50,9

414*

51,9

9654

,938

055

,847

*58

,933

258

,70

63,5

46*

65,3

869

,72

72,5

9*74

,921

678

,96*

79,9

0483

,80

85,4

678*

87,6

288

,905

991

,22

92,9

064

95,9

4*[9

9]10

1,07

*10

2,90

5510

6,4

107,

868

112,

4011

4,82

118,

69*

121,

75*

127,

60*

126,

9045

131,

30

132,

9054

137,

34*

178,

49*

180,

9479

*18

3,85

*18

6,20

719

0,2

192,

22*

195,

09*

196,

9665

200,

59*

204,

37*

207,

220

8,98

04[2

09]

[210

][2

22]

26,9

8154

28,0

86*

30,9

7376

32,0

635

,453

39,9

48*

10,8

112

,011

14,0

067

15,9

994*

18,9

9840

20,1

79*

4,00

260

22,9

8977

24,3

05

6,94

1*9,

0121

8

1,00

79

[223

]22

6,02

54

140,

1214

0,90

7714

4,24

*[1

45]

150,

415

1,96

157,

25*

158,

9254

162,

50*

164,

9304

167,

26*

168,

9342

173,

04*

174,

97

232,

0381

231,

0359

238,

029

237,

0482

[244

][2

43]

[247

][2

47]

[251

][2

54]

[257

][2

58]

[259

][2

60]

138,

9055

*

[227

]

VIII

Cerio

Pras

eodi

mio

Neod

imio

Prom

ezio

Sam

ario

Euro

pio

Gado

linio

Terb

ioDi

spro

sio

Olm

ioEr

bio

Tulio

Itter

bio

Lute

zio

Torio

Prot

oatti

nio

Uran

ioNe

ttuni

oPl

uton

ioAm

eric

ioCu

rioBe

rkel

ioCa

lifor

nio

Eins

tein

ioFe

rmio

Men

dele

vio

Nobe

lioLa

uren

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Pota

ssio

Calc

ioSc

andi

oTi

tani

oVa

nadi

oCr

omo

Man

gane

seFe

rro

Coba

ltoNi

chel

Ram

eZi

nco

Galli

oGe

rman

ioAr

seni

coSe

leni

oBr

omo

Krip

ton

Rubi

dio

Stro

nzio

Ittrio

Zirc

onio

Niob

ioM

olib

deno

Tecn

ezio

Rute

nio

Rodi

oPa

lladi

oAr

gent

oCa

dmio

Indi

oSt

agno

Antim

onio

Tellu

rioIo

dio

Xeno

n

Cesi

oBa

rioAf

nio

Tant

alio

Tung

sten

o(W

olfra

mio

)Re

nio

Osm

ioIri

dio

Plat

ino

Oro

Mer

curio

Talli

oPi

ombo

Bism

uto

Polo

nio

Asta

toRa

don

Allu

min

ioSi

licio

Fosf

oro

Zolfo

Clor

oAr

gon

Boro

Carb

onio

Azot

oOs

sige

noFl

uoro

Neon

Elio

Fran

cio

Radi

o

Sodi

oM

agne

sio

Litio

Beril

lio

Idro

geno

Lant

anio

Attin

io

1920

2122

2324

2526

2728

2930

3132

3334

3536

3738

1314

1516

17

56

78

9102

1112

34

1

18

3940

4142

4344

4546

4748

4950

5152

5354

5556

7273

7475

7677

7879

8081

8283

8485

86

8788

5859

6061

6263

6465

6667

6869

7071

9091

9293

9495

9697

9899

100

101

102

103

57 89

KCa

ScTi

VCr

Mn

FeCo

NiCu

ZnGa

GeAs

SeBr

Kr

AlSi

PS

ClAr

OF

Ne

NaM

g

LiBe

H RbSr

YZr

NbM

oTc

RuRh

PdAg

CdIn

SnSb

TeI

Xe

CsBa

HfTa

WRe

OsIr

PtAu

HgTl

PbBi

PoAt

Rn

FrRa

BC

N

He

CePr

NdPm

SmEu

GdTb

DyHo

ErTm

YbLu

ThPa

UNp

PuAm

CmBk

CfEs

FmM

dNo

Lr

*La

**Ac

2

34

56

78

910

1112

18

II

2 3 4 5 6 7

13 III14 IV

15 V16 VI

17 VII

1• I••


La tavola in blocchiCome 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 parti-colare 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 corrispondo-no 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.

sI

1

2

3

4

5

6

7

II

III IV V VI VII VIII

d

p

f

He

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

K Ca

Na Mg

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Li Be

H

Ku Ha

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Sc Ti

Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CdY Zr

La

Ac

Kr

Ar

Xe

Rn

Ne

Br

Cl

I

At

F

Se

S

Te

Po

O

As

P

Sb

Bi

N

Ge

Si

In Sn

Pb

C

Ga

Al

Tl

B

LuYbTmHoDyCe Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb

LrNoMdFmEsCfTh Pa U Np Pu Am Cm Bk

Er

Fig. 3 La tavola periodica suddivisa in blocchi.


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. V F2. Gli elementi dei metalli alcalini posseggono

un elettrone nel livello più esterno. V F3. Il neon è un gas nobile che possiede

8 elettroni nel livello più esterno. V F4. Il terzo periodo della tavola periodica va

dal potassio allo zinco. 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.

obiettivo

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 de-gli 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 positi-vo 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–

L’energia di ionizzazione e i livelli energetici

3Conoscere l’esistenza dei livelli energetici attraverso l’andamento dei valori dell’energia di ionizzazione


Nel caso del litio (Z = 3), lo schema può essere così rappresentato:

Li(g) + energia Li+(g) + e-

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20numero atomico

ener

gia

di io

nizz

azio

ne

25,7 0,6

altrielementi

3,47,5 1,92,6 2,4 0,949,2 4,7

O

Si

AlFe

Ca Na K Mg H Ti

valore in %

H

He

BeB

CN O

FNe

LiSi

ClAr

Ca

K

P S

NaMg

Al

Quando l’elettrone viene estratto dall’atomo neutro si parla di energia di prima ionizzazione:

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:

A+ + energia –––––> A2+ + e–

Analogamente chiameremo energia di terza ionizzazione, quarta ionizzazione e così via l’energia richiesta per rimuovere il terzo e il quarto elettrone rispettiva-mente.

Se rappresentiamo in un istogramma i valori dell’energia di prima ionizzazione, relativa ai primi 20 elementi, cioè dall’idrogeno (Z = 1) al calcio (Z = 20) (Fig. 3), possiamo trarre importanti considerazioni:

tra i primi due elementi, H (Z = 1) e He (Z = 2), si ha un notevole salto dei va-lori 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 pa-ragonabili a quelli di Na (Z = 11) e di Mg (Z = 12).

Fig. 4 Istogramma delle energie di prima ionizzazione dei primi 20 elementi.

L’andamento dei valori dell’energia, o potenziale, di prima ionizzazione, ci per-mette 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.


È importante osservare come ciascun blocco inizia con un elemento a bassa ener-gia 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 costitu-ito 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.

500 4600 6900 9500 13300 16600 20100 25500 28900 141300 158800 1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª 9ª 10ª 11ª

Tab. 3 Energie di ionizzazione del sodio (kJ/mol)

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 disposi-zione 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 per il sodio può assumere validità generale se misuriamo le E.I. di tutti gli elettroni ap-partenenti a tutti gli elementi. In tal modo è possibile “contare” direttamente quanti elet-troni 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 ionizzazio-ne, che ne costituiscono una valida confer-ma sperimentale.

Numero di ionizzazione

Ener

gia

di io

nizz

azio

ne(k

J/m

ol)

livello piùesterno

158 800

28 900

4600500

1a

141 300

2a 3a 4a 5a 6a 7a 8a 9a 10a 11a

livello piùinterno

livellointermedio

Fig. 5 Diagramma delle energie di ionizzazione del sodio.



1. Il valore dell’energia di prima ionizzazione è superiore a quello di seconda ionizzazione. V F

2. L’energia di prima ionizzazione si riferisce a un atomo neutro. V F

3. Il sodio possiede un valore di energia di prima ionizzazione paragonabile a quella dell’alluminio. V F

4. L’argon possiede un basso valore di energia di ionizzazione. V F


Conosciamo ora alcune proprietà caratteristiche degli atomi, correlate diretta-mente alle loro configurazioni elettroniche esterne che, come abbiamo visto, si ripetono periodicamente.

Raggio atomico e volume atomicoCon una certa approssimazione, come si è visto, gli atomi possono essere assimi-lati a delle minuscole sfere le cui dimensioni possono essere espresse in termini di raggio atomico e, di conseguenza, di volume atomico. Il raggio atomico espri-me la distanza tra il nucleo e l’elettrone più esterno ed è misurato in nano-metri 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 conse-guenza 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 scherma-ti 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.

obiettivoLe proprietà periodiche4

Conoscere le proprietà periodiche degli elementi e prevederne l’andamento sulla base della loro posizione nella tavola periodica

Fig. 6 Andamento della variazione del raggio atomico in Å all’interno dei gruppi e all’interno dei periodi.

H

0,3

Be

1,11

Li

1,52

Na

1,86

Mg

1,60

Ti

1,46

Sc

1,60

Ca

1,97

K

2,31

Zr

1,57

Y

1,80

Sr

2,15

Rb

2,44

Hf

1,57

La

1,88

Ba

2,17

Cs

2,62

Ac

2,0

Ra

2,20

Fr

2,7

B

0,88

C

0,77

N

0,70

O

0,66

F

0,64

Al Si P S Cl

1,41,41,461,711,441,381,351,341,371,371,43 1,50 1,75

1,331,371,411,621,441,381,341,331,321,361,41 1,49 1,40

AtPoBiPbTlHgAuPtIrOsReWTa

1,141,171,211,221,281,241,251,261,291,251,31 1,33 1,22

ITeSbPdRhRuTcMoNb

1,43 1,17 1,10 1,04 0,99

BrSeAsGeGaZnCuNiCoFeMnCrV

SnInCdAg

Decrescente

Elementi di transizione

I

II III IV V VI VII

Cre

scen

te


Andamento dell’energia di ionizzazioneL’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.

He

Ac Th Pa U Np-Lr

decr

esce

nte

H

Li Be

Na Mg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Sc Ti

Y Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn Fe Co

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn Ga

Cd

Hg

In

Tl

Ge As

Sn Sb

Pb Bi

Se

Te

Po

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

crescente

La

Affinità elettronica e suo andamentoAbbiamo 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 cor-rispondente protone del nucleo, conferisce all’intero atomo una carica unitaria negativa.

Anche per l’affinità elettronica valgono le stesse considerazioni fatte per il po-tenziale di ionizzazione. L’elettrone acquistato, infatti, va a collocarsi sempre nel livello più esterno e quindi lungo un gruppo, allontanandosi dal nucleo, sarà sem-pre meno attratto, mentre lungo un periodo, con l’aumento della carica nucleare, sarà sempre più attratto.

Fig. 7 Andamento dell’energia di ionizzazione.


Pertanto:

l’affinità elettronica diminuisce lungo un gruppo procedendo dall’alto verso il basso, mentre aumenta lungo un periodo, procedendo da sinistra verso destra.

He

Ac Th Pa U Np-Lr

decr

esce

nte

H

Li Be

Na Mg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Sc Ti

Y Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn Fe Co

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn Ga

Cd

Hg

In

Tl

Ge As

Sn Sb

Pb Bi

Se

Te

Po

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

crescente

La

-He

1,1Ac

1,3Th

1,5Pa

1,7U

1,3Np-Lr

2,1H

1,0Li

1,5Be

0,9Na

1,2Mg

0,8K

1,0Ca

0,8Rb

1,0Sr

0,7Cs

0,9Ba

0,7Fr

0,9Ra

1,3Sc

1,5Ti

1,2Y

1,1-1,2La

1,4Zr

1,3

Hf

1,6V

1,6Nb

1,5Ta

1,6Cr

1,8Mo

1,7W

Mn1,8Fe

1,8Co

1,9Tc

1,9Re

2,2Ru

2,2Os

2,2Rh

2,2Ir

1,8Ni

2,2Pd

2,2Pt

1,9Cu

1,9Ag

2,4Au

1,6Zn

1,6Ga

1,7Cd

1,9Hg

1,7In

1,8Tl

1,8Ge

2,0As

1,8Sn

1,9Sb

1,8Pb

1,9Bi

2,4Se

2,1Te

2,0Po

2,8Br

2,5I

2,2At

-Kr

-Xe

-Rn

2,0B

2,5C

3,0N

3,5O

4,0F

-Ne

1,5Al

1,8Si

2,1P

2,5S

3,0Cl

-Ar

1,5

decr

esce

nte

crescente

Fig. 8 Andamento dell’affinità elettronica.

Andamento dell’elettronegativitàL’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’elettronega-tività.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 po-tenziale di ionizzazione e l’affinità elettronica, diminuisce lungo un gruppo e cresce lungo un periodo.

Fig. 9 Andamento dell’elettronegatività.


Metalli e non metalliUn primo tentativo di classificazione degli elementi è stato già descritto preceden-temente. Esso si basava fondamentalmente sulle caratteristiche fisiche. Dopo aver studiato la struttura elettronica possiamo notare che gli elementi de-nominati metalli sono quelli che posseggono basse energie di ionizzazione, basse affinità elettroniche e di conseguenza basse elettronegatività, e che quindi presen-tano 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 ionizzazio-ne, e di conseguenza alto valore di elettro-negatività; 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, caratteristi-che intermedie.

He

Ac Th Pa U Np-Lr

cres

cent

e

H

Li Be

Na Mg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Sc Ti

Y Zr

Hf

V

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn Fe Co

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn Ga

Cd

Hg

In

Tl

Ge As

Sn Sb

Pb Bi

Se

Te

Po

Br

I

At

Kr

Xe

Rn

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

crescente

crescente

cres

cent

eproprietà non metalliche

prop

rietà

met

allic

he

prop

rietà

non

met

allic

he

proprietà metalliche

La

Fig. 10 Cristallo di zolfo nativo, un non metallo.



1. Procedendo lungo un periodo il raggio atomico, e di

conseguenza il ……................. atomico, …….........................

a causa della …….......…....................….. attrazione degli

elettroni da parte del nucleo.

2. L’elettronegatività ……....................….. lungo un gruppo e

……....................….. lungo un periodo.

3. L’energia di ionizzazione …….............................….. lungo

un gruppo procedendo dall’ …….............................….. verso

il ……....................…...

4. L’affinità elettronica è la quantità di energia ……...............

quando un atomo neutro gassoso …….............................…..

un elettrone.

Fig. 11 Andamento delle proprietà metalliche e non metalliche.

Verifica

La tavola periodica degli elementic3unità

111

1 La tavola di Mendeleev e la scoperta della periodicità

2 La tavola periodica moderna


1. elementi del secondo gruppo

2. colonna verticale di elementi della tavola perio-dica

3. elementi che prevedono il riempimento del sot-tolivello d

4. elementi del primo gruppo, escluso l’idrogeno

5. rappresentazione simbolica che riporta gli elet-troni di valenza attorno al simbolo di un ele-mento sotto forma di punti

6. elementi dell’ottavo gruppo

7. riga orizzontale di elementi della tavola periodica

8. proprietà degli elementi che si ripetono quando si organizzano secondo il numero atomico crescente

9. elettroni che occupano i sottolivelli più esterni s e p di un atomo

10. 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

2 In che cosa differisce la tavola periodica moderna da quella proposta da Mendeleev?

3 Come vengono chiamate le righe orizzontali e le co-lonne verticali nella tavola periodica?

4 Quali sono gli elementi che appartengono al primo periodo?

5 Spiega perché nel terzo periodo troviamo soltanto 8 e non 18 elementi.

6 Per quale serie di elementi avviene il riempimento del sottolivello 4f?

7 Per quale serie di elementi avviene il riempimento del sottolivello 3d?

8 Indica che cos’hanno in comune gli elementi dell’ot-tavo gruppo.

9 Che cosa rappresentano i puntini che circondano il simbolo dell’elemento chimico nella notazione di Lewis?

10 Come puoi giustificare l’appartenenza dell’elio al-l’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 apparte-nenti allo stesso gruppo:

a 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

b 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

c 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

d 1s2 2s2 2p2

e 1s2 2s2 2p6 3s2

f 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

18 Stabilisci quanti elettroni di valenza possiede cia-scuno dei seguenti elementi:

a. N .......................

b. Ca .......................

c. Ar .......................

d. Si .......................

112 Verifica

19 Scrivi la configurazione elettronica esterna dei se-guenti elementi:

a. He ....................... c. I ....................... b. O ....................... d. Fe .......................

20 Scrivi la configurazione elettronica completa del Co e stabilisci:

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 se-guenti elementi:

a. P ....................... c. Ne ....................... b. F ....................... d. Mg .......................

22 Usa la simbologia di Lewis per rappresentare gli ele-menti del quinto gruppo.

23 Usa la simbologia di Lewis per rappresentare gli ele-menti 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.

LANTANIDI

TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

metalli

semimetalli

non metalli

gruppiperiodi

ELEMENTI DI TRANSIZIONE

ATTINIDI

GASNOBILI

Cerio• Classificazione dei gruppisecondo la IUPAC(1986) che suggeriscela numerazione progressivada 1 a 18

•• Classificazione dei gruppicomunemente usata

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

Potassio Calcio Scandio Titanio Vanadio Cromo Manganese Ferro Cobalto Nichel Rame Zinco Gallio Germanio Arsenico Selenio Bromo Kripton

Rubidio Stronzio Ittrio Zirconio Niobio Molibdeno Tecnezio Rutenio Rodio Palladio Argento Cadmio Indio Stagno Antimonio Tellurio Iodio Xenon

Cesio Bario Afnio TantalioTungsteno

(Wolframio) Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio Tallio Piombo Bismuto Polonio Astato Radon

Alluminio Silicio Fosforo Zolfo Cloro Argon

Boro Carbonio Azoto Ossigeno Fluoro Neon

Elio

Francio Radio

Sodio Magnesio

Litio Berillio

Idrogeno

Lantanio

Attinio

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

37 38

13 14 15 16 17

5 6 7 8 9 10

2

11 12

3 4

1

18

39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

55 56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

87 88

58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71

90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

57

89

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

Al Si P S Cl Ar

O F Ne

Na Mg

Li Be

H

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

Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra

B C N

He

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw

La

Ac

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

18

II1

2

3

4

5

6

7

I

13

III14

IV15

V16

VI17

VII

B

D A

C

25 Colloca nella tavola periodica dell’esercizio prece-dente i seguenti elementi per ciascuno dei quali di-sponi 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

26 Definisci che cosa s’intende per energia di prima io-nizzazione.

27 Spiega perché l’energia di seconda ionizzazione è maggiore di quella di prima ionizzazione.

28 Schematizza il processo di formazione di un generi-co anione e definisci l’affinità elettronica.

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?

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 pro-prietà metalliche di un elemento?

36 Osservando la tavola periodica, stabilisci quale ele-mento 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 ele-mento di ciascuna delle seguenti coppie ha una af-finità elettronica più elevata:

a. F / Br

b. Al / S

c. O / Se

d. Mg / P

38 Indica quale dei seguenti elementi ha il raggio ato-mico minore: B Al Ga In Tl

39 Indica quale dei seguenti elementi ha il raggio ato-mico maggiore: Li Be C O Ne

40 Metti in ordine di volume atomico crescente i se-guenti elementi: I Cl Br F

41 Metti in ordine di affinità elettronica crescente i seguenti elementi: F C Li N

113La tavola periodica degli elementic3unità


Esempio guidato • Scrivi la configurazione elettronica del catione Na+

e stabilisci a quale gas nobile corrisponde.

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:

Na –––––> Na+ + e–

c. Ricordando che l’elettrone che per primo viene strappa-to 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 pre-senta l’ultimo livello completo, come accade per i gas nobili. La configurazione dello ione Na+, pertanto, cor-risponderà al gas nobile che lo precede, 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 corri-sponde:

a. Rb+ ...................................

b. Be2+ ...................................

Esempio guidato • Scrivi la configurazione elettronica dell’anione F–

e stabilisci a quale gas nobile corrisponde.

Soluzione

a. Facendo riferimento alla tavola periodica trovi che il nu-mero atomico del fluoro è 9, pertanto nella sua configu-razione elettronica devi collocare 9 elettroni: 1s2 2s2 2p5

b. Schematizza il relativo processo di ionizzazione:

F + e– –––––> F–

c. Ricordando che l’elettrone acquisito deve essere collo-cato nel livello più esterno, nella configurazione elet-tronica 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 pre-senta l’ultimo livello completo, come accade per i gas nobili. La configurazione dello ione F– pertanto corri-sponderà al gas nobile che in questo caso lo segue, il neon, la cui configurazione elettronica sarà:

Ne: 1s2 2s2 2p6

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– ...................................

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 corri-

sponde a quella dell’Ar.

114 Verifica

50 Stabilisci quale dei seguenti ioni presenta la stessa configurazione elettronica del Kr:

a K+

b Cl–

c Sr2+

d Se2–

51 Indica a quale gas nobile corrisponde la configura-zione elettronica dei seguenti ioni:

Br– ...................................

Mg2+ ...................................

S2– ...................................

H– ...................................

Esempio guidato

• Descrivi con il simbolismo di Lewis i seguenti ioni: Na+, Cl–.

Soluzionea. 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+.

Esempio guidato • Schematizza, secondo il modello di Bohr, la strut-

tura elettronica del sodio, Na, e del suo catione, Na+, rappresentando le orbite con dei cerchi con-centrici e gli elettroni con dei pallini.

Soluzione

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 van-no 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 nu-cleo.

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 rappre-sentato 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–.

La tavola periodica degli elementic3

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