Esercizi: struttura dell’atomo, proprietà periodiche, legame ionico 1) Un nucleo avente numero di massa 56 contiene 30 neutroni. Uno ione di questo

elemento ha 27 elettroni. Scrivere il simbolo completo dello ione inclusa la carica. [ +356

26 Fe ]

2) Scrivere il simbolo completo che identifica un nucleo contenente 30 protoni e 34 neutroni.

[ Zn6430 ]

3) Il Magnesio (Mg) ha la seguente distribuzione isotopica:

24Mg 23.985 u 78.70 % 25Mg 24.986 u 10.13 % 26Mg 25.983 u 11.17 % Sulla base di questi dati calcolare la massa atomica del magnesio.

[R]

[ u31.24 0.1117 0.1013 0.7870

0.1117 x 25.983 0.1013 x 24.986 0.7870 x 23.985=

++++

]

4) (a) Determinare la velocità di un elettrone libero avente energia cinetica pari a 2.7 x 10-

16 Joules. (Ignorare gli effetti relativistici.) (b) Determinare la velocità di uno ione 7Li+ con la stessa energia cinetica.

[R]

a)

17

31

2

104.22

101.921

−

−

×==

×=

=

msmE

v

Kgm

mvE

e

k

e

k

b)

15

26–123

2

10 2.162

101.1610022.6/721

7

−

−

×==

×=×=

=

msmE

v

Kgmolum

mvE

e

k

Li

k

5) Il sodio è caratterizzato da una riga di emissione gialla (frequenza, ν, = 5.09 x 1014 s–1) determinare:

(a) la lunghezza d’onda (λ) in [m] (b) l’energia totale (in kJ) associata ad 1 mole di fotoni

[R:

KJJmolfotonifotoneJfotoneJjsh

c

252319

191-1434

7-1-14

-18

1003.21003.2/10022.6/1037.3/1037.3)s 10 x 5.09()1062.6(E

m 10 x 5.89 s10 5.09

ms 10 3.00

×=×=×××

×=××==

=××

==

−

−νν

λ

6) Calcolare la velocità che un elettrone deve avere per poter ionizzare un atomo di litio (si faccia riferimento alla tavola delle Ei nel materiale didattico) [ JJeVEI Li

1919 106.8106.139.539.5 −− ×=××== .per poter ionizzare l’atomo di Li l’elettrone dovrà avere energia cinetica pari a quella di legame dell’elettrone, quindi:

JmvEk192 106.8

21 −×== da cui v=1.37x106 m/s.]

7) Verificare se un elettrone che viaggia alla velocità di 7.2 x 106 km/h è in grado di ionizzare un atomo di idrogeno nel suo stato fondamentale. [L’energia dell’atomo di idrogeno nel suo stato fondamentale è –K = -2.18x10-18J. L’energia

dell’elettrone sarà: KJsmKgmvEk <×=×××

== −−

182631

2 108.12

)/102(101.921 . L’elettrone non

è in grado di ionizzare l’atomo di idrogeno.] 8) Determinare la lunghezza d’onda della radiazione emessa da un atomo di idrogeno in seguito ad una transizione elettronica dallo stato caratterizzato da n= 6 a n= 2.

[Dalla relazione di Bohr: -18 -192 2 2 2

1 1 1 12.18 10 4.84 106 2f i

E k j jn n

⎛ ⎞ ⎛ ⎞∆ = − = × − = − ×⎜ ⎟ ⎜ ⎟⎜ ⎟ ⎝ ⎠⎝ ⎠ (il segno –

indica un’emissione) -19

-1914 1

34

-1-7

14 1

4.84 104.84 10 7.3 10

6.626 10299792458 ms 4.10 10 410

7.3 10

E hv jE jv sh jsc m nm

sλ

ν

−−

−

∆ = = ×

∆ ×= = = ×

×

= = = × =×

9) Determinare la massima lunghezza d’onda in grado di ionizzare un atomo di Neon (si usi la tabella delle energie di ionizzazione). [E = hν = (hc)/λ; λ = (hc)/E. Il problema può essere risolto convertendo l’energia di ionizzazione riportata sulla tavola da eV in J/atomo.

34 -18

19

6.626 10 js 299792458 ms 5.8 10 m = 58 nm21.564 1.6 10 /

hcE ev j ev

λ−

−−

× ×= = = ×

× ×

10) La formazione di uno ione Cl- è un processo esotermico mentre la formazione di uno ione Ar- è fortemente endotermico. Spiegare la ragione del diverso comportamento.

[Cl ha configurazione di valenza 3s2 3p5. Aggiungendo un elettrone si raggiunge una configurazione stabile di gas nobile. Il sistema rilascia energia. Nel caso di Ar la configurazione elettronica di valenza è 3s2 3p6. Un ulteriore elettrone dovrà essere collocato in un orbitale a più alta energia. Il processo è endotermico.] 11) Scrivere la configurazione elettronica delle seguenti specie: N, P3+, S, S2-

[N: 1s2 2s2 2p3 P3+: [Ne] 3s2 S: [Ne] 3s2 3p4 S2-: [Ne] 3s2 3p6] 12) Scrivere i possibili valori dei 4 numeri quantici che identificano un elettrone nell’orbitale 2p del boro. [(2,1,-1,±1/2); (2,1,0,±1/2); (2,1,+1,±1/2);] 13) Scrivere il simbolo chimico che identifica le specie chimiche caratterizzate dalle seguenti configurazioni elettroniche: (i) un atomo neutro con configurazione: [Xe]4f145d106s26p1 (ii) uno ione con carica netta +4 e configurazione: [Ar]3d3

[(i) 81Tl; (ii) 25Mn4+] 14) Ordinare le seguenti specie chimiche in ordine di dimensioni crescenti: Be2+ , Cs, Cl-, O. [Be2+ < O < Cl-<Cs] 15) Spiegare la notevole diminuzione di affinità elettronica che si osserva passando da Li (+60 KJ/mol) a Be (-240 KJ/mol). [L’elettrone addizionale occupa l’orbitale 2s nel Li e il 2p nel Be. Quest’ultimo avrà un’energia di legame minore poiché il livello 2p è più alto in energia. Si confrontino le energie di ionizzazione di Be e B con cui Li- e Be- sono isoelettronici] 16) Per un generico catione, C, e anione, A, costruire un diagramma di livelli energetici mostrando l’energia relativa dei seguenti 4 casi: (1) ioni a distanza infinita; (2) coppia ionica CA; (3) filare monodimensionale di ioni CACACA…; (4) solido cristallino tridimensionale CA. Si assuma che il confronto sia fatto tra lo stesso numero di ioni in tutti e 4 i sistemi. Il diagramma non deve essere disegnato in scala, tuttavia deve riportare i valori relativi dei 4 diversi livelli energetici. [

]

17) Sulla base delle seguenti informazioni per MgO, calcolare il valore dell’affinità elettronica dello ione O- (O-

(g) + e- → O2-(g))

Mg (s), ∆Hsub= +148 kJ/mol Entalpia di dissociazione di O2= +499 kJ/mol Prima energia di Ionizzazione di Mg = +738 kJ/mol Seconda energia di ionizzazione di Mg = +1450 kJ/mol Prima affinità elettronica di O = 141 kJ/mol Energia reticolare di MgO = +3890 kJ/mol Entalpia di formazione di MgO = –602 kJ/mol [R: +844 kJ/mol]

18) Il diagramma energetico ( ciclo di Born-Haber) per il cloruro di cesio è riportato di seguito.

(a) Esplicitare il nome delle variazioni di entalpia indicate con ∆H1, ∆H2 e ∆H5.

∆H1 ...........................................................................................................................

∆H2 ...........................................................................................................................

∆H5 ........................................................................................................................... (3)

(b) Calcolare il valore dell’energia reticolare ∆H6. (2)

(c) Spiegare perchè la variazione di entalpia rappresentata da ∆H3 ha un valore minore per il cesio rispetto al sodio

Cs (g) + Cl(g) + e

Cs (g) + Cl (g)

Cs (g) + Cl (g) + e

Cs(g) + Cl (g)

Cs(s) + Cl (g)

CsCl(s)

∆H = +79 kJ mol

∆H = –433 kJ mol

∆H = +376 kJ mol

∆H = +121 kJ mol

∆H

∆H = –364 kJ mol

6

1

3

4

5

–1

–1

–1

–1

–12

+

+

+

2

2

2

2

2

2

1

1

1

–

–

–