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capitolo

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Multimedia

| 2 | CAPITOLO 1 | UN MODELLO PER L’ATOMO | | ° ° | ° ° ° | ° ° ° ° ° | ° ° ° ° | ° ° |

Dall’osser-vazione ai

modelli

La sorprendentenatura

dell’atomo

Dagli orbitali alleconfigurazioni

elettroniche

Esercizi eScience in

English

Gli elettronidi valenza

e le proprietà deglielementi

1 La scienza indaga: macromondo e micromondo

Hai già studiato le proprietà chimiche della materia, l’organizzazione strutturaledel nostro pianeta, le caratteristiche e la varietà degli esseri viventi. In questo volu-me il nostro lavoro procederà esaminando in modo più approfondito le relazionitra struttura e funzioni dei diversi sistemi in campo chimico, biologico e geologico.Inizieremo considerando le teorie che spiegano la struttura e le proprietà di ato-mi, ioni e molecole, sia dal punto di vista delle singole particelle, sia per quantoriguarda le sostanze a cui danno origine quando si aggregano; in campo geologicovedremo come si formano e come si studiano i materiali della Terra solida, mentrein biologia cercheremo di capire come si trasmette e come si attua il progetto gene-tico che caratterizza e diversifica le cellule e gli organismi che popolano il nostropianeta.

Nel nostro percorso vedremo come chimica, biologia e geologia, pur essendo spe-cializzate in settori di ricerca diversa, interagiscano e si completino: da un lato, ogninuova conoscenza acquisita in campo chimico sulla natura e sulle caratteristichedelle particelle è utile per comprendere meglio ciò che accade in un essere vivente,o nell’evoluzione della Terra e delle specie; dall’altro, la complessità che caratterizzai fenomeni terrestri e biologici mette alla prova le ipotesi dei chimici sulle trasfor-mazioni della materia e consente di evidenziare proprietà e interazioni tra le parti-celle, che non si possono comprendere studiando le singole sostanze in laboratorio.

I temi che tratteremo in questo volume evidenziano una questione che accomunatutte le scienze: la necessità di correlare il macromondo (cioè l’insieme dei fenomeniche possono essere descritti e misurati direttamente) con il micromondo delle par-ticelle che non possono essere osservate direttamente (figura 1.1). Creare un pontetra questi due mondi è stata una delle sfide più significative della scienza a partire

1Dall’osservazione ai modelli

Lezione

Attraverso la creazione di modelli, la scienza riesce acollegare il macromondo osservabile al micromondoparticellare invisibile.

1 2

Figura 1.1 Dal micromondo al macromondo Inpoco più di duecento anni natura e applicazionidell’elettricità sono state comprese nei dettagli:è stata inventata la prima pila chimica (A), sonostati scoperti gli elettroni grazie ai raggi catodici(B) e sono state prodotte batterie ricaricabilicome quelle degli smartphones (C): questopercorso riflette la capacità di comprendere espiegare, attraverso modelli, le relazioni tramicromondo e macromondo.

A B C

| CAPITOLO 1 | UN MODELLO PER L’ATOMO | 3 |

dagli inizi dell’Ottocento e richiede, in tutti campi di ricerca, il contributo di dueelementi fondamentali:• l’elaborazione di esperimenti e di metodi di ricerca che consentano di osservare

corpi e fenomeni che l’occhio umano non è in grado di percepire;• la costruzione, sulla base dei dati sperimentali, di modelli che rappresentino

fenomeni con proprietà diverse rispetto a ciò che siamo abituati a osservare.

I due aspetti sono ovviamente connessi: in un certo senso possiamo dire che il pro-blema è vedere oltre il visibile. Contrariamente a quanto si può immaginare, le diffi-coltà non si riscontrano soltanto quando si cerca di stabilire come sono fatti o comeinteragiscono atomi, ioni e molecole. Anche l’indagine sui fenomeni macroscopicipuò essere complicata: per esempio, è difficile analizzare la trasmissione delle infor-mazioni ereditarie negli animali o studiare fenomeni come l’evoluzione dei viventie la formazione delle rocce, che si compiono in un arco di tempo lunghissimo, coin-volgendo un gran numero di variabili.

Ricorda Per studiare le relazioni tra micromondo e macromondo è necessariolo sviluppo di metodi e strumenti che superino i limiti imposti dall’osservazionediretta e permettano di elaborare modelli adatti.

2 I modelli sono utili ma non definitivi

In questo volume parleremo spesso di modelli. Come già sappiamo, un modelloscientifico è la rappresentazione di un sistema o di un fenomeno dinamico attra-verso immagini, leggi, equazioni matematiche, che lo rendono più facilmente com-prensibile e ci permettono di effettuare previsioni sul suo comportamento o sullasua evoluzione nel tempo (figura 1.2). Abbiamo già incontrato modelli di questo ge-nere: per esempio, il modello a gusci dell’atomo, quello della struttura interna dellaTerra o del Sole, o quello corpuscolare degli stati di aggregazione della materia.

In campo biologico i modelli possono essere elaborati con strategie diverse rispettoa quelle applicate in chimica. Spesso, infatti, la ricerca si concentra sui cosiddettiorganismi modello: un organismo modello è una specie che viene studiata intensi-vamente dal punto di vista sperimentale, al fine di ottenere indicazioni più generalisu specifici processi vitali. Gli organismi modello sono sempre forme di vita relativa-mente semplici e vengono scelti tenendo conto del campo di ricerca in cui ci si vuole

Figura 1.2 La strutturaatomica può essere descrittasoltanto mediante modelli Perquanto sofisticata, nemmenouna fotografia scattata con unmicroscopio a scansione coneffetto tunnel (STM) cipermette di osservaredirettamente la struttura deisingoli atomi e le particelle cheli compongono.

In questa fotografia al STM ciascun piccogiallo è un atomo di cobalto, ma protoni edelettroni non sono visibili.

Nel linguaggio comune, il termine modello indica qualcosadi perfetto, da imitare, oppure un prototipo destinato allaproduzione industriale in serie. In ambito scientifico, invece,un modello è lo schema teorico di un fenomeno,rappresentato attraverso leggi ed equazioni matematiche;in biologia, si parla di organismi modello per indicare specie(come il verme Caenorhabditis elegans o la pianta Arabidopsis

thaliana) studiate in modo approfondito, per individuarecaratteristiche comuni a tutte le cellule.

Glossario



modelli


dell’atomo


elettroniche


English



addentrare. Devono avere un ciclo di vita rapido, generare popolazioni numerose,avere esigenze di vita limitate sia per quanto riguarda le fonti di nutrimento, sia perquanto riguarda le condizioni ambientali (figura 1.3). Solo se vengono rispettate que-ste condizioni i biologi possono controllare lo sviluppo dell’organismo e progettareesperimenti che diano risultati verificabili in altri laboratori del mondo. A partiredai primi anni del Novecento focalizzare l’attenzione su organismi modello di variogenere ha permesso di sviluppare teorie utili per comprendere sia i processi metabo-lici, sia l’ereditarietà in forme di vita più complesse. Trattando la genetica parleremo,per esempio, del moscerino della frutta, Drosophila melanogaster: studiando in condi-zioni controllate la riproduzione di questo piccolo insetto, sono stati scoperti alcunimeccanismi dell’ereditarietà umana e della regolazione dello sviluppo.

Comunque vengano elaborati, i modelli scientifici hanno due

caratteristiche:

• devono essere sottoposti al vaglio della verifica sperimentale;

• non sono mai definitivi.

Quest’ultimo aspetto è importantissimo: un modello è valido solo se (e fintantoche) non è contraddetto dai dati sperimentali. Ciò significa che la verifica dellavalidità di un modello continua nel tempo. Se un modello ritenuto valido permolti anni si rivela errato o inadeguato, va integrato, corretto o abbandonato. Ciòè accaduto molte volte nella storia della scienza. Per questo, trattando alcuni temiparticolarmente significativi, dovremo ripercorrere le tappe storiche della ricercasull’argomento o spiegare gli esperimenti che nel tempo hanno portato a sostituireun modello con un altro. Come vedremo, tali esperimenti sono legati quasi sempreal nome del ricercatore che per primo ha messo a punto un metodo o ha interpreta-to correttamente dati che altri non arrivavano a comprendere.

Ricorda I modelli scientifici sono rappresentazioni semplificate e provvisorie direaltà complesse. Sono sottoposti a verifica sperimentale e vengono modificati,corretti o abbandonati quando non sono in accordo con i dati sperimentali.

2 3

1. Indica se le seguenti affermazionisono vere o false.

a. Il micromondo è l’insiemedei fenomeni osservabilidirettamente. Vf

b. Un modello, per essere tale,è sempre definitivo. Vf

c. Un organismo modello è unaspecie studiata sperimentalmentein modo intensivo. Vf

2. Scegli il completamento errato.

Un organismo modello deve

a riprodursi lentamente.b avere limitate richieste di nutrimento.c generare popolazioni numerose.d avere esigenze di vita limitate,

per quanto riguarda le condizioniambientali.

3. Completa il brano.

Un modello scientifico deve essere

continuamente sottoposto a una

verifica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . della

sua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ; se risulta

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . o inadeguato,

deve essere modificato o persino

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

Verifica la lezione

A B CFigura 1.3 Gli organismi piùstudiati Escherichia coli èpresente nell'intestino di moltianimali, compreso l'uomo, ecresce facilmente in laboratorio(A); Arabidopsis thaliana è unapianta erbacea, ma molti dei suoigeni si ritrovano anche neglianimali (B); Drosophila

melanogaster è l'organismo piùstudiato in genetica (C).


3 Un modello per l’atomo

Per comprendere le relazioni tra struttura particellare e proprietà macroscopichedella materia è fondamentale partire dallo studio della struttura atomica. Ricor-diamo a questo proposito che gli atomi sono costituiti di protoni, neutroni ed elet-troni: studiare la struttura di un atomo significa cercare di capire come sono orga-nizzate queste particelle al suo interno.

A questo punto del percorso sai già che la struttura atomica presenta due caratte-ristiche:• neutroni e protoni sono contenuti all'interno di un nucleo piccolissimo e

molto denso caratterizzato da una carica positiva equivalente al numeroatomico;

• intorno al nucleo si muovono gli elettroni, che sono disposti in livellicaratterizzati da energia differente.

Queste proprietà degli atomi sono state scoperte in seguito a esperimenti condottinei primi trent’anni del Novecento; questi studi hanno rivelato aspetti del mondomicroscopico che all’epoca sembrarono sconcertanti (vedi scheda La scoperta del nu-

cleo). In queste pagine ci soffermeremo sul modello sviluppato in quegli anni perspiegare il movimento e l’organizzazione degli elettroni nei livelli energetici. Gli espe-rimenti hanno dimostrato che queste caratteristiche degli elettroni non possonoessere descritte con le stesse leggi fisiche che utilizziamo quando analizziamo ilmovimento o la traiettoria di un qualunque corpo di dimensioni macroscopiche(come per esempio una palla, un proiettile, oppure un pianeta del Sistema Solare).

La teoria fisica elaborata sulla base dei dati sperimentali per descrivere gli elettro-ni negli atomi prende il nome di meccanica quantistica e ha portato allo sviluppodel modello a orbitali. Questo modello è importante non solo perché è più esau-riente e completo rispetto al modello a gusci finora utilizzato, ma anche perchéfornisce le basi adeguate per spiegare come si formano e come si organizzano all'in-terno della materia molecole e ioni.

Ricorda L’atomo contiene un nucleo densissimo (formato da protoni e neutroni)attorno a cui si muovono gli elettroni. Per descrivere la disposizione degli elettroninegli atomi si fa ricorso ai principi della meccanica quantistica e al modello aorbitali.

La sorprendente naturadell’atomoNonostante la materia ci appaia «piena» gli atomiche la compongono sono fatti soprattutto da spaziovuoto intorno a un minuscolo nucleo.

2

Lezione

In base alla moderna teoria atomica possiamo formulare leseguenti definizioni:- l’atomo è la più piccola particella di un elemento chemanifesta le proprietà chimiche dell’elemento stesso;- gli atomi di un elemento hanno uguale numero atomico Zma possono avere diverso numero di massa A, che è lasomma di protoni (p) e neutroni (n);- gli atomi sono neutri, ma possono trasformarsi in ionidotati di carica elettrica perdendo o acquistando elettroni.

Prozio (11H) e

deuterio (12H)

sono entrambiisotopidell’idrogeno:pur avendo undiverso numerodi massa, hannosempre Z = 1.

e–

p+n

e–

p+

Particella Massa (kg) Carica (C)

Elettrone (e–) 9,109 · 10–31 –1,602 · 10–19

Protone (p) 1,673 · 10–27 +1,602 · 10–19

Neutrone (n) 1,673 · 10–27 0

11 H 2

1 HProzio Deuterio

Ti ricordi?



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Storia della scienza

La scoperta del nucleo

All’inizio del Novecento, in accordo con ilmodello «a panettone» proposto daJ.Thomson, si pensava che l’atomo fosse unasfera dotata di una carica positiva diffusa euniforme, entro la quale erano dispersi glielettroni negativi (figura A). Gli esperimenti diErnest Rutherford (1871-1937) dimostraronol’inadeguatezza di questo modello.

Rutherford era un ricercatore neozelandeseche lavorava in Inghilterra e studiava ifenomeni radioattivi che erano stati scopertiproprio in quegli anni. La radioattivitàconsiste nell’emissione spontanea diradiazioni ad alta energia da parte di alcunitipi particolari di atomi come l’uranio, il radio eil polonio. Rutherford aveva scoperto che leradiazioni emesse da uranio e polonio eranoformate da particelle che hanno carica +2 emassa uguale a quella di un atomo di elio. Aqueste particelle (che contengono 2p e 2n)diede il nome di particelle alfa (α).

Nel 1909 Rutherford e due suoi collaboratorimisero a punto un esperimento per studiarela capacità delle particelle alfa di attraversaresottili fogli metallici. Non pensavano discoprire qualcosa di nuovo sugli atomi, mavolevano analizzare le proprietà delleparticelle alfa.

L’esperimento era concepito in questomodo: da un cilindro di piombo contenentemateriale radioattivo (polonio) fuoriusciva unfascio sottile di particelle alfa, che andava acolpire una sottilissima lamina d’oro con unospessore pari a circa 10 000 atomi di oro.Dietro e intorno alla lamina era stato collocato

uno schermo circolare fluorescente, chebrillava quando veniva colpito da unaparticella ad alta energia. Grazie ai lampi diluce che si osservavano in vari punti delloschermo era possibile verificare doveandavano a finire le particelle alfa dopo avercolpito la lamina d’oro (figura B).

Rutherford sapeva che le particelle alfa sonodotate di energia cinetica enorme e che simuovono ad altissima velocità (più di 15 000km/s); egli perciò si aspettava che tutte leparticelle attraversassero con facilità i pochistrati di atomi della lamina d’oro, senza subirealcuna deviazione rispetto alla loro traiettoriaoriginale, simili a proiettili potentissimilanciati contro una parete di carta. La massadegli atomi, infatti, non poteva ostacolare ilpassaggio di particelle così veloci.

I risultati furono sorprendenti: gran partedelle particelle alfa passava attraverso lalamina senza cambiare traiettoria o deviandoleggermente, in accordo con le aspettative,ma alcune particelle (1 su 10 000) venivanodeviate di un angolo notevole o venivanorespinte, come se avessero colpito un

«ostacolo» immobile, molto duro e resistente,capace di farle rimbalzare indietro o dicambiarne drasticamente la traiettoria.

Rutherford e i suoi collaboratori rimaseroperplessi di fronte ai dati ottenuti, tanto cheRutherford, a commento dell’esperimento,scrisse: «Fu il fatto più incredibile che mi siacapitato nella vita; era quasi incredibilequanto sarebbe stato sparare un proiettile da15 pollici a un foglio di carta velina e vederlotornare indietro a colpirti.»

Riflettendo sui risultati ottenuti, Rutherfordintuì che doveva concentrare la suaattenzione non sulle proprietà delle particellealfa (i proiettili), ma sulle caratteristiche deiloro bersagli, cioè sugli atomi. Comprese chele particelle alfa venivano fermate e deflesseda qualcosa presente all’interno di tutti gliatomi: un nocciolo duro, dotato di una grandedensità, capace di respingere le particelle alfao di modificarne la traiettoria. Questo nocciolodoveva avere dimensioni ridottissime, perchéil numero di particelle alfa deviate eraestremamente piccolo.

Poiché le poche particelle deviate subivanouna deflessione notevole, Rutherfordsuppose che il nocciolo avesse carica positivae che agisse sulle particelle alfa esercitandouna forza elettrica repulsiva: egli chiamònucleo questo nocciolo piccolo, denso epositivo.

Pochi anni dopo gli esperimenti diRutherfond furono scoperti protoni e neutronie si comprese che la carica del nucleocorrisponde al numero atomico.

Figura B Un risultato incredibileNell’esperimento di Rutherford sulla diffusionedelle particelle alfa (A), le particelle alfa positive(α) emesse da una sorgente radioattiva e inviatesu una sottile lamina d’oro venivano deviate daparte dei nuclei positivi degli atomi metallici (B).

A B

3 4

Figura A Il modello «a panettone» dell’atomodi Thomson Secondo questo modello, la caricapositiva è diffusa in tutto l’atomo e le carichenegative degli elettroni sono disperse al suointerno, come le uvette di un panettone.

Fasciodi particelle

Particellerespinte

Particelledeviate

Particellenon deviate

Schermofluorescente

Sottile laminad’oro

α

α

α

α

α

α

α

α

α

α

α

α

α

α

Sorgentedi particelle alfa


e-

La posizionedell’elettroneè indeterminata

4 Una logica nuova: non si può determinarela traiettoria di un elettrone

Dopo la scoperta del nucleo, avvenuta nel 1909, l’attenzione degli scienziati si con-centrò su una questione: come si muovono gli elettroni intorno al nucleo?

Un problema cruciale che la meccanica quantistica ha dovuto affrontare riguardail metodo di ricerca da applicare per studiare il movimento degli elettroni. In gene-re, quando si studia la traiettoria di un corpo di grandi dimensioni si impieganosistemi di indagine basati sulle immagini: per esempio, nel caso di un pianeta, sifotografa la sua posizione a intervalli di tempo diversi e si confrontano i dati con leprevisioni teoriche, che possono essere formulate conoscendo velocità, posizionedell’oggetto e forze in gioco. Se, per esempio, conosciamo il punto in cui il pianeta sitrova in un dato momento, lo spazio che percorre in ogni unità di tempo, la direzio-ne e il verso del suo movimento, possiamo prevedere, nei limiti delle incertezze spe-rimentali, dove si troverà tra un mese o un anno. In questo caso, l’orbita del corpopuò quindi essere stabilita con precisione perché l’oggetto possiede una posizionee una velocità definite in ogni istante. Tuttavia, nel 1927 il fisico tedesco WernerHeisenberg ha dimostrato che questo metodo di ricerca non può essere applicatoagli elettroni, in quanto gli atomi obbediscono al principio di indeterminazione.Secondo tale principio:

è impossibile misurare precisamente e contemporaneamente sia la

posizione sia la velocità di una particella piccola e leggera come l’elettrone.

Per studiare il movimento di un elettrone dobbiamo illuminarlo con un fascio diluce che trasporta energia. Quando le radiazioni colpiscono gli atomi, trasmettonol’energia che possiedono agli elettroni, che di conseguenza modificano la loro ve-locità o cambiano posizione. Ciò significa che le misure relative agli elettroni nondanno mai risultati certi (figura 1.4).

Figura 1.4 Il principio diindeterminazione A differenzadi quanto accade con unapallina da biliardo (A), èimpossibile sapere conprecisione sia dove l’elettronesi trova sia che velocità ha (B).Anche il concetto di traiettoriaperde senso, perché è possibileparlare di traiettoria di uncorpo solo se si può osservareil suo moto senza perturbarlo.

Il moto di un elettrone è invece perturbato in modoimprevedibile dai fotoni con i quali si vuole determinarela sua posizione e, dopo l’osservazione, velocità eposizione dell’elettrone risultano indeterminati.

B

Il motonon • perturbato

Una pallina da biliardo, illuminata per essereosservata, riceve energia dal fascio di luce, maquesta quantità di energia non ha rilevanza, perchénon esercita una forza apprezzabile sulla pallina.

A



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Pertanto, possiamo affermare che: non si può determinare esattamente il

percorso di un elettrone intorno al nucleo.

Il principio di indeterminazione è valido per una palla da biliardo o per qualun-que altro sistema fisico in movimento, ma gli errori che si compiono misurandola posizione o la velocità di un corpo di grandi dimensioni sono infinitesimali etrascurabili. Nel caso degli elettroni, invece, gli errori sono dello stesso ordine digrandezza della proprietà che si sta misurando. Il principio di indeterminazionenon pone quindi problemi nel caso di corpi macroscopici, ma ci obbliga a studiaregli elettroni con un metodo diverso rispetto a quello adottato per le particelle piùgrandi: i dati di cui disponiamo possono essere utilizzati solo per stabilire la zonadello spazio in cui è più probabile trovarlo. La descrizione dell’elettrone in termini diprobabilità è il fondamento della meccanica quantistica e del modello a orbitali.

Ricorda Secondo il principio di indeterminazione, è impossibile studiarel’elettrone in un atomo senza fornirgli energia, alterando di conseguenza la suavelocità o la sua posizione. È perciò impossibile determinare esattamente come simuove e conoscerne la traiettoria.

5 L’energia degli elettroni è quantizzata

Come tutte le particelle in movimento, ogni elettrone possiede una certa quantitàdi energia che aumenta al crescere della sua distanza dal nucleo atomico. Misuraretale energia è quindi utile per stabilire qual è la zona in cui è più probabile trovarlo:per esempio, è più probabile trovare lontano dal nucleo gli elettroni che possiedonomaggiore energia e vicino al nucleo gli elettroni con minore energia.

Nello stesso periodo in cui veniva formulato il principio di indeterminazione, ifisici svilupparono un metodo per determinare l’energia degli elettroni negli atomipartendo dall’analisi degli spettri di emissione degli elementi (vedi scheda Spettri, fo-

toni ed elettroni). Scoprirono così una proprietà imprevista: per gli elettroni esistonostati energetici permessi e altri vietati. A ogni stato di energia consentito corrispon-de una certa distanza media dell’elettrone dal nucleo: in particolare, a quantità mi-nori di energia corrisponde una minore distanza media dal nucleo, mentre a quan-tità superiori corrisponde una maggiore distanza media. In condizioni sperimentalil’elettrone può essere costretto a «saltare» da uno stato energetico consentito a unaltro; in tal caso acquista (quando passa a uno stato energetico superiore) o cede(passando a uno stato energetico inferiore) una quantità definita di energia. In ognicaso, non è possibile che l’elettrone venga a trovarsi in una condizione di energiaintermedia tra uno stato e l’altro. In altre parole si può dire che:

l’energia degli elettroni è quantizzata, cioè può assumere solo alcuni valori

caratteristici.

Gli stati energetici possibili per un elettrone, oggi chiamati livelli energetici, pos-sono essere paragonati alle posizioni di una palla su una scala (figura 1.5). La pallapuò trovarsi su uno scalino qualsiasi e può essere spostata su un gradino superioresolo se ad essa viene fornita la quantità esatta di energia necessaria per compierequel salto, altrimenti ritorna sul gradino di partenza. La palla può anche scenderesu un gradino inferiore, riducendo così la sua energia: anche in questo caso la suaenergia potrà ridursi solo di certe quantità, esattamente corrispondenti ai salti ef-fettuati. Il paragone tra la palla e l’elettrone non è del tutto calzante; una palla può

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infatti variare la sua energia anche in modo graduale (per esempio, quando vienelasciata cadere da una finestra o quando viene lanciata in aria), mentre l’elettrone,in qualunque caso, può soltanto acquistare o perdere quantità definite di energia.

Ricorda Gli elettroni possono avere solo precisi stati di energia chiamati livellienergetici e non possono mai collocarsi in stati energetici intermedi tra un livelloe l’altro.

Figura 1.5 Il passaggio da unoscalino all’altro I saltienergetici di un elettrone sonosimili alle posizioni di una pallasui gradini di una scala.

Energia

Statofondamentale

E7E6E5

E4

E3

E2

E1 Stato eccitato

Stato eccitato

Stato eccitato

1. Quale, tra le seguenti affermazionisulla struttura atomica, non ècorretta?

a Il nucleo atomico ha carica positiva.b Intorno al nucleo si muovono gli

elettroni.c Il nucleo è estremamente rarefatto.d Gli elettroni sono disposti in livelli.

2. Perché il modello a panettonedell’atomo di Thomson è inadeguatoper spiegare l’esperimento diRutherford?


a. Quando si studia il moto diun elettrone illuminandolocon una radiazione, essomodifica la sua velocità. Vf

b. Il percorso di un elettrone

intorno al nucleo èdeterminabile con precisionein ogni istante solo a condizioneche contemporaneamente sidetermini anche la sua velocità. Vf

c. L’energia degli elettroni di unatomo varia in modo continuo. Vf

d. Quando un elettrone eccitatoscende a un livello energeticoinferiore, assorbe energia. Vf

e. Le righe dello spettro diemissione di un certo elementosono caratteristiche solo diquell’elemento. Vf

4. Scegli la risposta esatta.Perché si può affermare che l’energiadegli elettroni è quantizzata?

a Perché è descritta da parametrichiamati quanti.

b Perché può essere incrementatain seguito all’interazione conquanti di luce.

c Perché può avere solo alcunivalori permessi caratteristici.

d Perché non è quantificabile,cioè non è misurabile con esattezza.

5. Scegli il completamento esatto.Il fondamento della meccanicaquantistica è la descrizionedell’elettrone in termini di

a incertezza.b precisione.c probabilità.d energia.

Verifica la lezione

Sono permessi solo i salti da uno statoeccitato all’altro, oppure da uno statoeccitato a quello fondamentale, manon quelli tra stati energetici intermedi.



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Per saperne di più

Spettri, fotoni ed elettroni

Già alla fine dell’Ottocento era noto che glielementi, posti in un tubo di vetro allo stato digas monoatomico e rarefatto, emettono lucequando sono sottoposti a una forte scaricaelettrica. L’emissione di luce si verifica perchégli atomi dell’elemento gassoso «si eccitano»,cioè assorbono l’energia ricevuta, che poiriemettono sotto forma di radiazionielettromagnetiche. Se passiamo un raggio diquesta luce attraverso un prisma di vetro,essa si scompone generando lo spettro diemissione dell’elemento, che è sempreformato da un numero limitato di righe,ciascuna delle quali corrisponde a unaradiazione elettromagnetica con una specificafrequenza (figura A). I dati sperimentalidimostrano in modo inequivocabile che ognielemento può emettere sempre e solo alcuneradiazioni: esso produce infatti uno spettro diemissione a righe caratteristico, unico comeun’impronta digitale e differente da quellodegli altri elementi per numero e posizionedelle righe (figura B).

Per spiegare perché si verifichi questasituazione, nei primi anni del Novecento ilfisico danese Niels Bohr avanzò l’ipotesi chela luce degli spettri fosse emessa daglielettroni sollecitati dall’energia ricevuta. Percapire le implicazioni e le conseguenze diquesta affermazione apparentementesemplice, bisogna considerare un elementofondamentale: le radiazioni luminosetrasportano energia sotto forma di minuscolipacchetti chiamati fotoni. Ciascun fotonecontiene un quanto (cioè una quantitàdefinita) di energia, che dipende solo dalla

frequenza della radiazione: un fotoneultravioletto contiene più energia di un fotoneblu o rosso perché la sua radiazione hafrequenza maggiore.

Se applichiamo queste conoscenze sullanatura dei fotoni allo studio degli spettri diemissione, giungiamo a una conclusioneinteressante: gli elettroni, quando sonoeccitati, possono assorbire ed emettere solospecifiche quantità di energia corrispondentiai fotoni delle radiazioni che troviamo nei lorospettri.

La figura C mostra come si genera unospettro:

a. L’energia ricevuta da un atomo vieneassorbita da uno o più elettroni chepassano dal loro stato energeticonormale, chiamato stato fondamentale,ad uno stato, detto stato eccitato, piùdistante dal nucleo e caratterizzato dauna maggiore energia.

b. In seguito, gli elettroni tornano dallostato eccitato (più instabile) allo statofondamentale, liberando energia sottoforma di fotoni. Ogni fotone emesso hauna propria energia e corrisponde auna radiazione dello spettro.

Misurando l’energia dei fotoni dello spettropossiamo quindi capire qual è il salto (intermini di energia) tra lo stato fondamentale equello eccitato. Gli stati energetici possibiliper gli elettroni oggi vengono chiamati livelli

energetici. Gli spettri sono la più importanteprova sperimentale della quantizzazionedell’energia nell’atomo: se l’elettrone nonfosse vincolato nei livelli energetici, ricevendoenergia potrebbe saltare a caso ovunque edemetterebbe tutti i tipi di fotoni senzagenerare uno spettro caratteristico.

5 6

Figura C Un salto tra livelli energeticiUn elettrone può assorbire un quanto (fotone) dienergia e passare dal livello energetico 1 a quello 2(A), per poi riemettere un fotone nel tornare al suostato fondamentale (B).

Figura B Spettri a righe come impronte digitali Ciascun elemento produce un caratteristico spettro diemissione che ne permette l’identificazione; qui sono mostrati gli spettri a righe di sodio (A),cadmio (B), mercurio (C) ed elio (D).

Livello 1

Livello 2

Elettrone

Fotone

e–

γ

Livello 1

Livello 2

Elettrone

Fotone

e–

γ

A

BA B

C D

Figura A Lo spettro diemissione dell’idrogeno Se sifa passare una scarica elettricaattraverso idrogeno rarefattosi ottiene una radiazioneluminosa che, scomposta permezzo di un prisma, generauno spettro di emissione arighe, con lunghezze d’ondacaratteristiche.Scarica

in atmosfera di H2

Prisma

Fenditura

Lastrafotografica

656 nm

486 nm434 nm410 nm


6 L’orbitale: dove è probabile trovare l’elettrone

Sulla base dei principi che abbiamo esposto nei paragrafi precedenti, è stato elabo-rato un modello matematico dell’elettrone, chiamato orbitale, che è probabilisticoe quantistico.

L’orbitale rappresenta uno stato energetico possibile dell’elettrone e ci

consente di stabilire la regione dello spazio entro cui si ha una probabilità

del 90% di trovarlo.

Semplificando il modello, possiamo affermare che ogni elettrone occupa all'inter-no dell'atomo un dato orbitale (figura 1.6), caratterizzato da forma, dimensioni edenergia specifiche.

Nel caso in cui si utilizzi questa definizione di orbitale, è sempre bene tenere pre-sente che:• l’orbitale non è un contenitore ed esiste solo se c’è un elettrone corrispondente,

quindi non possono esistere orbitali vuoti;• l’orbitale non permette di localizzare l’elettrone, ma solo di stabilire la

probabilità di trovarlo in un dato punto.

Negli atomi polielettronici possono esistere numerosi orbitali contraddistinti daforma, dimensioni, energia e orientamento differenti. Le loro caratteristiche sonodescritte da tre variabili chiamate numeri quantici n, l, m. Ciascun numero quan-tico può assumere solo determinati valori numerici e descrive in modo specificouna proprietà quantizzata dell’elettrone, cioè una proprietà che non può variare inmodo graduale:• il numero quantico principale (n) definisce il livello energetico a cui

appartiene l’orbitale;• il numero quantico secondario (l) definisce la forma dell’orbitale e il

sottolivello energetico;• il numero quantico magnetico (m) definisce l’orientamento di un dato

orbitale nello spazio.

Ricorda Ogni elettrone nell’atomo può essere descritto da un modellomatematico, chiamato orbitale. Ciascun orbitale corrisponde a uno statoenergetico dell’elettrone ben definito e identifica la regione dello spazio entrocui si ha una probabilità del 90% di trovare l’elettrone stesso.

Dagli orbitali alleconfigurazioni elettronicheLa meccanica quantistica descrive l’elettrone secondoun modello matematico probabilistico, le cui variabilisono rappresentate dai numeri quantici.

3

Lezione

Figura 1. 6 L’elettrone come una falenaPer comprendere il significato fisico dell’orbitale,cioè il concetto di probabilità di trovare unelettrone in un determinato arco di spazio e ditempo, possiamo assimilare il suo moto intornoal nucleo a quello di una falena che si muoveintorno a una luce accesa, occupando nel temponumerose posizioni diverse, tutte peròconcentrate vicino alla lampadina.



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7 Ogni orbitale è identificato da tre numeri quantici

I numeri quantici (figura 1.7) sono correlati l’uno all’altro: a ogni valore di n possonocorrispondere solo alcuni valori di l e ogni valore di l è compatibile solo con precisivalori di m.

Consideriamo uno per uno i tre tipi di numeri quantici e le relazioni che intercor-rono tra di essi.

Il numero quantico principale n identifica il livello energetico a cuiappartiene l’orbitale (e quindi l’elettrone); n può assumere solo un valoreintero positivo: 1, 2, 3…

Al crescere del valore di n aumenta l’energia dell’elettrone e quindi la distanza me-dia dal nucleo. Ciò significa che il numero quantico n definisce anche le dimensioni

dell’orbitale.Per esempio, un orbitale che abbia numero quantico principale 1 (n = 1) appartiene

al primo livello energetico, mentre un orbitale che abbia numero quantico principa-le 2 (n = 2) appartiene al secondo livello energetico, è mediamente più distante dalnucleo e possiede una quantità maggiore di energia (anche se non doppia) rispettoall’orbitale con n = 1.

In un atomo, il numero massimo di orbitali che possiede il medesimo valore di n èn2. Quindi, per esempio, per n = 2 possono esistere al massimo 22 = 4 orbitali.

Tutti gli orbitali di un atomo che hanno il medesimo valore di n appartengonoallo stesso livello energetico. Nel cosiddetto modello atomico «a gusci», i livellienergetici degli orbitali coincidono con i gusci concentrici, ma la definizione chediamo in questo contesto è più generale: chiamiamo livello energetico l’insieme di tutti

gli elettroni che hanno il medesimo valore di n.

Il numero quantico secondario l definisce la forma dell’orbitale e ilsottolivello energetico a cui appartiene; l assume solo valori interi,positivi, compresi tra 0 e (n –1).

Pertanto, i valori possibili di l variano in relazione al livello che si considera: conn = 1, l può assumere solo valore 0, con n = 2 sono possibili due valori di l : 0 e 1, ecosì via (figura 1.8).

Valore di n Valore di l

1 0

2 0, 1

3 0, 1, 2

4 0, 1, 2, 3

5 0, 1, 2, 3, 4

n 0, 1, 2, ... (n – 1)

Figura 1.8 Relazioni tra n e l Per ognivalore di n, l può assumere tutti i valoriinteri e positivi compresi tra 0 e (n –1).

Numero quantico Che cosa indica

n • Livello di energia• Distanza media dal nucleo

l • Sottolivello di energia• Forma dell’orbitale

m • Orientamento spaziale degli orbitali di un sottolivello

Figura 1.7 Le caratteristiche dei numeriquantici Schema riassuntivo dei numeriquantici e del loro significato.

7


A ogni valore di l corrisponde una forma particolare identificata con una lettera(figura 1.9). Per esempio, al valore di l = 0 corrisponde una forma sferica identificatacon la lettera s. Nella figura sono riportate le lettere corrispondenti ai valori più bas-si; sono possibili valori di l ancora più elevati (corrispondenti a orbitali g, h, …) manon servono per descrivere gli atomi in condizioni naturali. Le forme degli orbitalis, p, d sono mostrate in figura 1.10.

Figura 1.10 Forma degli orbitali s, p, d

Rappresentazione semplificata di un orbitale s

(A), di uno dei tre orbitali p, di forma bilobata (B)e di uno dei cinque orbitali d, con quattro lobidisposti lungo due direzioni perpendicolari (C).

x y

z

Orbitale s Orbitale p Orbitale d

A B C

In ogni livello, il numero massimo di orbitali aventi la stessa forma è pari a (2l + 1).In ogni livello quindi può esistere sempre e solo un orbitale di tipo s (perché 2 · 0 +1 = 1), mentre possono esistere 3 orbitali p (2 · 1 + 1 = 3), 5 orbitali d (2 · 2 + 1 = 5), 7orbitali f (2 · 3 + 1 = 7), come riepilogato in figura 1.12.

I valori di l non specificano solo la forma degli orbitali: essi identificano sottoli-velli energetici, diversi tra loro per piccole quantità di energia. Si può dire quindiche il livello 1 contiene solo il sottolivello s formato da un unico orbitale; il livello2 contiene il sottolivello s e il sottolivello p, ecc.

Gli orbitali con lo stesso valore di n e l appartengono al medesimo

sottolivello energetico e sono isoenergetici.

Figura 1.12 Il numero degli orbitali persottolivello Per ogni valore di l, il numeromassimo di orbitali di ugual forma è (2l +1).

Valoredi l

Lettera Forma

0 s sferica

1 p a due lobi

2 d a quattro lobi

3 f a otto lobi

Valore di l Tipodi sottolivello

Numero di orbitaliper sottolivello

0 s 1

1 p 3

2 d 5

3 f 7

Figura 1.9 Valoredi l e forma degliorbitali A ognivalore di l

corrisponde unaforma definita,identificata da uncodice letterale.

Figura 1.11 Dimensioni relative degli orbitali s

All’aumentare del numero quantico principale n,gli orbitali diventano più grandi, a parità di forma.

È importante notare che gli orbitali con la medesima forma hanno dimensioni di-verse, in funzione del livello a cui appartengono: per esempio, un orbitale s conn = 2 ha un raggio maggiore rispetto a un orbitale s del livello con n = 1 (figura 1.11).

Per indicare contemporaneamente il livello e la forma dell’orbitale si adotta unasimbologia convenzionale in cui si scrive il numero del livello seguito dalla lettera che

indica la forma:• 1s indica l’orbitale s del primo livello (n = 1, l = 0);• 2s indica l’orbitale s del secondo livello (n = 2, l = 0);• 2p indica un orbitale p del secondo livello (n = 1, l = 1).

3s2s1s



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Per esempio, i cinque orbitali d del terzo livello appartengono al sottolivello 3d, i treorbitali p del terzo livello invece fanno parte del sottolivello 3p e così via. Nell’am-bito di un livello, l’energia dei sottolivelli aumenta al crescere di l .

Il numero quantico magnetico m assume tutti i valori interi compresi tra

–l e +l (zero incluso) e definisce il diverso orientamento nello spazio degli

orbitali che hanno lo stesso valore di l.

Per l = 0, m = 0: c’è quindi un solo valore di m, perché in ogni livello esiste un unicoorbitale s. Per l = 1 invece sono possibili tre valori di m : m = 1, m = 0, m = –1 perchépossono esistere tre orbitali p, uguali per forma e energia, ma orientati diversamen-te nello spazio (figura 1.13). Per l = 2 sono invece possibili cinque valori di m, cuicorrispondono cinque orbitali d (figura 1.14).

La figura 1.15 presenta un riepilogo delle correlazioni tra i valori di m e quelli di n e l.

Ricorda Ogni orbitale è identificato da una terna di numeri quantici (n, l, m). Sichiama livello l’insieme di tutti gli orbitali con lo stesso valore di n; un sottolivelloè l’insieme di tutti gli orbitali che hanno il medesimo valore di l e la stessa forma(s, p, d, f ); il numero di orbitali per ciascun sottolivello è pari a 2l+1; tali orbitalihanno diverso valore di m.

Figura 1.13 L’orientamento dei tre orbitali p diuno stesso sottolivello Le coppie di lobi sonoorientate secondo gli assi cartesiani x, y, z e perquesto motivo per designare i tre orbitali p vieneanche utilizzata la notazione convenzionale px,py, pz.

z

x y

dz

z

x y

dx2-y2

z

x y

dxy

z

x y

dzx

z

x y

dyz

Figura 1.14 La strutturadegli orbitali d Dei cinqueorbitali d, quattro di essisono formati da quattro lobiciascuno, mentre uno hauna struttura compositaformata da due lobi e unanello.

Figura 1.15 L’insieme delle relazioni tra valoridi n, l e m Il numero massimo di orbitali con ilmedesimo valore di n è n2. Per ogni valore di l

sono possibili in tutto 2l +1 orbitali con la stessaforma.

z

x y

pz

z

x y

py

z

x y

px

Valore di n Valore di l Valore di m Sottolivello Numero di orbitali

1 0 0 1s 1

2 01

0–1, 0, 1

2s

2p

13

3 012

0–1, 0, 1–2, –1, 0, 1, 2

3s

3p

3d

135

4 0123

0–1, 0, 1–2, –1, 0, 1, 2–3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

4s

4p

4d

4f

1357

87


8 Il diagramma delle energie degli orbitali

Ogni orbitale, come abbiamo detto, corrisponde a uno stato energetico ben precisodell’elettrone. Nel diagramma in figura 1.16 puoi osservare gli orbitali da 1s a 7s,ordinati dal basso verso l’alto secondo l’energia crescente.

In questo diagramma ogni orbitale è rappresentato come una casella vuota e gliorbitali isoenergetici sono disposti sulla medesima linea. L’energia cresce dal bassoverso l’alto e quindi l’orbitale con energia minore è, in tutti gli atomi, l’orbitale 1s,seguito da 2s.

Come puoi notare, la disposizione degli orbitali in questo diagramma segue l’ordi-ne dei sottolivelli previsto secondo lo schema di figura 1.15 solo fino al sottolivello3p. Infatti, al crescere del numero quantico principale e quindi del numero dei va-lori di m, le differenze di energia tra i livelli diminuiscono e di conseguenza accadeche sottolivelli con un certo valore di n vengano ad avere energia maggiore di altrisottolivelli con valore di n superiore. L’orbitale 4s, per esempio, ha energia minoredegli orbitali del sottolivello 3d. L’orbitale 5s ha energia minore degli orbitali 4d eaddirittura il 6s è a un livello energetico inferiore dei 4f, oltre che dei 5d.

Ricorda È possibile costruire una diagramma in cui gli orbitali siano disposti inordine di energia crescente. Questo diagramma segue l’ordine dei livelli energeticisolo fino al sottolivello 3p.

Figura 1.16 Diagrammadell’energia degli orbitaliSalendo nella scaladell’energia, la distanza tralivelli successivi diminuiscementre il numero deisottolivelli aumenta; ciò portaalla sovrapposizione di alcunisottolivelli con valori diversi din. Il diagramma mostra anchei numeri quantici checaratterizzano gli orbitali deiprimi due livelli.

5d6p

6s4f

6d

7s5f

4d5p

5s

3d4p

4s

3p3s

2p2s

1s

Ener

gia

n = 2, l = 1, m = 1

n = 2, l = 1, m = 0

n = 2, l = 1, m = –1

n = 2, l = 0, m = 0

n = 1, l = 0, m = 0



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Per saperne di più

Dai quanti al tempo della Terra:a volte un secondo è importante!

Studiando la Terra avrai probabilmentestudiato le unità di misura astronomiche deltempo: il giorno e l’anno. Fino gli anniSessanta del secolo scorso l’unità di misuraSI del tempo era il secondo solare medio. Nelsecolo scorso, tuttavia, si è scoperto che larotazione terrestre non ha durata costante(rallenta lentamente), perciò non costituisceun riferimento ideale.

Oggi il secondo viene definito nel SIutilizzando un orologio atomico (figura A).La costruzione di questo strumento si basasulla teoria dei quanti: sappiamo che glielettroni di un atomo, se vengono eccitati,passano da un determinato livello (o da unsottolivello) a un altro. Questo cambiamento,come abbiamo visto, comportasuccessivamente l’emissione di unaradiazione elettromagnetica di frequenzadefinita e sempre costante,indipendentemente dalle condizioni esterne.Si può quindi usare la frequenza di questaoscillazione periodica tra statofondamentale e stato eccitato comerifermento per definire la durata delsecondo.

Il primo orologio atomico utilizzato nel SI eraun orologio al cesio. Nel 1967 la Conferenza

Generale dei Pesi e delle Misure ha infattiproposto di definire il secondo in questomodo: il secondo è l’intervallo di tempo che

contiene 9192631770 periodi della radiazione

corrispondente alla transizione tra due livelli

iperfini dello stato fondamentale del cesio 133

(il periodo è la grandezza che rappresental’inverso della frequenza di una radiazione).

Oggi si utilizzano altri atomi (conoscillazioni nel campo del visibile), peresempio il rubidio, ma il meccanismo èsempre lo stesso e la precisione degli orologicosì costruiti è straordinaria: si stima chepossano perdere o guadagnare un secondoin 15 miliardi di anni!

Grazie a questa notevole precisione è statopossibile misurare la durata del giorno (cioè iltempo di rotazione terrestre) e definire diquanto si allunga anno per anno, rispetto altempo misurato dagli orologi atomici.

Per adattare il tempo misurato con gliorologi atomici alla durata effettiva delgiorno, tenendo conto del suo costanteallungamento, si è deciso di fermare gliorologi ogni volta che la Terra accumula unsecondo di ritardo. Dal 1972 a oggi ciò èaccaduto ben 25 volte. Nel 2015 gli orologiatomici si sono fermati per un secondo allamezzanotte del 30 giugno.

Questi momenti di riallineamento tratempo atomico e tempo terrestre sono criticiper i sistemi informatici di tutto il mondo: icomputer o i motori di ricerca, infatti, inqueste situazioni possono andare in tilt,come è accaduto per esempio nel 2012.

Figura A L’orologio più accurato al mondo Il primato spetta aNPL-CsF2, l’orologio costruito al National Physical Laboratorybritannico.

9 Lo spin e il principio di esclusione di Pauli

I tre numeri quantici n, m, l descritti nei paragrafi precedenti contraddistinguonol’orbitale. Tuttavia, a ogni elettrone si associa anche un quarto numero quantico dettonumero quantico magnetico di spin (indicato con il simbolo ms). Il valore cheassume ms non è correlato con lo stato energetico dell’elettrone e con l’orbitale chelo descrive, ma con l’attività magnetica dell’elettrone.

Possiamo immaginare l’elettrone in movimento nell’atomo come una piccolacarica negativa che ruota su se stessa; l'elettrone può ruotare sia in senso orariosia antiorario, generando un piccolo campo magnetico (figura 1.17). In realtà, glielettroni non ruotano perché non sono semplici particelle. Tuttavia, le proprietàmagnetiche degli elettroni sono analoghe a quelle di particelle cariche in rota-zione. La proprietà che descrive questo comportamento dell’elettrone è definitaspin ed è indipendente dal suo stato energetico, cioè dal livello o sottolivello incui si trova.

98


Figura 1.17 Lo spin dell’elettroneIn un campo magnetico, l’elettronesi comporta come se ruotasse suse stesso, in un senso o nell’altro.

S

SS

Ncampo

magnetico

elettrone

N

Sono possibili solo due stati di spin, che vengono appunto descritti dal numeroquantico magnetico di spin: un elettrone può avere numero di spin +½ oppure –½.Di due elettroni aventi, rispettivamente, spin +½ e –½ si dirà che possiedono spin

antiparallelo.In seguito alla scoperta dello spin e del quarto numero quantico, nel 1925 il fisico

austriaco Wolfgang Pauli formulò un principio noto come principio di esclusio-ne di Pauli:

in un atomo non possono coesistere elettroni che abbiano tutti e quattro i

numeri quantici uguali.

Ciò significa che due elettroni, che abbiano i numeri quantici n, m, e l uguali, devo-no necessariamente differire per il numero quantico di spin. Per questa ragione, ogni

orbitale può contenere al massimo due elettroni, che devono avere spin antiparallelo (figura

1.18). Si può comprendere abbastanza facilmente perchè ciò avvenga: due elettronicollocati all'interno dello stesso orbitale e aventi spin antiparallelo si attirano comedue minuscoli magneti, compensando così in parte la repulsione dovuta alla caricaelettrica uguale. Essi possono quindi coesistere. Se invece hanno spin uguale, tra idue elettroni si instaura non solo una repulsione di natura elettrica, ma anche unadi tipo magnetico. Per lo stesso motivo, un orbitale non può nemmeno conteneretre o più elettroni.

Ricorda Ogni elettrone ha un numero quantico di spin che può assumere valore+½ e –½. Un orbitale può contenere al massimo due elettroni, che devono averespin antiparallelo.

Figura 1.18 Spin antiparalleloe parallelo Le frecce orientateindicano lo spin degli elettroni.

A

B

Due elettroni sono appaiati nellostesso orbitale quando presentanospin opposto, o antiparallelo.

Due elettroni con spin concorde, oparallelo, non possono coesisterenello stesso orbitale.



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10 Dai numeri quantici alle configurazioni elettroniche

La meccanica quantistica è in grado di spiegare e completare il modello a gusci in-trodotto in precedenza. Sappiamo già che la distribuzione degli elettroni intorno alnucleo di un atomo viene definita configurazione elettronica. Per scrivere la con-figurazione elettronica di un atomo si collocano gli elettroni a uno a uno negliorbitali del diagramma, partendo dall’orbitale con minore energia e seguendo treregole:1. gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente (seguendo il criterio della

regola di Aufbau; descritto nella figura 1.19);2. ogni orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni aventi spin

antiparallelo (principio di esclusione di Pauli);3. in ogni sottolivello gli elettroni si dispongono in modo da occupare il maggior

numero possibile di orbitali e tendono, se non sono accoppiati, ad avere spinparallelo (principio della massima molteplicità di Hund).

Figura 1.19 Aufbau e regoladella diagonale Il riempimentoin ordine crescente degliorbitali, o Aufbau, può essererealizzato seguendo la regolapratica della diagonale.

L'ultima delle tre regole enunciate si spiega considerando il fatto che gli elettroni,avendo carica uguale, si respingono e tendono a disporsi alla massima distanza pos-sibile l’uno dall’altro. Di conseguenza, se due elettroni devono andare a occupare ilsottolivello 2p (che può contenere tre orbitali di uguale energia), non si accoppianoin un solo orbitale, ma ne occupano parzialmente due. Gli elettroni si dispongonoa due a due solo quando tutti gli orbitali del sottolivello sono già occupati ciascunoda un elettrone. La regola di Hund interessa solo gli elettroni che si trovano in unostesso sottolivello, perché hanno la medesima energia.

Gli orbitali di ciascun numero quanticoprincipale si dispongono su una stessa riga;da qui si traccia una serie di frecce indiagonale, dal basso a destra verso l’alto asinistra. Gli orbitali si riempiono seguendo lefrecce in successione, fino al sottolivellodesiderato.

7s 7p 7d 7f

6s 6p 6d 6f

5s 5p 5d 5f

4s

3s 3p

4p 4d 4f

3d

2s 2p

1s

10


Orbitale contenenteun solo elettrone.

Orbitale contenente due elettronicon spin antiparallelo.

La configurazione elettronica può essere rappresentata graficamente disegnandoun diagramma degli orbitali, nel quale questi ultimi sono rappresentati in forma dipiccole caselle (quadratini); all’interno delle caselle gli elettroni sono indicati comefrecce, con la punta diretta verso l’alto o verso il basso. Ogni casella può contenereal massimo due frecce orientate in senso opposto, a indicare i due elettroni con spinantiparallelo.

Scrivendo la configurazione elettronica in questa forma è possibile stabilire conprecisione:• quanti livelli, quanti sottolivelli e quanti orbitali può contenere ciascun atomo;• quanti orbitali sono completi, contengono cioè coppie di elettroni;• quali sottolivelli sono parzialmente occupati;• come sono disposti gli elettroni nel livello più esterno (cioè nel livello con

numero quantico n più elevato).

In genere gli orbitali dei livelli interni sono completi, mentre possono essere par-zialmente occupati gli orbitali del livello esterno. Gli elettroni che occupano sin-golarmente un orbitale sono anche chiamati elettroni spaiati. Gli elementi che ri-empiono per ultimi gli orbitali dei sottolivelli d o f, cioè gli elementi di transizione,possono avere elettroni spaiati anche nel penultimo livello.

Alcuni esempi permetteranno di chiarire quanto detto. Rappresentiamo con ildiagramma degli orbitali, nell’ordine, le configurazioni elettroniche di idrogeno(Z = 1), elio (Z = 2), litio (Z = 3) e berillio (Z = 4). Accanto al diagramma, indichiamoanche la configurazione elettronica nella simbologia convenzionale della formula

elettronica, ricordando che in questa rappresentazione si scrivono in ordine i sotto-livelli occupati, ponendo il numero di elettroni presenti in ciascuno di essi con unindice posto in alto a destra accanto alla lettera del sottolivello.

Avremo perciò:

H Hoppure

Formula elettronica Diagramma

1s1

He Heoppure2s1

Li Lioppure1s22s1

1s

2s

1s

1s

Be Beoppure1s22s2

1s

2s



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Esercizio guidato

A. Scrivi la formula elettronica del fosforo e rappresenta con un

diagramma degli orbitali la sua configurazione elettronica.

Soluzione• Il fosforo ha numero atomico 15, pertanto possiede 15 elettroni da

sistemare nei suoi orbitali. La sua formula elettronica è pertanto1s22s22p63s23p3.

• Per rappresentare la configurazione elettronica in un diagramma,occorre applicare la regola di Hund: negli orbitali 3p il dispendioenergetico è minore (e quindi l’atomo gode di maggiore stabilità) se glielettroni si dispongono uno per ogni orbitale 3p, con spin antiparallelo.

E ancora: vediamo le configurazioni elettroniche di carbonio (Z = 6), azoto (Z = 7),ossigeno (Z = 8) e infine magnesio (Z = 12).

C 1s22s22p2

2s

1s

2p

N 1s22s22p3

2s

1s

2p

O 1s22s22p4

2s

1s

2p

Mg 1s22s22p63s2

3s

2s

1s

3p

2p

3s

2s

1s

3p

2p

3s

2s

1s

3p

2p

Giusta Sbagliata

10


3s

2s

4s

1s

3p

3d

2p


a. Un orbitale consente di stabilirela regione dello spazio in cui èmassima la probabilità di trovarel’elettrone. Vf

b. Il numero quantico principaledefinisce la forma dell’orbitale. Vf

c. Il numero quantico secondarioè una variabile indicatacon la lettera m. Vf

d. Ciascun numero quanticospecifica una proprietàquantizzata dell’elettrone. Vf

2. Scegli, tra quelli in grassetto,i termini che ritieni corretti,barrando quelli errati.I possibili valori del numero quantico

primario / secondario l variano da 0 a(n - 1)/(n + 1) e definiscono la forma /l’orientamento dell’orbitale e il livello /sottolivello a cui appartiene; a ciascunvalore corrisponde un codice letterale,per esempio l’orbitale con l = 0 èidentificato dalla lettera s / lettera p.

3. Scegli Il completamento corretto.

Il simbolo 3p indica

a l’orbitale con n = 3, l = 0.b l’orbitale con n = 2, l = 3.c l’orbitale con n = 3, l = 2.d l’orbitale con n = 3, l = 1.

4. Indica quale tra i seguenti gruppi diorbitali è disposto secondo il correttoordine di energia crescente.

a 3s, 3p, 3d, 4s

b 4s, 5s, 4p, 5pc 4p, 5s, 4d, 5pd 2s, 3s, 2p, 3p

5. Rappresenta con un diagramma degliorbitali la configurazione elettronica di:

a. un metallo alcalino;b. un alogeno;c. un gas nobile.

6. Quanti elettroni spaiati possiede, nelsuo stato fondamentale, l’atomo difosforo?

a Nessuno, i suoi elettroni sono tuttiappaiati.

b Uno, in un orbitale 3s.c Due, negli orbitali 3p.d Tre, negli orbitali 3p.

Verifica la lezione

B. Scrivi la formula elettronica del fosforo e rappresenta con un

diagramma degli orbitali la configurazione elettronica del vanadio.

Soluzione• Il vanadio ha numero atomico 23 e dispone di 23 elettroni che

devono essere sistemati nei suoi orbitali, nel rispetto dell’ordineenergetico; il sottolivello 4s si riempie prima del sottolivello 3d:1s22s22p63s23p64s23d3.

• Anche in questo caso va applicata la regola di Hund.

Prova tu

Rappresenta con un diagramma degli orbitali la configurazione

elettronica dei seguenti elementi:

• sodio (Z = 11);• zolfo (Z = 16);• calcio (Z = 20);• ferro (Z = 26).

Ricorda La configurazione elettronica si costruisce immaginando di riempire gliorbitali in ordine di energia crescente e ponendo in essi al massimo due elettronicon spin antiparallelo. Nel riempire i sottolivelli occorre rispettare la regola dellamassima molteplicità.



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Gli elettroni di valenza e leproprietà degli elementiMolte proprietà degli elementi mostrano un andamentoperiodico perché dipendono dalla configurazione elettronicaesterna degli atomi, cioè dagli elettroni di valenza.

4

Lezione

11

11 Ogni atomo ha un core e un livello di valenza

Il modello a orbitali è in grado di spiegare l’organizzazione della tavola periodica inmodo esauriente (figura 1.20):• ogni periodo contiene tutti gli elementi i cui atomi sono formati da uno stesso

numero di livelli;• ogni gruppo comprende gli elementi che pur contenendo un diverso numero

di livelli, hanno la medesima disposizione degli elettroni negli orbitalidell’ultimo sottolivello riempito.

Possiamo sfruttare l’organizzazione della tavola per scrivere in forma abbreviata laconfigurazione elettronica di un qualunque elemento: si scrive tra parentesi quadreil simbolo del gas nobile che precede l’elemento e si indicano per esteso solo gliorbitali e gli elettroni in più.

Periodi: Le righeindicano iperiodi e sonocontrassegnateda un numeroarabo (da 1 a 7).

Gruppi: Le colonneverticali indicano i gruppie sono contrassegnate danumeri romani (da I a VIII).

Figura 1.20 L’organizzazione della tavola periodica La tavolaperiodica riporta l’organizzazione degli elementi in periodi e gruppi;per ogni elemento sono riportate informazioni specifiche, come ilnumero atomico, il peso atomico, i valori di elettronegatività e laconfigurazione elettronica.

PER

IOD

I

1 2 3 4 5 6 7 8 9

GRUPPII II III IV V VI VII VIII

10 11 12 13 14 15 16 17 18

6

7

5

4

3

2

1

55 56 57

87 88 89

72 73 74 75 76 77

104 105 106 107 108 109

78 79 80 81 82 83 84

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51

19 20

11 12

3 4

21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32

13

5 6 7 8 9 10

21

33 34 35 36

14 15 16 17 18

8685

110 111 112 113 114 115 116 118117

52 53 54

Cs Ba La

Fr Ra Ac

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po

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

K Ca

Na Mg

Li Be

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge

Al

B C N O F Ne

HeH

As Se Br Kr

Si P S Cl Ar

RnAt

Te I Xe

Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh UuoUusRf Db Sg Bh Hs Mt

Bboro

5

10,81+3

1s 2 2s 2 2p 1

massa atomica (u)

numero di ossidazione

configurazione elettronica

numero atomico


Consideriamo per esempio il sodio, che ha configurazione elettronica:

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

La configurazione elettronica abbreviata del sodio viene scritta in questa forma:

Na: [Ne] 3s1

La configurazione del vanadio (che abbiamo esaminato nell’esercizio guidato dellalezione precedente) in forma abbreviata viene scritta così:

V: [Ar] 3d3 4s2

In questo caso è necessario scrivere non solo gli elettroni del livello esterno (4s2),ma anche gli elettroni 3d3, perché questo atomo ha 5 elettroni in più rispetto all’ar-gon. Nella scrittura, gli elettroni 3d precedono gli elettroni 4s, perché appartengonoal penultimo livello dell’atomo.

Esercizio guidato

Scrivi la configurazione elettronica abbreviata dell’alluminio.

SoluzioneL’alluminio ha numero atomico 13. Il gas nobile che lo precede nellatavola periodica è il neon (Z = 10); gli elettroni rimanenti si dispongonosugli orbitali 3s e 3p. La configurazione elettronica abbreviatadell’alluminio è quindi:

[Ne] 3s2 3p1

Prova tu

Scrivi le configurazioni elettroniche completa e abbreviata del

fosforo e del ferro.

La configurazione elettronica abbreviata, quindi, è utile per mettere in evidenza laconfigurazione elettronica esterna e il core (dall’inglese «nucleo, nocciolo») di unatomo.

La configurazione elettronica esterna è la distribuzione degli elettroni

di un atomo nel livello più esterno. Gli elettroni del livello più esterno di

un atomo sono detti elettroni di valenza; tutti gli altri elettroni invece

costituiscono il suo core.

Gli elementi di un gruppo hanno la medesima configurazione elettronica esterna eil medesimo numero di elettroni di valenza, ma differiscono per il core (figura 1.21).Gli elementi del gruppo VIA, per esempio, hanno tutti sei elettroni di valenza econfigurazione elettronica esterna del tipo s2p4. Essi hanno, inoltre, due elettronispaiati nel sottolivello p.

Gli elettroni di valenza sono molto importanti perché interagiscono quando gliatomi vengono a contatto durante le reazioni chimiche. Essi infatti sono attratticon minore forza (a causa della maggiore distanza dal nucleo) rispetto agli elettronidel core e possono subire l’attrazione di altri atomi o addirittura trasferirsi da unatomo all’altro, causando la formazione degli ioni.

Gli elettroni interni, al contrario, non vengono coinvolti nelle reazioni chimiche enella formazione di legami tra gli atomi. Solo nel caso degli elementi di transizionesi riscontrano delle eccezioni: in molti casi questi elementi utilizzano come elettro-ni di valenza anche gli elettroni del sottolivello d del penultimo livello, che di solitovengono considerati parte della configurazione elettronica esterna.

Figura 1.21 Stessa valenza, ma diverso core Gli elementi delgruppo IA, come il sodio e il potassio, hanno tutti un elettrone divalenza nel livello più esterno; tuttavia, varia il numero di elettronidel core: il sodio ne ha 10, mentre il potassio ne possiede 18.

KNa

18 elettroni del core10 elettroni del core

1 elettrone di valenza1 elettrone di valenza

19 protoni11 protoni

Il nucleo e gli elettroni sono uniti da una forza elettrica. Taleforza è descritta dalla legge di Coulomb:

La forza elettrica tra due cariche Q1 e Q2, poste a unadistanza r, è direttamente proporzionale a ciascuna carica einversamente proporzionale al quadrato della distanza.

La legge di Coulomb non basta per spiegare la disposizionee i movimenti degli elettroni, ma fa capire che essisubiscono un’attrazione tanto più grande quanto più sonovicini al nucleo. È importante anche la carica del nucleo: alcrescere del numero atomico aumenta la forza attrattiva.

Forzain newton (N)

Distanzain metri (m)

Caricain coulomb (C)

F = kQ

1 · Q

2

d2

r

2r

3r

Q –1

F FQ +

2

Q +2Q –

1 F—9F—9

F—4F—4

Q +2Q –

1

Ti ricordi?



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Sulla tavola periodica sono riportate le configurazioni elettroniche abbreviate ditutti gli elementi. Leggendole bisogna ricordare che:• alcuni atomi contengono nel livello esterno elettroni esterni spaiati, altri solo a

coppie;• la configurazione abbreviata non evidenza necessariamente core ed elettroni di

valenza;• nel caso degli elementi di transizione gli elettroni possono essere spaiati anche

nel sottolivello d;• tra gli elementi di transizione, alcuni non rispettano integralmente le regole di

riempimento degli orbitali studiate nel precedente paragrafo.

Queste configurazioni anomale non sono però casuali. Dal punto di vista energeti-co è più conveniente completare tutti gli orbitali del sottolivello d, togliendo uno odue elettroni dal livello esterno, come accade nel caso di Au, Ag o Cu; oppure distri-buire un elettrone in ciascun orbitali 3d e 4s come avviene nel Cr che ha configura-zione [Ar]4s13d 5, anzichè [Ar]4s 23d 4.

Ricorda Gli elettroni del livello più esterno di un atomo sono detti elettronidi valenza. La distribuzione degli elettroni nel livello più esterno è chiamataconfigurazione elettronica esterna. Gli elementi di un gruppo hanno la medesimaconfigurazione elettronica esterna.

12 Le dimensioni degli atomi

Sappiamo che le proprietà di un elemento dipendono principalmente dalla confi-gurazione elettronica esterna dei suoi atomi. È importante però considerare anchele loro dimensioni.

Misurare sperimentalmente il raggio o il volume di un singolo atomo non è sem-plice. In genere le dimensioni di un atomo possono essere valutate quando è legatoad altri atomi uguali. In questo caso si misura la distanza tra due nuclei e il valoreottenuto viene diviso a metà; si ottiene così il raggio atomico, che misura la di-stanza media di un nucleo dagli elettroni più esterni (figura 1.22). In genere i raggiatomici vengono espressi in nanometri (1 nm = 1 · 10–9 m) o in picometri (1 pm =1 · 10 –12 m).

Le misure sperimentali dimostrano che il raggio atomico è una proprietà periodica:in ogni periodo il raggio e il volume atomici degli elementi tendono generalmentea diminuire spostandosi da sinistra a destra; in ogni gruppo il raggio e il volumeatomici degli elementi aumentano scendendo dall’alto in basso (figura 1.23).

I fattori che influenzano il valore del raggio atomico sono due:• il numero di livelli presenti nell’atomo;• l’intensità della forza di attrazione esercitata dal nucleo sugli elettroni esterni.

Quest’ultimo aspetto è particolarmente importante: più intensa è la forza, minoreè il raggio dell’atomo.

In generale, come si è detto, osserviamo che nell’ambito di ciascun periodo le di-mensioni degli atomi diminuiscono procedendo da sinistra a destra, perché aumen-ta la carica positiva che agisce sugli elettroni esterni, mentre il numero di livelliresta costante.

Passando da un periodo a quello successivo, aumenta il numero dei livelli presentinell’atomo e gli elettroni degli strati più interni schermano la carica positiva delnucleo, riducendo la sua capacità di attrarre gli elettroni esterni. Gli elettroni del

1312

2 r

Figura 1.22 Il raggio atomico Il raggio atomico r

misura la distanza media di un nucleo daglielettroni più esterni ed è la metà della distanzatra due nuclei di atomi uguali quando sono legatitra loro.

11


Figura 1.23 L’andamento del raggio atomico neigruppi principali I raggi atomici diminuiscono dasinistra verso destra lungo un periodo,aumentano dall’alto verso il basso all’interno diun gruppo. Le misure sono espresse in picometri(1 pm = 1 · 10-12 m).

1 2 13/III 14/IV

Raggio atomico decrescente

15/V 16/VI 17/VII

152 113 88 77 75 66 58Li Be B C N O F Ne

154 160 143 117 110 104 99Na Mg Al Si P S Cl Ar

227 197 122 122 121 117 114K Ca Ga Ge As Se Br Kr

248 215 163 141 141 137 133Rb Sr In Sn Sb Te I Xe

265 217 170 175 155 167Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn

18/VIII

2

3

4

5

6

Raggio

atomico

crescente

primo livello, per esempio, si interpongono tra quelli del secondo e il nucleo; con laloro carica negativa riducono l’effetto di attrazione del nucleo, per cui gli elettronidel secondo livello vengono attratti con minore forza. Questo effetto di schermatura èinvece quasi inesistente tra elettroni che appartengono allo stesso livello.

Per queste ragioni le dimensioni degli atomi crescono bruscamente quando si passa daun periodo a quello successivo e, nell’ambito di un gruppo, il raggio atomico cresce conl’aumentare del numero atomico. Nel primo gruppo, per esempio, l’atomo più grandeè il cesio (contiene 6 livelli) seguito da rubidio (5 livelli), potassio (4 livelli), sodio (3livelli), litio (2 livelli). Le differenze di volume sono più marcate nei primi tre periodi ediventano meno evidenti nei periodi successivi.

Negli elementi di transizione, nei lantanidi e negli attinidi, le differenze di dimensionitra un elemento e l’altro sono poco pronunciate e si riscontrano situazioni meno rego-lari: ciò dipende dal fatto che tutti questi elementi aggiungono elettroni non nel livellopiù esterno, ma in quello sottostante.

Ricorda Il raggio atomico è la metà della distanza tra due nuclei di atomi ugualilegati tra loro; in modo non sempre regolare diminuisce nei periodi da sinistraverso destra e aumenta lungo i gruppi dall’alto verso il basso.

13 Energia di ionizzazione e affinità elettronica

Molte proprietà chimiche e fisiche degli elementi mostrano un andamento perio-dico perché dipendono dalla configurazione elettronica esterna e dalle dimensionidegli atomi. Tra le tante proprietà periodiche, due sono particolarmente significati-ve: l’energia di prima ionizzazione e l’affinità elettronica.• L’energia di prima ionizzazione è l’energia necessaria per allontanare un

elettrone da un atomo neutro allo stato gassoso, espressa in in kJ/mol (figura

1.24). I valori di questa grandezza crescono lungo ogni periodo e decresconoin ogni gruppo. Gli elementi con maggiore energia di ionizzazione si trovano

Figura 1.24 Il processo di ionizzazione di un atomo L’energia diprima ionizzazione è l’energia che si deve fornire a un atomo pertrasformarlo in un catione, estraendo un elettrone.

Energia

+

Ð



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in alto a destra, nel gruppo dei gas nobili. Gli elementi con minore energia diionizzazione si trovano in basso a sinistra.In generale tutti i metalli hanno bassa energia di ionizzazione, perciòformano facilmente ioni positivi, al contrario dei non metalli che trattengonoi loro elettroni con forza e non formano spontaneamente ioni positivi.Gli elementi che chiudono un periodo, cioè i gas nobili, hanno valorialtissimi di energia di ionizzazione rispetto agli elementi che li precedono e liseguono nella tavola periodica, valori superiori a quelli che potremmoprevedere in base al numero di elettroni, alle dimensioni e alla caricanucleare (figura 1.25).

14

Figura 1.26 La formazione di uno ione negativoQuando un atomo di cloro acquista un elettrone,trasformandosi in uno ione cloruro (di dimensionimaggiori dell’atomo neutro), il processo liberaenergia, detta affinità elettronica.

Figura 1.25 L’energia di prima ionizzazioneL’andamento dell’energia di prima ionizzazionepresenta picchi in corrispondenza dei gas nobili.

Ener

gia

di p

rima

ioni

zzaz

ione

(kj/

mol

)

Numero atomico Z

He

LiNa K Rb Cs

Kr

Xe

Ne

Ar

2500

2000

1500

1000

500

2 10 18 36 54

L’andamento dell’energia di primaionizzazione, all’aumentare delnumero atomico Z, mostra picchi incorrispondenza dei gas nobili eminimi associati ai metalli del gruppoIA, facilmente trasformabili in cationidel tipo M+.

• L’affinitˆ elettronica è l’energia emessa o assorbita quando si aggiunge unelettrone a un atomo neutro allo stato gassoso, trasformandolo in uno ionenegativo (figura 1.26). Per convenzione il valore dell’affinità elettronica ènegativo se il processo è esoenergetico, positivo se il processo èendoenergetico. Gli elementi che hanno affinità elettronica positivi nonformano ioni negativi stabili. Come l’energia di ionizzazione, l’affinitàelettronica si misura in kJ/mol. Gli elementi con maggiore affinità elettronicanegativa si trovano in alto a destra, nei gruppi VIA e VIIA. In particolare glialogeni hanno valori altissimi di affinità elettronica, superiori a quelli chepotremmo prevedere teoricamente.

Un esame dei valori di affinità elettronica e di quelli di energia di ionizzazione (figu-

ra 1.27) permette di comprendere quale attrazione esercita un atomo sui suoi elet-troni esterni: gli atomi degli elementi con bassa energia di ionizzazione e con affini-tà elettronica debolmente negativa o positiva, si trasformano facilmente in cationi;gli atomi degli elementi ad alta energia di ionizzazione e con affinità elettronicanegativa elevata si trasformano facilmente in anioni; infine gli atomi dei gas nobili,che hanno alta energia di ionizzazione e affinità elettronica positiva, non formanofacilmente né anioni, né cationi.

Ricorda In genere l’energia di prima ionizzazione aumenta in un periodo ediminuisce lungo un gruppo; l’affinità elettronica cresce in un periodo e diminuiscelungo un gruppo.

–

Cl –

EnergiaCl

13


14 Dagli atomi agli ioni

II valori dell’affinità elettronica e dell’energia di ionizzazione confermano un datoimportante, che avrai probabilmente già notato studiando le interazioni necessariealla formazione dei legami chimici:

gli atomi dei gas nobili hanno una configurazione elettronica

particolarmente stabile, cioè una configurazione che li rende inerti dal

punto di vista della reattività chimica.

Esaminiamo ora i dati raccolti fino a questo momento, che confermano la validitàdi questa affermazione:• i gas nobili non formano spontaneamente composti;• i loro atomi non formano molecole biatomiche;• i loro atomi non si attirano l’uno con l’altro, tanto che risulta molto difficile

trasformarli in liquidi o solidi;• hanno energia di ionizzazione altissima e i loro valori di affinità elettronica

sono positivi;• non si trasformano spontaneamente in ioni positivi o negativi.

Considerando le configurazioni elettroniche dei gas nobili, possiamo notare che:

i gas nobili non posseggono elettroni spaiati e, con l’unica eccezione

dell’elio che possiede solo 2 elettroni, hanno sempre 4 coppie di elettroni

esterni (ottetto di stabilità).

Figura 1.27 Andamentodell’energia di primaionizzazione e dell’affinitàelettronica L’energia di primaionizzazione e l’affinitàelettronica aumentano in unperiodo e crescono in ungruppo dal basso verso l’alto.

Crescente

Cs Ba La

Fr Ra

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po

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

K Ca

Na Mg

Li Be

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge

Al

B C N O F Ne

HeH

As Se Br Kr

Si P S Cl Ar

RnAt

Te I Xe

I

1

2

3

4

5

6

7

II III IV V VI VII

VIII

Cres

cent

e

Gli atomi degli elementicome i metalli, con bassaenergia di ionizzazione econ affinità elettronicaminima, si trasformanofacilmente in cationi.

Gli atomi degli elementi adalta energia di ionizzazione econ affinità elettronicanegativa elevata, come glialogeni, si trasformanofacilmente in anioni.



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Anche l’elio, pur non raggiungendo l’ottetto, ha comunque una configurazione sta-bile perché presenta il livello n = 1 completo.

Esaminando gli altri elementi della tavola possiamo notare che i metalli hannoin genere un numero ridotto di elettroni nel livello esterno e bassi valori di energiadi ionizzazione; per questo essi si trasformano facilmente in cationi, perdendo glielettroni dello strato più esterno. I non metalli invece hanno alta affinità elettroni-ca e si trasformano facilmente in anioni acquistando elettroni (figura 1.28). Esistonoovviamente situazioni intermedie, corrispondenti a elementi i cui valori di energiadi ionizzazione e affinità elettronica non sono né molto elevati, né particolarmentebassi. Gli elementi che si trovano in questa condizione, come ovvio attendersi, nonhanno proprietà spiccatamente metalliche o non metalliche.

Figura 1.29 Gli ioni degli elementi ditransizione Molti elementi di transizioneformano diversi tipi di ioni con carica differente,perdendo elettroni del sottolivello d.

14

Figura 1.28 Confronto tra ioni e atomi neutriPer tutti gli elementi, le dimensioni degli ioni nonsono uguali a quelle degli atomi neutri. I cationisono più piccoli degli atomi da cui derivano, glianioni invece sono più grandi.

Gli ioni positivi hannodimensioni inferioriall’atomo neutro: togliendouno o più elettroni dallostrato più esternodiminuisce la repulsione traquelli restanti e ledimensioni si riducono.L’effetto è particolarmentevistoso negli ioni nei metallidel primo e del secondogruppo che in generesvuotano totalmente illivello più esterno.

In genere, gli ioni negativisono più grandi dei rispettiviatomi neutri, perché hannouno o più elettroni insovrannumero; questo fattocausa un aumento dellarepulsione tra gli elettroniesterni e un conseguenteaumento delle dimensioni.

Be2+

Mg2+

NaNa+

LiLi+

O O2–

S S2–

Be

Mg

F F–

Cl Cl–

Se misuriamo la carica degli ioni dei metalli e dei non metalli dei gruppi principali,possiamo constatare che in natura ogni metallo tende a formare un catione che ha la

configurazione elettronica del gas nobile che lo precede nella tavola periodica, mentre unnon metallo tende a formare un anione che ha la configurazione elettronica del gas nobile

che lo segue. I metalli alcalini, per esempio, perdono facilmente un elettrone dandoioni M+ (per esempio, Na+), mentre gli alogeni acquistano facilmente un elettrone,formando ioni X– (come Cl– ).

Il carattere metallico è particolarmente evidente negli elementi dei gruppi IA eIIA e il carattere non metallico è più accentuato nei gruppi VIA e VIIA. Nell’ambitodi ciascun gruppo, inoltre, le proprietà metalliche aumentano procedendo dall’altoverso il basso, mentre le proprietà non metalliche diminuiscono scendendo.

Gli elementi di transizione hanno generalmente carattere metallico e si trasfor-mano facilmente in ioni positivi. I loro ioni non hanno la configurazione di un gasnobile, perché contengono sempre un certo numero di elettroni nel sottolivello d

esterno. In genere i metalli di transizione perdono per primi gli elettroni del sottoli-vello s più esterno, ma in alcuni casi possono cedere anche elettroni del sottostantesottolivello d. Come sappiamo, infatti, gli elettroni d hanno energia molto similea quella degli elettroni s dell’ultimo livello. Molti elementi di transizione possonoquindi formare diversi tipi di ioni aventi carica differente (figura 1.29). Il rame, peresempio, in certi casi perde il solo elettrone s che possiede (posto nell’orbitale 4s)

Metallo Carica ionica Simbolo

Rame +1+2

Cu+

Cu2+

Oro +1+3

Au+

Au3+

Mercurio +1+2

Hg+

Hg2+

Stagno +2+4

Sn2+

Sn4+


Per saperne di più

L’idrogenione: ione o protone?

L’idrogeno è l’elemento più semplice ed ancheil più diffuso nell’Universo. La percentualemaggiore dei suoi atomi contiene un nucleoformato da un solo protone (1

1H), intorno alquale si muove un solo elettrone. Oltreall’idrogeno 1

1H, chiamato prozio, esistonoinoltre due isotopi, deuterio e trizio, il cuinucleo possiede anche uno o due neutroni,rispettivamente. Questi due isotopi sonoindicati come 2

1H (deuterio) e 31H (trizio).

Quando l’idrogeno perde il suo unico

elettrone si trasforma in ione H+. Questocatione, chiamato idrogenione, è quindiformato da un unico protone e ha un diametro10 000 volte più piccolo rispetto al diametrodell’atomo neutro. È il più piccolo ioneesistente in natura e attira fortemente glielettroni degli atomi o delle molecole con cuiviene a contatto: pertanto, l’idrogenione è unoione dotato di una grandissima reattività.

L’idrogenione è il componente piùabbondante delle stelle come il Sole. SullaTerra la situazione è però molto diversa: acausa delle piccolissime dimensioni e dellaforte carica, l’idrogenione tende a esseremolto «appiccicoso» e si unisce a ioni omolecole con grande facilità.

e forma lo ione Cu+, in altri perde anche un elettrone del sottolivello 3d e forma loione Cu2+. Tale ione ha quindi il sottolivello 3d incompleto. Anche l’argento, l’oroe il ferro possono perdere elettroni del sottolivello d, formando talvolta ioni con ilsottolivello d incompleto. Non tutti gli elementi di transizione si comportano nellostesso modo: lo zinco, per esempio, non perde mai elettroni del sottolivello d e for-ma unicamente cationi Zn2+.

Ricorda I metalli dei gruppi principali formano cationi con la configurazioneelettronica del gas nobile che li precede nella tavola periodica, i non metalliformano anioni con la configurazione elettronica del gas nobile che li segue.


a. Un periodo contiene elementicaratterizzati dallo stessonumero quantico principale n. Vf

b. Un elemento del gruppo deglialogeni ha configurazioneesterna del tipo s2p6. Vf

c. I metalli alcalini dannofacilmente cationi di tipo M+. Vf

d. L’anione Cl– è più piccolodell’atomo Cl neutro. Vf

e. L'atomo di sodio possiede9 elettroni del core e 2 di valenza.Vf

f. L’energia di prima ionizzazionecresce lungo ogni periodo. Vf

g. L’affinità elettronica hasempre valore positivo. Vf

h. La configurazione del sodiopuò essere indicata come 1s2 2s2

2p6 3s1 oppure, in formaabbreviata, come [Xe]3s1. Vf

2. Ordina i seguenti elementi secondol’affinità elettronica crescente.

a. Cb. Fc. Lid. Ke. O

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

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

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

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

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

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

3. Tra l‘atomo di calcio e il catione Ca++,quale ha dimensione maggiore? E tral‘atomo di iodio e l‘anione I-. Motiva letue risposte.

4. Quale tra le seguenti specie chimichenon ha la stessa configurazioneelettronica?

a S2–

b Arc Cl–

d Kr

5. Perché le dimensioni degli atomidiminuiscono da sinistra verso destranell’ambito di ciascun periodo, benchéil numero atomico aumenti?

6. Qual è l‘unità di misura dell‘affinitàelettronica?

a kcal / molb kJ / molc cal / m2

d J / m2

Verifica la lezione



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Esercizi difine capitolo 1

2

Lezione

La sorprendentenatura dell’atomo

3. Nell'esperimento di Rutherford,una sottile lamina d'oro vennebombardata con particelle alfa.Secondo il modello dell'atomo apanettone di Thomson, che cosasarebbe dovuto accadere?

a Tutte le particelle alfa avrebberodovuto essere deviate dalla lamina.

b Tutte le particelle alfa avrebberodovuto rimbalzare subito indietro,dopo aver colpito la lamina.

c Le particelle alfa avrebbero dovutopassare attraverso la lamina senzasubire deviazioni.

d Le particelle alfa avrebbero dovutoessere incorporate nella lamina.

4. L'esperimento di Rutherford hastabilito che

a gli atomi hanno un nucleo piccolo,denso e positivo.

b gli elettroni hanno una carica negativa.c gli elettroni hanno una carica positiva.d gli atomi sono costituiti da protoni,

neutroni ed elettroni.

5. Completa la seguente tabella con idati mancanti.

Particella Massa (g) Carica (C)

Elettrone (e–)

Protone (p)

Neutrone (n)

6. Che cosa afferma il principio diindeterminazione?

7. Quale delle seguenti affermazioni èfalsa?

a È possibile parlare di traiettoria di uncorpo solo se si può osservare il suomoto senza perturbarlo.

b Il principio di indeterminazione nonè valido per tutti i sistemi fisici inmovimento.

c È impossibile misurare precisamente econtemporaneamente sia la posizionesia la velocità di una particella piccola eleggera come l’elettrone.

d Non si può determinare esattamenteil percorso di un elettrone intorno alnucleo.

1

Lezione

Dall’osservazioneai modelli

1. Quali sono i due elementifondamentali necessari a correlare ilmacromondo con il micromondo?

2. Quale delle seguenti affermazioniriferite ai modelli scientifici NON èvera?

a Sono rappresentazioni semplificate eprovvisorie di realtà complesse.

b Sono sottoposti a verificasperimentale.

c Vengono modificati, corretti oabbandonati quando non sono inaccordo con i dati sperimentali.

d Una volta verificati sperimentalmente,la loro validità rimane inalterata neltempo.

8. Che cosa significa l’affermazione«l’energia degli elettroni èquantizzata»?

9. Che cos’è e come si ottiene lo spettrodi emissione di un elemento?

10. Perché lo spettro di emissione di unelemento è paragonato a un’improntadigitale dell’elemento stesso?

11. Completa il testo, che descrive comesi genera uno spettro.

L’energia ricevuta da un atomo

viene assorbita da uno o più

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . che passano

dal loro stato energetico normale,

chiamato stato . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ,

a uno stato, detto stato

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . , più distante dal

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . e caratterizzato da

una maggiore . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

In seguito, gli elettroni tornano

dallo stato più instabile allo stato

fondamentale, liberando energia

sotto forma di . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Ogni . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . emesso ha

una propria energia e corrisponde

a una . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . dello

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

3

Lezione

Dagli orbitali alleconfigurazionielettroniche

12. Che cos’è un orbitale?

13. Quale delle seguenti affermazioni ècorretta?

a Esistono orbitali vuoti.b L'orbitale permette di localizzare gli

elettroni.c Negli atomi polielettronici possono

esistere numerosi orbitali di forma,dimensioni, energia e orientamentodifferenti.

d L'orbitale non corrisponde a uno statoenergetico dell’elettrone ben definito.

14. Che cosa sono i numeri quantici?Quanti numeri quantici sono necessariper specificare le caratteristiche di unorbitale?


15. Quali sono le due caratteristichecomuni a tutti gli orbitali che hanno ilmedesimo valore di n?

16. Scrivi i simboli letterali corrispondentiai valori di l compresi tra 0 e 3.

17. Quali valori di l sono ammessi per unelettrone con n = 4?

a 1, 2, 3b 1, 2, 3, 4c 0, 1, 2, 3d 0, 1, 2, 3, 4e 0, 1, 2, 3, 4, 5

18. Che cos’è un sottolivello?

19. Quali delle seguenti terne di numeriquantici n, l, m NON sono possibili?

a 1, 2, 3b 3, 2, 1c 2, 1, 0d 2, 2, 2e 4, 3, 2f 7, 0, 0

20. Scrivi accanto alle terne possibilidell'esercizio 19 la lettera conla quale viene indicato l’orbitalecorrispondente.

21. Quanti orbitali ci sono nel sottolivello3d?

a 10b 2c 4d 18e 5

22. Quale dei seguenti elettroni,identificati con i loro numeri quantici n

e l, ha la più alta energia?a n = 4, l = 2b n = 4, l = 1c n = 3, l = 2d n = 3, l = 0e Hanno tutti la stessa energia.

23. Verifica se i seguenti orbitali sonodisposti in ordine di energia crescentee correggi gli eventuali errori nellasequenza: 1s, 2s, 3p, 4s, 4p, 3s, 3d,4d, 5s.

24. Completa il seguente testo.

Per costruire la configurazione

elettronica di un elemento

occorre rispettare tre regole: gli

orbitali si riempiono in ordine di

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . crescente secondo

la regola di . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ;

deve essere rispettato il principio di

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Pauli, secondo

il quale ogni orbitale può contenere

al massimo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

elettroni con . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

antiparallelo; quando gli elettroni

devono occupare orbitali degeneri cioè

orbitali con uguale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

tendono a occuparli tutti prima di

appaiarsi disponendosi con spin

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . secondo il

principio della massima molteplicità di

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

25. Rappresenta con un diagramma degliorbitali la configurazione elettronicadei seguenti elementi:

a. Cb. Hgc. Scd. Se. Asf. Feg. Sih. Ci. Auj. Nak. Arl. Li

26. Quali dei seguenti atomi contengonoelettroni spaiati?

P; S; Be; Ca; I; Ar

Per ciascun atomo indica il numerodegli elettroni spaiati e il livello in cuisi trovano.

4

Lezione

Gli elettroni divalenza e leproprietà deglielementi

27. Spiega il significato dei seguentitermini:

a. core;b. livello di valenza;c. configurazione elettronica esterna;d. elettroni di valenza.

28. Qual è la configurazione elettronicaabbreviata del Neodimio?

a [Xe] 6s25d104f3

b [Xe] 4f3

c [Xe] 6s24f3

d [Rd] 7s25f3

29. A quali elementi corrispondono leseguenti configurazioni elettronicheabbreviate?

a [Kr] 4d105s2

b [Xe] 4f145d106s2 6p1

c [Ne] 3s1

d [Ar] 3d3 4s2

30. Quale delle seguenti affermazioniNON è corretta?

a Alcuni atomi contengono nel livelloesterno elettroni esterni spaiati, altrisolo a coppie.

b La configurazione abbreviata evidenziasempre core ed elettroni di valenza.

c Nel caso degli elementi di transizionegli elettroni possono essere spaiatianche nel sottolivello d.

d Tra gli elementi di transizione, alcunipresentano configurazioni anomale.

31. Che cosa misura il raggio atomico?

32. Scendendo lungo un gruppo dellatavola periodica il raggio atomicodegli elementi del gruppo

a diminuisce per la contrazione dovuta anuovi strati di elettroni.

b aumenta a causa delle variazioni diorientamento elettroni lungo i variassi.

c aumenta per l'aggiunta di nuovi stratidi elettroni.

d aumenta di dimensioni a causa ditrasmutazioni elettroniche avanzate.



modelli


dell’atomo


elettroniche


English



33. Andando da sinistra a destra lungo unperiodo della tavola periodica il raggioatomico degli elementi del periodo

a diminuisce per l'aumentata attrazionefra il nucleo e un maggior numero dielettroni sullo stesso livello.

b aumenta per l'aggiunta di nuovi stratidi elettroni.

c aumenta a causa dell'aggiunta dineutroni, elettroni e protoni.

d diminuisce per la rimozione di strati dielettroni.

34. Stabilisci, tra sodio e cesio, qualeelemento ha il raggio atomico piùgrande in base alla loro posizionesulla tavola periodica.

35. Completa le seguenti frasi.

a. L’energia di prima ionizzazione

è l’energia necessaria per

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . un

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . da un atomo neutro

e si esprime in . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

b. L’energia di prima ionizzazione

aumenta lungo un . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . e

diminuisce lungo un . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

c. Gli elementi con maggiore

energia di ionizzazione si trovano

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . , nel gruppo dei

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

36. Stabilisci per ogni coppia di elementiquale tra i due ha energia di primaionizzazione più elevata, in base allaposizione sulla tavola periodica.

a. C, Sib. K, Cac. Ne, Nad. Li, Rb

37. Rispondi alle seguenti domande.a. Che cosa è l'affinità elettronica?b. Qual è la sua unità di misura?c. Come varia lungo la tavola periodica?

43. Indicate whether thefollowing statementsare True or False.

a. Electrons move aroundthe nucleus. Tf

b. Between electron and nucleusthe space is completely filled. Tf

c. According to Rutherford’satomic model, the negativecharge of an atom isconcentrated in the nucleus. Tf

d. Each energy level is dividedinto one or more sub-levels,referred to by the letters s, p, d,and f. Tf

e. The sum of the exponentsappearing in the electronconfiguration correspondsto the number of electronspossessed by the atom. Tf

44. Write the electron configuration foran atom that has 19 electrons.

45. How many orbitals are filled in anatom of an element whose atomicnumber is 18?

46. Write the electron configuration fornickel, whose atomic number is 28.Remember that the 4s orbital haslower energy than the 3d orbital does,and that the d sublevel can hold amaximum of 10 electrons.

47. Complete the followingsentence by choosing the correctoption from those listed below.

Electrons first occupy the orbitals with

the . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . energy and

then those with . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

energy.

higher / highest / lower / lowest /same

Test your English38. Quale delle seguenti affermazioni ècorretta?

a I metalli hanno in genere alti valori dienergia di ionizzazione.

b I metalli si trasformano facilmente incationi, perdendo gli elettroni dellostrato più esterno.

c I non metalli hanno bassa affinitàelettronica.

d I non metalli difficilmente acquistanoelettroni.

39. Stabilisci quali delle seguentiaffermazioni sono vere o false,motivando caso per caso la tuarisposta.

a. Lo ione K+ è più piccolodell'atomo neutro K. Vf

b. Lo ione F– è più grandedell’atomo neutro F. Vf

c. Lo ione Na+ è più grandedell’atomo neutro Na. Vf

40. Completa il seguente testo.

Ogni metallo tende a formare un

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . che ha la stessa

configurazione elettronica del gas

nobile che lo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

nella tavola periodica, mentre un

non metallo tende a formare un

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . che ha la stessa

configurazione elettronica del gas

nobile che lo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . nella

tavola periodica.

41. Scrivi il catione del metallo alcalinoe l'anione dell'alogeno che hanno lastessa configurazione dell'argon.

42. Perché i cationi degli elementi ditransizione non hanno la stessaconfigurazione elettronica di un gasnobile?

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