Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche by Zanichelli editore spa

Capitolo

Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche 7.1 I primi modelli della struttura atomica La teoria atomica consente di interpretare le formule chimiche, bilanciare le equazioni ed effettuare i calcoli stechiometrici. Tuttavia, non spiega alcune caratteristiche della materia, come le proprietà chimiche degli elementi, la loro reattività e la loro periodicità, messa in luce dalla tavola periodica. Con la scoperta di protoni, neutroni ed elettroni, gli scienziati hanno compreso che tutti gli atomi sono costituiti da particelle identiche. Hanno quindi ipotizzato che la differenza tra atomi di elementi diversi fosse dovuta al modo in cui queste particelle si dispongono al loro interno. Sono nati, così, i primi modelli atomici. Nel modello a panettone, elaborato da J.J. Thomson (1856-1940) nel 1904, gli elettroni erano distribuiti in modo uniforme in una massa sferica di carica positiva (figura 7.1 A). Nel 1909, E. Rutherford (1871-1937) mise in crisi questa descrizione dimostando che la massa e la carica di un atomo si concentrano in uno spazio piccolissimo, il nucleo. Rutherford elaborò un modello, detto planetario per l’analogia con il Sistema solare, in cui gli elettroni ruotavano a grande distanza dal nucleo a velocità molto elevata, per contrastare la forza attrattiva nucleare. Anche questo modello, tuttavia, si rivelò inadeguato, poiché non spiegava che cosa hanno in comune gli elementi di uno stesso gruppo della tavola periodica (figura 7.1 B). Inoltre, il modello era in disaccordo con le leggi della fisica classica, secondo le quali una particella dotata di carica elettrica che percorre una traiettoria chiusa (come un elettrone che ruota intorno al nucleo) dovrebbe emettere radiazioni elettromagnetiche (cioè luce o radiazioni della stessa natura), perdere progressivamente energia cinetica e rallentare.

+ A

+ + - + + - + + -

B Figura 7.1 ▸ I due modelli (A) a panettone e (B) planetario a confronto

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Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche Gli elettroni, quindi, dovrebbero percorrere una spirale sempre più stretta intorno al nucleo fino a collassare su di esso in un tempo brevissimo. Come sappiamo, però, questo non accade. La materia, infatti, sopravvive molto a lungo: gli atomi sono quasi sempre stabili, non emettono spontaneamente energia e i loro elettroni non collassano sul nucleo. Di conseguenza, gli scienziati hanno dedotto che le leggi della fisica classica, adatte a studiare il moto di corpi macroscopici, non fossero adeguate a descrivere particelle microscopiche come gli elettroni. Per questo, dovettero ricorrere alla meccanica quantistica, una teoria elaborata nei primi 30 anni del Novecento, le cui leggi sono state sviluppate sulla basi di esperimenti in cui gli atomi venivano stimolati a emettere luce attraverso il calore o con scariche elettriche. Per capirli, dobbiamo chiarire alcuni aspetti del comportamento della luce.

7.2 La doppia natura della radiazione elettromagnetica Oggi sappiamo che la luce è una radiazione. La radiazione è l’energia emessa da una sorgente sotto forma di onde o particelle in movimento.

Il comportamento ondulatorio Nella seconda metà del 1800 James C. Maxwell (1831-1879) scoprì che la luce visibile è una radiazione elettromagnetica, generata dalla rapidissima oscillazione di cariche elettriche. Essa, inoltre, ha la stessa natura dei raggi X, dei raggi ultravioletti, delle onde radio e delle microonde, ovvero di tutte le radiazioni che costituiscono lo spettro elettromagnetico. Per la loro natura oscillatoria, le radiazioni elettromagnetiche si possono descrivere come onde, chiamate onde elettromagnetiche. Esse sono caratterizzate da: ampiezza, lunghezza d’onda, frequenza, velocità. Quanto più ampia è l’oscillazione della carica, tanto maggiore è l’ampiezza dell’onda. Come si vede in figura 7.2, quando l’onda si propaga, la sua ampiezza varia nel tempo e nello spazio, compiendo delle oscillazioni dette cicli dell’onda (la figura 7.2 A rappresenta un’onda che effettua due cicli in un secondo). L’ampiezza dell’onda è la massima intensità della perturbazione. L’unità di misura dell’ampiezza è la stessa della proprietà che oscilla. Per esempio l’ampiezza di un’onda sulla superficie del mare si esprime in metri. Il numero di cicli che l’onda compie in un secondo è detto frequenza della radiazione elettromagnetica e si rappresenta con il simbolo o (la lettera greca ni ). L’unità SI della frequenza è l’hertz (Hz): 1 hertz = 1 ciclo al secondo. Poiché l’unità di misura del tempo è il secondo (s), la frequenza si esprime in 1/s (oppure s-1): 1 Hz = 1 s-1. Dato che le oscillazioni sono regolari, le posizioni dei punti di massima e minima ampiezza dell’onda hanno una distanza costante (figura 7.2 B). La distanza tra due massimi (o due minimi) consecutivi è la lunghezza d’onda della radiazione e si rappresenta con il simbolo m (la lettera greca lambda). La lunghezza d’onda è una distanza, quindi si misura in metri.

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7.2 La doppia natura della radiazione elettromagnetica m 1s

Ampiezza

max 0

min Tempo

Distanza

Se si moltiplica la lunghezza d’onda per la frequenza, si ottiene la velocità dell’onda, come conferma l’analisi delle unità di misura: metri 1 = = velocità metri # secondo secondo

Figura 7.2 ▸ Una radiazione elettromagnetica si può descrivere graficamente in due modi In un caso si descrive che cosa accade in un punto nel tempo (A); nell’altro, si guarda il profilo dell’onda nello spazio in un certo istante (B). In entrambi i casi i grafici mostrano un andamento periodico dell’ampiezza.

Le onde elettromagnetiche si propagano anche nel vuoto a una velocità indipendente dalla loro sorgente. La velocità della radiazione elettromagnetica nel vuoto è costante ed è nota come velocità della luce, c. Il valore di c, approssimato a tre cifre significative, è 3,00 $ 108 m/s (oppure m s-1): c = 3,00 $ 108 m s-1 Le grandezze m a o sono inversamente proporzionali e sono legate dalla relazione: m × o = c = 3,00 $ 108 m s-1 Quindi una radiazione con lunghezza d’onda piccola ha frequenza elevata e viceversa. La costante di proporzionalità è la velocità della luce.

Lo spettro elettromagnetico L’insieme delle radiazioni elettromagnetiche ordinate in base alla lunghezza d’onda e alla frequenza costituisce lo spettro elettromagnetico (figura 7.3). Il Sole è una sorgente di radiazioni naturale di cui l’occhio umano percepisce solo una banda ristretta, compresa in un intervallo di lunghezze d’onda fra 400 nm e 700 nm. Questa banda è lo spettro visibile. La combinazione di tutte le frequenze dello spettro visibile è la luce bianca, come possiamo verificare se facciamo passare un sottile raggio di luce bianca attraverso un prisma di vetro. La luce si disperde e si scompone in una serie continua di radiazioni di colore diverso, disposte sempre nel medesimo ordine: rosso, arancio, giallo, verde, blu, indaco, violetto.

Frequenza crescente

Microonde

Raggi infrarossi

Raggi X

Visibile

Raggi c

Ultravioletto

Lunghezza d’onda crescente

Onde radio

Rosso

Arancione

Giallo

Verde

Blu

Indaco

700 nm Violetto

400 nm

Figura 7.3 ▸ Nello spettro elettromagnetico si distinguono diverse zone in base alla frequenza o alla lunghezza d’onda della radiazione: raggi c, raggi X, ultravioletto, visibile, raggi infrarossi, microonde, onde radio.

Energia crescente

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Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

Il comportamento corpuscolare Nei forni a microonde le molecole d’acqua assorbono le radiazioni e si agitano, determinando così il riscaldamento e la cottura dei cibi. Le molecole del nostro corpo si comportano allo stesso modo quando assorbono la radiazione infrarossa emessa dai corpi caldi come i termosifoni. Le radiazioni elettromagnetiche, infatti, trasportano energia e la trasmettono ai corpi con cui interagiscono. Nel 1900 il fisico tedesco Max Planck (1858-1947) scoprì che: Nota L’energia di un fotone viene anche definita quanto di energia.

l’energia delle radiazioni elettromagnetiche può essere assorbita o emessa dalla materia solo sotto forma di minuscoli pacchetti o quanti di energia, che successivamente furono chiamati fotoni. Ciascun fotone viaggia alla velocità della luce e ha una quantità definita di energia che si può calcolare con la seguente relazione, nota come legge di Planck: energia di un fotone = E = h × o

Nota Il valore della costante di Planck è 6,626 $ 10-34 J s. La sua unità di misura è data dall’unità dell’energia (joule) moltiplicata per il tempo (secondi).

in cui h è una costante di proporzionalità chiamata costante di Planck. Questa equazione ha due significati fisici estremamente importanti. 1. Ci dice che l’energia della radiazione non si trasferisce mediante un flusso continuo, ma sotto forma di «pacchetti». L’emissione o l’assorbimento di tale energia, quindi, può avvenire solo per multipli interi di quella trasportata dal singolo fotone, e non per sue frazioni. In questo senso la luce ha natura corpuscolare. 2. La legge di Planck collega le due descrizioni della radiazione elettromagnetica: la parte sinistra dell’equazione si riferisce a una proprietà delle particelle (l’energia del fotone), mentre la parte destra esprime una proprietà delle onde (la frequenza). La teoria dei quanti riunisce le due interpretazioni del comportamento della luce (cioè il modello corpuscolare e il modello ondulatorio), consentendo di utilizzare l’una o l’altra per descrivere i risultati sperimentali. L’energia dei fotoni, quindi, non dipende dall’intensità della sorgente, ma dalla frequenza delle radiazioni che produce. Nel campo del visibile, i fotoni con maggiore energia sono quelli della radiazione violetta, mentre i fotoni con minore energia sono quelli della luce rossa. L’idea che la radiazione elettromagnetica possa essere rappresentata allo stesso tempo come un fascio di fotoni e come un’onda è quello che si definisce dualismo onda-particella ed è il fondamento della teoria dei quanti.

FISSA I CONCETTI 1. Stabilisci se le affermazioni sono vere o false. a. Due radiazioni che hanno la stessa lunghezza d’onda hanno anche la stessa frequenza. b. Una radiazione ad alta energia ha alta frequenza ed elevata lunghezza d’onda. c. I raggi c hanno la massima frequenza e la massima energia tra le radiazioni elettromagnetiche. d. I colori dello spettro visibile sono dovuti a radiazioni che hanno lunghezza d’onda crescente andando dal violetto al rosso. e. La velocità di propagazione di una radiazione elettromagnetica dipende dalla sua lunghezza d’onda e dalla sua frequenza. f. La velocità della luce e la frequenza di una radiazione sono tra loro direttamente proporzionali.

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7.3 Gli spettri di emissione degli elementi LA CHIMICA CON METODO

ESEMPIO 1 Come si calcola la frequenza dalla lunghezza d’onda?

Qual è la frequenza di una radiazione di m = 254 nm? Analizziamo il testo

• Conosciamo la lunghezza d’onda m = 254 nm. Elaboriamo la soluzione

Per calcolare la frequenza, o, facciamo riferimento all’equazione: o=

c m

Sostituiamo quindi i valori di c (3,00 $ 108 m s-1) e della lunghezza d’onda, osservando che, per elidere le unità in modo appropriato, quest’ultima deve essere espressa in metri. 1 nm = 1 $ 10-9 m, quindi 254 nm equivalgono a 2,54 $ 10-7 m. Sostituendo: o=

3,00 $ 10 8 m s -1 = 1,18 $ 10 15 s -1 = 1,18 $ 10 15 Hz 2,54 $ 10 -7 m

Valutiamo il risultato: è accettabile?

Se la frequenza fosse di circa 1015 Hz, la velocità della luce dovrebbe essere: (2,54 $ 10-7 m) × (1015 s-1) = 2,54 $ 108 m s-1 c 3 $ 108 m s-1 Questo valore è, in buona approssimazione, corretto. Metti in pratica ▸ Una stazione radio diffonde una radiazione elettromagnetica alla frequenza di 104,3 MHz

(megahertz). Qual è la lunghezza d’onda espressa in metri?

7.3 Gli spettri di emissione degli elementi Un filamento metallico come quello di una lampadina, riscaldato a temperatura molto elevata, diventa incandescente ed emette luce bianca. Come abbiamo accennato, se facciamo passare questa luce attraverso un prisma, otteniamo uno spettro continuo. Anche gli elementi allo stato di gas rarefatto, quando sono sottoposti a scariche elettriche o sono riscaldati, emettono luce. Quando un sottile fascio di questa luce attraversa un prisma, però, si ottiene uno spettro discontinuo, detto spettro a righe, in cui si osservano soltanto alcuni colori, distribuiti in una serie di righe distinte dette righe spettrali (figura 7.4).

Figura 7.4 ▸ Uno spettro atomico La luce emessa dagli atomi eccitati forma un fascio che, attraversando un prisma di vetro, viene scomposto in pochi fasci sottili, con frequenze caratteristiche dell’elemento che emette la luce. Quando i singoli fasci colpiscono uno schermo, si osserva una serie di righe; per questo lo spettro viene anche detto spettro a righe.

schermo o lastra fotografica fenditure tubo a scarica di gas prisma

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Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche La figura 7.5 mostra le regioni visibili degli spettri atomici di due elementi comuni, il sodio e l’idrogeno, mettendoli a confronto con uno spettro continuo. Si nota che gli spettri dei due elementi sono molto diversi tra loro. Ogni elemento ha uno spettro di emissione caratteristico che lo identifica come un’impronta digitale. Questo è dovuto al fatto che l’emissione di luce avviene perché gli atomi assorbono l’energia fornita, cioè «si eccitano», e la riemettono sotto forma di fotoni, generando radiazioni elettromagnetiche quantizzate. Le radiazioni che compaiono negli spettri di ogni singolo elemento, quindi, hanno delle frequenze caratteristiche poiché coinvolgono fotoni di una precisa energia. Figura 7.5 ▸ Spettro continuo e spettro di emissione atomica (A) Spettro continuo visibile prodotto dalla luce bianca. (B) Lo spettro di emissione atomica del sodio contiene in realtà più di 90 righe nella regione visibile. Qui sono riportate solo le due più intense, perché le altre hanno una luminosità inferiore all’1% rispetto a queste. (C) Spettro di emissione atomica dell’idrogeno. Nella regione visibile ci sono soltanto quattro righe di intensità simile, tutte riportate nella figura.

LA CHIMICA CON METODO

400 nm

450 nm

Spettro continuo

Sodio

Idrogeno

500 nm

550 nm

600 nm

650 nm

700 nm

ESEMPIO 2 Come si calcola l’energia associata a un fotone?

Nello spettro dell’idrogeno c’è una riga azzurra di m = 486,1 nm. Qual è l’energia associata a ogni fotone di questa riga? Analizziamo il testo

• Sappiamo che la lunghezza d’onda della riga è m = 486,1 nm. Elaboriamo la soluzione

Conosciamo la relazione tra la frequenza e l’energia emessa, E = h × o, dove h è la costante di Planck (6,626 $ 10-34 J s). Sappiamo inoltre che: c o= m Calcoliamo quindi dapprima o e poi sostituiamo nella prima equazione: 3,00 $ 10 8 m s -1 o= = 6,17 $ 10 14 s -1 4,861 $ 10 -7 m E = 6,626 $ 10-34 J s × 6,17 $ 1014 s-1 = 40,9 $ 10-20 J Valutiamo il risultato: è accettabile?

Se l’ordine di grandezza (10-20) dell’energia calcolata viene diviso per l’ordine di grandezza della frequenza (che è 1014), otteniamo 10-34, cioè l’ordine di grandezza della costante di Planck. Il calcolo è pertanto corretto.

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7.3 Gli spettri di emissione degli elementi La quantizzazione dei livelli energetici L’analisi degli spettri di emissione, quindi, ci fornisce indicazioni preziose sul comportamento degli atomi. Gli atomi eccitati possono emettere solo specifiche quantità di energia, corrispondenti ai fotoni delle radiazioni che compaiono nel loro spettro.

Nota Un atomo si dice eccitato quando uno dei suoi elettroni si trova su un livello energetico diverso da quello a più bassa energia.

In altre parole possiamo dire che all’interno dell’atomo avvengono solo variazioni di energia definite, che corrispondono all’energia del fotone emesso. Per calcolare l’energia di un fotone usiamo l’equazione E = h#o Nello spettro dell’idrogeno, per esempio, c’è una riga rossa che ha una lunghezza d’onda di 656,4 nm e una frequenza di 4,567 $ 1014 Hz. L’energia del fotone associato è data da: E = h#o E = ^6,626 $ 10 -34 J $ s h $ ^4,567 $ 10 14 s -1h = 3,026 $ 10 -19 J Quindi, tutte le volte che un atomo di idrogeno emette luce rossa, la frequenza della radiazione è pari a 4,567 $ 1014 Hz e l’energia dell’atomo diminuisce esattamente di 3,026 $ 10-19 J per ciascun fotone emesso. Gli spettri di emissione indicano pertanto che, quando un atomo eccitato libera energia, la quantità liberata non assume valori qualsiasi. Lo stesso fenomeno si verifica quando l’atomo assorbe energia, perché in un atomo l’elettrone può assumere solo alcuni specifici valori di energia. Possiamo affermare che l’elettrone è vincolato ad alcuni livelli energetici e che l’energia dell’elettrone è quantizzata. L’energia di un elettrone in un atomo può essere paragonata all’energia del cubo della figura 7.6 B. Il cubo è «stabile» solo quando si trova su uno dei ripiani e la sua energia potenziale dipende dai «livelli energetici» dei vari ripiani. Se viene spostato su un ripiano più alto la sua energia potenziale aumenta, mentre se passa su un ripiano più basso la sua energia potenziale diminuisce. Il cubo non può occupare una posizione intermedia fra un ripiano e l’altro perché cadrebbe immediatamente sul ripiano sottostante. Le variazioni di energia del cubo sono quindi limitate alle variazioni di energia potenziale tra i vari ripiani. Lo stesso avviene per un elettrone in un atomo: l’elettrone può assumere solo energie corrispondenti ai vari livelli energetici. L’energia potenziale può assumere tutti i valori: i valori dell’energia sono continui.

L’energia potenziale può assumere solo alcuni valori: i valori dell’energia sono discreti.

Figura 7.6 ▸ Energia continua (A) e quantizzata (B) (A) Il cubo può spostarsi sul piano inclinato: la sua energia potenziale può assumere tutti i valori compresi tra il punto più alto del piano e il punto più basso. (B) Il cubo sui gradini può trovarsi solo a tre altezze. Anche l’energia dell’elettrone in un atomo è limitata ai valori che corrispondono ai livelli energetici dell’atomo.

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Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

Il modello atomico di Bohr Nota Il fisico danese Niels Bohr ha ricevuto il premio Nobel nel 1922 per le sue ricerche sulla struttura atomica.

Nel 1913 Niels Bohr (1885-1962) comprese che gli spettri riflettevano la disposizione degli elettroni negli atomi. Secondo il modello di Bohr, infatti, l’elettrone può percorrere solo alcune orbite, ciascuna delle quali è caratterizzata da un preciso livello energetico. L’elettrone, inoltre, può saltare da un’orbita all’altra, ma ogni volta che lo fa assorbe o emette fotoni di energia pari al salto effettuato. Per spiegare questi principi consideriamo il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno. Secondo Bohr, l’elettrone si muove intorno al nucleo seguendo una traiettoria fissa, come un pianeta che ruota intorno al Sole. A differenza di quanto accade per i pianeti, tuttavia, l’elettrone può percorrere solo orbite stazionarie di raggio definito. Quando percorre queste orbite, l’elettrone non assorbe e non emette energia. A ogni orbita stazionaria corrisponde un certo livello energetico: minore è il raggio dell’orbita, minore è il livello energetico dell’elettrone. In condizioni naturali, l’unico elettrone dell’idrogeno occupa l’orbita stazionaria più vicina al nucleo, chiamata anche stato fondamentale. Quando un atomo di idrogeno assorbe energia, come quando viene eccitato in un tubo a scarica di gas, l’elettrone passa dall’orbita con n = 1 a un’orbita più esterna, con n = 2 o n = 3 o ancora maggiore. Le orbite più lontane dal nucleo sono meno stabili delle orbite più interne, così l’elettrone tende a tornare rapidamente nell’orbita a più bassa energia: quando ciò accade l’energia viene emessa sotto forma di radiazione elettromagnetica (figura 7.7). Poiché l’energia di un elettrone in una certa orbita ha un valore fisso, il salto da un’orbita più esterna a una più interna, per esempio da n = 2 a n = 1, produce sempre l’emissione della stessa quantità di energia. La frequenza della luce emessa, analogamente, è sempre esattamente la stessa.

Figura 7.7 ▸ Assorbimento di energia ed emissione di luce dell’atomo di idrogeno Quando l’atomo assorbe energia, l’elettrone si sposta su un livello energetico più esterno. Quando l’elettrone ricade al livello energetico di partenza, l’atomo emette luce di energia e frequenza caratteristiche. La costante b vale 2,18 $ 10-18 J. Il segno - di E è frutto di una convenzione che considera negativa l’energia ceduta all’ambiente quando l’elettrone si lega all'atomo.

Assorbimento di energia

n=4 n=3 n=2

Emissione di luce

n=1

E = -b E = -0,25b E = -0,11b E = -0,062b

FISSA I CONCETTI 1. Sottolinea il termine corretto. a. Le righe di emissione dello spettro di un elemento sono determinate dai salti che gli elettroni effettuano passando da orbite interne/esterne a orbite interne/esterne. b. Uno spettro di emissione si ottiene analizzando la luce che proviene da un gas compresso/rarefatto e riscaldato/raffreddato. c. Una riga di emissione è determinata da fotoni assorbiti/emessi dagli atomi in uno stato eccitato/fondamentale. d. Una riga di emissione gialla è causata da fotoni più/meno energetici rispetto a una riga di emissione rossa e da fotoni più/meno energetici rispetto a una riga azzurra.

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7.4 La duplice natura dell’elettrone

7.4 La duplice natura dell’elettrone Il modello atomico di Bohr fu allo stesso tempo un successo e un fallimento: riuscì a giustificare le righe dello spettro di emissione dell’idrogeno, ma non seppe dare una spiegazione quantitativa agli spettri degli atomi contenenti più di un elettrone. Gli studi di Bohr per sviluppare una teoria sulla struttura elettronica erano destinati a fallire sin dall’inizio, perché si basavano ancora, almeno in parte, sulle leggi della fisica classica. Non si era ancora affermato, infatti, il concetto di dualismo onda-particella, fondamentale per spiegare le proprietà degli elettroni che, negli atomi, non si comportano solo come particelle ma anche come onde. Questa intuizione fu proposta nel 1924 da uno studente francese, Louis de Broglie (1892-1987). Secondo de Broglie, a ogni corpo in movimento è associata un’onda di materia con una propria lunghezza d’onda. L’onda di materia ha lunghezza d’onda tanto minore quanto maggiore è la massa del corpo. Per i corpi macroscopici, i massimi delle onde associate alla materia sono così ravvicinati che le proprietà dell’onda passano inosservate e non si possono misurare sperimentalmente. Al contrario, le particelle con massa ridottissima hanno lunghezze d’onda maggiori e le loro proprietà ondulatorie ne determinano il comportamento complessivo. In base alle affermazioni di de Broglie dobbiamo descrivere l’elettrone sia come particella sia come onda.

Curiosità Louis de Broglie dimostrò per via sperimentale la validità della sua tesi e ricevette il premio Nobel per la fisica nel 1929.

Il principio di indeterminazione Considerare l’elettrone come un’onda è difficile dal nostro punto di vista, poiché non esiste niente di paragonabile nella nostra esperienza quotidiana. Sarebbe di certo più semplice immaginare l’elettrone come una normale particella. In questo caso, tuttavia, occorre tenere presente il principio di indeterminazione di Heisenberg, elaborato nel 1927 dal fisico tedesco Werner Heisenberg (1901-1976). Il principio di indeterminazione afferma che è impossibile misurare simultaneamente la velocità e la posizione di una particella con assoluta precisione. Per misurare la velocità o la posizione di un elettrone, infatti, occorre colpirlo con un’altra particella, per esempio con un fotone. L’urto stesso, però, altera la posizione e la velocità dell’elettrone. Il principio di indeterminazione si esprime matematicamente con la formula: h D x # D p $ 4r Dove Dx è l’incertezza sulla posizione, Dp è l’incertezza sulla quantità di moto e h è la costante di Planck. Moltiplicando fra loro l’incertezza sulla posizione e l’incertezza sulla quantità di moto, si ottiene un valore che non può essere inferiore a un minimo. In altre parole, Dx e Dp sono inversamente proporzionali: se si riesce a minimizzare uno dei due fattori, l’altro risulta ingigantito. Queste limitazioni teoriche non riguardano gli oggetti di grandi dimensioni perché per essi il prodotto delle incertezze è molto piccolo e trascurabile rispetto alle misure ordinarie: per descrivere i sistemi macroscopici, pertanto, sono sufficienti le leggi della fisica classica. Il principio di indeterminazione, invece, ci impedisce di conoscere con esattezza il comportamento in un certo istante delle particelle minuscole come gli elettroni. D’ora in avanti, quindi, la trattazione degli elettroni, degli atomi e di ogni particella submicroscopica non avverrà in termini deterministici ma in termini probabilistici.

Nota La quantità di moto (p) corrisponde al prodotto della massa per la velocità p = m # v.

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Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

La nube elettronica Oggi, ogni rappresentazione accurata dell’atomo è un’immagine sfocata, non più un disegno nitido con segni netti e tracciati precisi. In accordo con il principio di indeterminazione, infatti, non ha senso tracciare un’orbita netta dell’elettrone intorno al nucleo (figura 7.8 A). Quello che si può mostrare, invece, sono le regioni dello spazio dove l’elettrone ha maggiore probabilità di trovarsi (figura 7.8 B). L’informazione più precisa che possiamo avere sugli elettroni di un atomo è data dalla nube probabilistica o nube elettronica, che rappresenta l’insieme delle posizioni nelle quali un elettrone può trovarsi nel suo moto velocissimo. La nube si addensa dove è più probabile che ci sia un elettrone e diventa più rarefatta dove invece è meno probabile. In nessun punto della nube la probabilità è zero e in nessun punto è del 100%: non possiamo mai essere certi che l’elettrone non ci sia né che si trovi sicuramente in un punto. Figura 7.8 ▸ Rappresentazione di una nube elettronica (A) secondo il modello deterministico, in cui gli orbitali seguono orbite definite e (B) secondo il modello probabilistico, in cui possiamo solo individuare una regione di probabilità di trovare gli elettroni.

Le caratteristiche fisiche della nube elettronica (come le forme degli addensamenti, le distanze dal nucleo e le energie corrispondenti) sono quanto di più accurato si possa sapere riguardo agli elettroni di un atomo o di una molecola. Dobbiamo sottolineare che, quando si parla di nube elettronica, l’elettrone si considera come una particella, ma è proprio a partire dalla trattazione ondulatoria che si ricavano l’aspetto e le caratteristiche della nube elettronica.

L’equazione di Schrödinger e l’intuizione di Born Con l’interpretazione dualistica, che si avvale delle conoscenze della meccanica quantistica, l’elettrone non si visualizza come una particella che segue una traiettoria definita, ma come se la sua massa e la sua carica elettrica fossero distribuite in un’onda stazionaria che circonda il nucleo. Un’onda stazionaria è un’onda i cui ventri e creste non si spostano, ma nel tempo rimangono nella stessa posizione. Come ogni altra onda, anche l’onda elettronica si può descrivere attraverso una funzione d’onda. La funzione d’onda dell’elettrone è di norma rappresentata dal simbolo } (lettera greca psi). Nel 1926 il fisico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) sviluppò un’equazione, nota come equazione di Schrödinger, le cui soluzioni fornivano le funzioni d’onda e gli stati energetici degli elettroni contenuti in un atomo. La funzione d’onda relativa all’elettrone si definisce orbitale. Le soluzioni delle funzioni d’onda per gli elettroni di un atomo dipendono da determinati parametri ai quali è stato dato il nome di numeri quantici. Questo significa che, assegnando i valori ai numeri quantici seguendo regole precise, si ricava la funzione d’onda per un elettrone. Sebbene questo ambito della chimica sia particolarmente complesso, le cose si semplificano un poco grazie a un’altra scoperta, che si deve al fisico tedesco, naturalizzato britannico, Max Born (1882-1970).

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7.4 La duplice natura dell’elettrone Born riuscì a mettere in relazione la funzione d’onda con la densità di probabilità della nube elettronica, combinando così la trattazione ondulatoria con quella corpuscolare. Dimostrò, infatti, come calcolare la probabilità di trovare l’elettrone in un determinato spazio. Il quadrato della funzione d’onda (}2), calcolato per un certo volume, fornisce la densità di probabilità, che esprime quanto sia probabile trovare l’elettrone in un determinato spazio. D’ora in avanti al termine orbitale potremo associare non solo la funzione dell’elettrone-onda, difficile da visualizzare, ma anche il diagramma della densità elettronica, ossia la nube elettronica (figura 7.9).

Il quadrato della funzione d'onda, }2, calcolato per questo volume dà la probabilità che l'elettrone si trovi qui.

Figura 7.9 ▸ Rappresentazione del significato fisico della funzione d’onda Il calcolo della funzione d’onda permette di ricavare informazioni sull’elettrone.

Chimica e... Le onde stazionarie nella chitarra In natura esistono due tipi fondamentali di onde: le onde propaganti e le onde stazionarie. Le onde propaganti, come quelle del mare, derivano da oscillazioni in su e in giù delle particelle, che si trasmettono alle particelle vicine in modo sfalsato, determinando un trasferimento dell’energia in senso orizzontale. Per descrivere le onde stazionarie consideriamo quelle che si generano in una corda di chitarra quando viene pizzicata (figura A): la parte centrale della corda vibra su e giù, mentre le estremità non vibrano. Questi punti fissi, dove la vibrazione è nulla, sono detti nodi, mentre a metà tra due nodi la vibrazione è massima. L’onda è stazionaria se nodi e punti di massima vibrazione non si spostano. Se tocchiamo con un dito la corda mentre vibra, si genera un altro nodo che rende il suono più acuto. Alla stessa maniera si possono generare più nodi, ma non a lunghezze d’onda qualsiasi. Le sole onde che possono formarsi sono quelle in cui una semilunghezza d’onda, m/2, è ripetuta esattamente un numero intero di volte. Nodo

Nodo

Essendo L la lunghezza della corda, la relazione che descrive questo comportamento è: m L = na k 2 da cui possiamo ricavare m: 2L m= n La situazione dell’elettrone è analoga a quella di una corda di chitarra. Comprendiamo quindi che esso non è da considerare come una particella posta in un punto preciso dell’atomo, bensì come se la sua massa e la sua carica elettrica fossero distribuite in un’onda stazionaria che circonda il nucleo. L’onda corrispondente all’elettrone è la funzione d’onda di cui abbiamo parlato. Anche per l’elettrone, non tutte le lunghezze d’onda sono possibili, ma lo sono solo quelle che soddisfano le condizioni della funzione d’onda corrispondente al suo stato energetico. Questo aspetto corrisponde ancora una volta al concetto di quantizzazione introdotto da Bohr. Nodo

Nodo

Onde stazionarie su una corda di chitarra

163

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

7.5 I numeri quantici Gli orbitali si possono definire nelle tre direzioni dello spazio attribuendo i corretti valori a tre numeri quantici: n, l, e ml. Ciascun numero quantico specifica una caratteristica dell’orbitale (tabella 7.1). Come vedremo, i numeri quantici possono assumere solo alcuni valori tra loro correlati e ciò limita il numero e il tipo di orbitali possibili. Tabella 7.1 ▸ Schema riassuntivo del significato dei numeri quantici

Numero quantico Che cosa indica n

• Livello di energia • Distanza media dal nucleo

• Sottolivello di energia • Forma dell’orbitale

• Orientamento spaziale degli orbitali di un sottolivello

Il numero quantico principale, n Il numero n è detto numero quantico principale. Tutti gli orbitali che hanno lo stesso valore di n appartengono allo stesso livello (o strato). Il numero quantico principale n può assumere i valori interi da 1 a ∞. Il livello con n = 1 è chiamato primo livello, con n = 2 secondo livello, e così via. Le proprietà fisiche associate al numero quantico principale sono l’energia e la distanza media dell’elettrone dal nucleo, che crescono entrambe all’aumentare di n. La distanza media dal nucleo fornisce un aspetto più visuale dell’orbitale, ovvero il suo volume inteso come quello racchiuso dalla superficie di massima probabilità.

Il numero quantico secondario, l Il numero quantico secondario, l, divide i livelli elettronici in gruppi di orbitali, detti sottolivelli. Il valore di n determina i possibili valori di l. Per un certo valore di n, l può assumere valori da 0 a n - 1: l = 0, 1, 2, … , n - 1. Così, per n = 1, n - 1 = 0 e il solo valore di l permesso è zero. Ciò significa che, quando n = 1, c’è un solo sottolivello (livello e sottolivello coincidono) con i numeri quantici: n = 1, l = 0. Per n = 2, l può essere 0 o 1, poiché il valore più grande di l = n - 1 è 2 - 1 = 1. Nel secondo livello esistono quindi 2 sottolivelli con i numeri quantici: n = 2, l = 0; n = 2, l = 1. E così via. La tabella 7.2 riassume le relazioni fra n e i possibili valori di l. Tabella 7.2 ▸ Relazione tra i numeri quantici n e l

Valore di n

Valore di l

0, 1

0, 1, 2

0, 1, 2, 3

0, 1, 2, 3, 4

0, 1, 2, … (n - 1)

I sottolivelli sono identificati dai valori di l ma, per semplicità di esposizione, i valori di l si esprimono in lettere, secondo il codice riportato di seguito:

164

Valore di l

…

Lettera corrispondente

…

7.5 I numeri quantici Per indicare un particolare sottolivello si scrive il valore del suo numero quantico principale n seguito dalla lettera minuscola che corrisponde al numero quantico secondario l. Avremo così i sottolivelli: 1s (n = 1, l = 0) 2s (n = 2, l = 0) 2p (n = 2 e l = 1) 3s (n = 3 e l = 0) 3p (n = 3 e l = 1) 3d (n = 3 e l = 2) 4s (n = 4 e l = 0) 4p (n = 4 e l = 1) 4d (n = 4 e l = 2) 4f (n = 4 e l = 3) Si noti che, mentre il sottolivello s è presente in ogni livello, il sottolivello p è presente a partire dal secondo livello, il sottolivello d dal terzo e f dal quarto. Il numero quantico secondario l influenza la forma dell’orbitale, il suo volume (che dipende anche dalla distanza media dell’elettrone dal nucleo) e la sua energia. In atomi con più di due elettroni, i sottolivelli di un dato livello hanno energie leggermente diverse, che aumentano all’aumentare di l. Quindi, per un dato livello, il sottolivello s è quello con energia più bassa, seguito dai sottolivelli p, d, f e così via: 4s 1 4p 1 4d 1 4f energia crescente Gli orbitali s sono sferici e le dimensioni aumentano al crescere di n (figura 7.10). Dall’orbitale 2s in poi, ci sono regioni in cui la densità elettronica scende a zero. Queste si dicono superfici nodali e corrispondono ai nodi dell’onda stazionaria. Nodi Nodo

Figura 7.10 ▸ Dimensioni relative degli orbitali s All’aumentare del numero quantico principale, n, gli orbitali diventano più grandi.

Gli orbitali p (figura 7.11) hanno forma bilobata, cioè costituita da due lobi tondeggianti e separati da un piano nodale. Piano nodale perpendicolare alla pagina

Figura 7.11 ▸ Forma degli orbitali p (A) Una sezione della distribuzione della probabilità di trovare un elettrone in un orbitale 2p. Fra i lobi c'è un piano nodale. (B) Rappresentazione semplificata di un orbitale p che ne evidenzia la natura direzionale.

165

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche La forma degli orbitali d è tetralobata, ossia costituita da quattro lobi, oppure bilobata con un anello equatoriale (figura 7.13). Anche gli orbitali f hanno forma plurilobata (con più lobi). In ogni caso le dimensioni degli orbitali aumentano con il crescere di n.

Il numero quantico magnetico, ml Il terzo numero quantico è il numero quantico magnetico. Esso suddivide i sottolivelli in singoli orbitali e descrive l’orientamento spaziale di un orbitale rispetto agli altri. Esistono limitazioni anche per i valori di ml . I valori di ml possono variare da -l a +l, compreso lo zero. I valori possibili di ml sono utili per stabilire quanti orbitali corrispondono a un dato sottolivello. Per l = 0, (sottolivello s) ml può assumere soltanto valore zero. Un sottolivello s è formato quindi da un solo orbitale. Per l = 1 (sottolivello p), i valori possibili di ml sono +1, 0 e -1. Ogni sottolivello p è formato quindi da tre orbitali: uno con l = 1 e ml = +1, un altro con l = 1 e ml = 0 e l’ultimo con l = 1 e ml = -1 (figura 7.12). In ogni livello gli orbitali appartenenti al sottolivello p hanno uguale energia. Poiché la massima densità elettronica si distribuisce lungo tre assi perpendicolari tra loro, come in un sistema di coordinate x, y, e z, gli orbitali sono designati in base all’asse che occupano: l’orbitale px intorno all’asse x, py intorno all’asse y e pz intorno all’asse z. Figura 7.12 ▸ L’orientamento dei tre orbitali p in un sottolivello p Gli orbitali vengono designati come px , py e pz , poiché la densità elettronica si distribuisce intorno ad assi perpendicolari x, y e z.

Figura 7.13 ▸ La forma e le proprietà direzionali dei cinque orbitali di un sottolivello d z

z pz

px x y

Quando l = 2 (sottolivello d) i valori possibili di ml sono + 2, + 1, 0 , - 1, - 2. Un sottolivello d è pertanto formato da cinque orbitali (figura 7.13), uno con ml = + 2, un altro con ml = + 1, il terzo con ml = 0, il quarto con ml = -1 e il quinto con ml = - 2. Tutti i cinque orbitali che appartengono al sottolivello d di un certo livello hanno uguale energia. z

y x dxy

y x dxz

y x dyz

y x dx2 - y 2

y dz2

Allo stesso modo, in ogni sottolivello f (l = 3) ci sono sette orbitali. Questi hanno rispettivamente numero quantico magnetico ml = + 3, ml = + 2, ml = + 1, ml = 0, ml = - 1, ml = - 2, e ml = - 3. Tutti gli orbitali di questo sottolivello hanno uguale energia, come nei casi precedenti.

166

7.5 I numeri quantici Concludendo, ogni orbitale atomico si identifica attribuendo i corretti valori a tre numeri quantici: n, l e ml. Le relazioni fra i numeri quantici, che sono molto rigorose, vengono riassunte di seguito nella tabella 7.3. Queste relazioni sono importanti perché possono essere utilizzate per ricavare il numero e il tipo di sottolivelli, così come gli orbitali, possibili per ciascun livello energetico. Valore di n

Valore di l

Valore di ml

Sottolivello

Numero di orbitali

0 1

0 -1, 0, 1

2s 2p

1 3

0 1 2

0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2

3s 3p 3d

1 3 5

0 1 2 3

0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

4s 4p 4d 4f

1 3 5 7

Tabella 7.3 ▸ L’insieme delle relazioni fra n, l e ml

Le energie degli orbitali

Energia

La figura 7.14 illustra le energie relative dei sottolivelli in un atomo che contiene due o più elettroni. Ci sono alcuni aspetti importanti, sia dal punto di vista teorico sia pratico, che è utile sottolineare. 1. In questo diagramma delle energie, ciascun orbitale è indicato da un cerchietto: troviamo un solo orbitale in ogni sottolivello s, tre in ogni sottolivello p e così via. 2. Tutti gli orbitali di un determinato sottolivello possiedono la stessa energia. 3. Salendo nella scala dell’energia, la distanza fra livelli successivi diminuisce, mentre il numero dei sottolivelli aumenta. Questo porta alla sovrapposizione di alcuni sottolivelli che possiedono valori diversi di n. Per esempio, il sottolivello 4s ha energia minore del sottolivello 3d, il 5s ha energia minore del 4d e il 6s del 5d. Inoltre, il sottolivello 4f precede il 5d e il 5f precede il 6d.

6d 6p

6s 5p 5s 4p 4s

5d 4d

5f 4f

Figura 7.14 ▸ Diagramma dell’energia degli orbitali negli atomi con due o più elettroni Sono anche rappresentati i numeri quantici che caratterizzano gli orbitali dei primi due livelli.

3p n = 2, l = 1, ml = 1 n = 2, l = 1, ml = 0

n = 2, l = 1, ml = -1 n = 2, l = 0, ml = 0

n = 1, l = 0, ml = 0

167

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

Il numero quantico di spin, ms ms è il numero quantico di spin ed è associato a un singolo elettrone. I valori che ms può assumere sono due: ms = +

1 1 o ms = - . 2 2

Lo spin riguarda il momento magnetico di ciascun elettrone e si evidenzia quando un atomo è sottoposto a un campo magnetico fortemente disomogeneo. La figura 7.15 descrive l’esperimento di Otto Stern (1888-1969) e Walther Gerlach (1889-1979), che ha portato alla scoperta dello spin degli elettroni. Un fascio di atomi, contenente un numero dispari di elettroni, attraversando un campo magnetico disomogeneo, viene diviso in due parti. Questa separazione evidenzia che ogni elettrone genera un debole campo magnetico come se ruotasse intorno al proprio asse in due modi distinti (orario e antiorario). La capacità di generare un proprio campo magnetico, è detta spin dell’elettrone. In generale, lo spin è una proprietà intrinseca di ogni particella. Nell’elettrone e nelle particelle che prendono il nome di fermioni lo spin è semintero. Sono invece chiamati bosoni le particelle (come i fotoni) con spin intero. Figura 7.15 ▸ La scoperta dello spin dell’elettrone Nell’esperimento di Stern e Gerlach, un fascio di atomi con un numero dispari di elettroni attraversa un campo magnetico disomogeneo. Il fascio si divide in due, poiché gli elettroni negli atomi si comportano come magneti, e vengono attratti da uno dei due poli a seconda dell’orientamento.

poli magnetici

Sottolineiamo che ogni elettrone può avere due, e solo due, valori alternativi diversi del numero quantico di spin, che non sono associati all’energia dell’elettrone: elettroni diversi appartenenti allo stesso sottolivello, anche con spin diverso, hanno uguale energia. Possiamo concludere che ogni elettrone è individuato attribuendo i rispettivi valori ai 4 numeri quantici n, l , ml e ms .

Il principio di esclusione di Pauli Nel 1925, il fisico austriaco Wolfgang Pauli (1900-1958) chiarì l’importanza dello spin dell’elettrone nella determinazione della struttura elettronica dell’atomo. Il principio di esclusione di Pauli stabilisce che, nello stesso atomo, non possono esistere due elettroni che abbiano gli stessi valori dei quattro numeri quantici. Supponiamo che due elettroni occupino l’orbitale 1s di un atomo. Ciascun elettrone avrà n = 1, l = 0 e ml = 0. Poiché questi numeri quantici sono gli stessi per i due elettroni, il principio di esclusione richiede che i loro numeri quantici di spin siano diversi: un elettrone deve avere ms = + 1/2 e l’altro ms = - 1/2. Dato che sono possibili soltanto due valori di ms , non più di due elettroni possono occupare l’orbitale 1s simultaneamente. Il principio di esclusione ha, quindi, due conseguenze: • ciascun orbitale non può contenere più di due elettroni; • gli elettroni che occupano lo stesso orbitale devono avere spin opposto. Il limite di due elettroni per orbitale dà anche una misura del numero massimo di elettroni presenti nei vari livelli e sottolivelli.

168

7.5 I numeri quantici Vediamo di seguito il numero massimo di elettroni in ogni sottolivello: Sottolivello

Numero di orbitali

Numero massimo di elettroni

Il numero massimo di elettroni in ogni livello è invece: Livello

Sottolivelli

Numero massimo di elettroni nel livello

2s 2p

8 = 2 + 6

3s 3p 3d

18 = 2 + 6 + 10

4s 4p 4d 4f

32 = 2 + 6 + 10 + 14

In generale, la popolazione massima di elettroni in un livello è pari a 2n2. Due elettroni che occupano lo stesso orbitale devono avere valori diversi di ms . Quando ciò accade si dice che gli spin degli elettroni sono opposti o antiparalleli o, più semplicemente, che gli elettroni sono appaiati. L’appaiamento degli elettroni annulla i loro effetti magnetici perché il polo nord di un magnete elettronico è contrapposto al polo sud dell’altro e viceversa. Alcuni atomi hanno elettroni spaiati, cioè non appaiati a elettroni di spin opposto. In essi gli effetti magnetici non si annullano e gli stessi atomi si comportano come piccoli magneti che possono interagire con un campo magnetico esterno. La debole attrazione verso un magnete di una sostanza con elettroni spaiati è detta paramagnetismo. Le sostanze i cui atomi hanno tutti gli elettroni appaiati, invece, non sono attratte da un magnete e si dicono diamagnetiche (figura 7.16).

Figura 7.16 ▸ Paramagnetismo e diamagnetismo sono proprietà misurabili che consentono di verificare la presenza di elettroni spaiati nelle sostanze. Una sostanza paramagnetica è attratta da un campo magnetico con un’intensità che dipende dal numero di elettroni spaiati presenti nelle particelle di cui è costituita.

FISSA I CONCETTI 1. Rispondi alle domande. a. Quali sottolivelli sono presenti nei livelli con n = 3 e n = 4? b. Da quanti orbitali è formato un sottolivello g? c. Qual è l’andamento delle energie relative dei sottolivelli in un atomo che contiene due o più elettroni? d. Quali valori può assumere il numero quantico secondario? e. Quali valori può assumere il numero quantico magnetico?

169

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

7.6 La configurazione elettronica degli elementi Le informazioni fornite dallo studio degli orbitali e dei numeri quantici sono utili per stabilire come sono disposti gli elettroni negli atomi dei diversi elementi. La distribuzione degli elettroni all’interno degli orbitali di un atomo è detta struttura elettronica o configurazione elettronica dell’elemento. La configurazione elettronica tiene conto del diagramma dell’energia degli orbitali e del principio di esclusione di Pauli. La configurazione elettronica di un elemento si costruisce immaginando di disporre uno a uno gli elettroni negli orbitali, partendo da quello con minore energia e seguendo il diagramma dell’energia degli orbitali. In ogni orbitale si possono disporre solo due elettroni di spin opposto. Vediamo come si può prevedere la configurazione elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale. Per indicare la configurazione elettronica di un atomo, riportiamo i sottolivelli che contengono gli elettroni, rappresentando il numero di elettroni con un indice in alto a destra, accanto alla lettera che indica il sottolivello. In questo modo otteniamo la formula elettronica. Cominciamo dall’atomo più semplice, l’idrogeno. L’idrogeno ha numero atomico Z = 1, quindi ha un solo elettrone che, nello stato fondamentale, occupa l’orbitale disponibile a minor energia: l’orbitale 1s. La configurazione elettronica dell’idrogeno è, quindi:

1s1

A volte è utile esprimere le configurazioni elettroniche in modo schematico, con il diagramma degli orbitali. Secondo questo schema ciascun orbitale si rappresenta con un cerchietto e gli elettroni si rappresentano con frecce orientate verso l’alto o verso il basso per indicare gli spin opposti. In base alla configurazione elettronica che abbiamo appena identificato, il diagramma degli orbitali dell’idrogeno è: H Nota Indipendentemente dal fatto che la freccia nel diagramma punti verso l’alto o verso il basso, l’energia dell’elettrone è la stessa. Per convenzione, quando un orbitale contiene un solo elettrone, questo è rappresentato con una freccia rivolta verso l’alto.

170

Consideriamo adesso l’elio, per il quale Z = 2. Quest’atomo ha due elettroni che occupano l’orbitale 1s. La sua configurazione elettronica si può quindi scrivere come: He

1s2

oppure

-. 1s

Il diagramma indica che i due elettroni 1s sono appaiati, hanno spin antiparalleli e occupano completamente l’orbitale 1s (principio di esclusione di Pauli). Procedendo in questo modo, possiamo prevedere con successo le configurazioni elettroniche della maggior parte degli elementi della tavola periodica. Per esempio, i due elementi successivi sono litio, Li (Z = 3), e berillio, Be (Z = 4), che hanno rispettivamente tre e quattro elettroni. In entrambi i casi, i primi due elettroni occupano l’orbitale 1s con i loro spin antiparalleli. Dopo che il sottolivello 1s è stato riempito con due elettroni, l’orbitale successivo a energia più bassa è 2s, anch’esso con una capacità di due elettroni (figura 7.14). Il terzo elettrone del litio e i due rimanenti del berillio occupano quindi l’orbitale 2s.

7.6 La configurazione elettronica degli elementi Le strutture elettroniche del litio e del berillio sono quindi: Li

1s22s1

oppure

2s 1s

1s22s2

oppure

2s 1s

-. -.

Per rappresentare il boro e gli elementi successivi possiamo fare riferimento alla figura 7.17, che semplifica il diagramma degli orbitali di figura 7.14. 7s

Figura 7.17 ▸ Schema per il riempimento degli orbitali o regola della diagonale Gli orbitali si riempiono progressivamente seguendo le frecce dal basso verso l’alto, fino a raggiungere il sottolivello desiderato. A partire dall’orbitale 4s l’ordine di riempimento può cambiare poiché i livelli si avvicinano e si sovrappongono. Questo non influenza le proprietà dell’atomo, che dipendono dalla configurazione esterna.

Il boro, B ha Z = 5. Vediamo che i primi quattro elettroni completano i sottolivelli 1s e 2s, così il quinto deve necessariamente occupare il sottolivello 2p. Nel diagramma del boro, il quinto elettrone si può posizionare indifferentemente in uno dei tre orbitali 2p, perché questi hanno tutti la stessa energia: B

1s22s22p1

oppure

2p 2s 1s

-. -.

È importante osservare che in questo diagramma sono rappresentati tutti gli orbitali del sottolivello 2p anche se due di essi sono vuoti. L’elemento successivo è il carbonio, C (Z = 6), che ha sei elettroni. Quattro elettroni occupano gli orbitali 1s e 2s, gli altri due si sistemano nel sottolivello 2p: C

1s22s22p2

Per costruire il diagramma degli orbitali di C, però, dobbiamo decidere come disporre i due elettroni p. Questi orbitali, infatti, sono degeneri, cioè hanno uguale energia. La scelta si effettua seguendo la regola di Hund. La regola di Hund afferma che, quando gli elettroni devono essere disposti in una serie di orbitali degeneri, si occupa il maggior numero di orbitali possibile per avere il minor numero di elettroni appaiati. La teoria e gli esperimenti hanno confermato che, seguendo questa regola, si ottengono le configurazioni elettroniche a minor energia. I due elettroni p del carbonio devono occupare due orbitali diversi e il loro spin deve essere uguale (parallelo): C

1s22s22p2

2p - 2s -. 1s -.

Nota Sono degeneri gli orbitali che hanno lo stesso valore di n e di l, e quindi la stessa energia.

Nota Nel carbonio allo stato fondamentale, gli elettroni occupano indifferentemente due dei tre orbitali 2p disponibili: - -

- 2p

171

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche Concludiamo la serie degli elementi del secondo periodo. N

1s22s22p3

1s22s22p5

2p - - -

1s22s22p4

2p -. - -

2s -.

1s -.

2p -. -. -

1s22s22p6

2p -. -. -.

2s -.

1s -.

Con l’aiuto della figura 7.17 possiamo prevedere anche le configurazioni elettroniche per gli elementi successivi.

7.7 La configurazione elettronica esterna e interna Abbiamo aperto questo capitolo accennando al fatto che la struttura atomica ipotizzata da Dalton, in cui l’atomo era una sfera compatta, non poteva spiegare alcuni comportamenti della materia. Oggi sappiamo che la natura dei legami chimici, la forma delle molecole e la reattività dipendono dalle forze elettriche che esistono fra elettroni e protoni: ogni aspetto del comportamento chimico, cioè, è dettato dalle forze elettromagnetiche che un atomo può instaurare. Queste forze si stabiliscono fra l’intera nube elettronica, cioè fra tutti gli elettroni di un atomo, e i nuclei degli atomi vicini. Si può intuire, tuttavia, che gli elettroni più coinvolti siano quelli dei livelli più esterni, che si trovano mediamente più distanti dal nucleo. Al contrario, gli elettroni più interni detti del core («nocciolo» in inglese) non vi contribuiscono significativamente, perché sono «sepolti» nell’atomo. Possiamo supporre, quindi, che elementi con proprietà simili abbiano configurazioni elettroniche esterne simili. Esaminiamo per primi i gas nobili, accomunati da una scarsa reattività e dall’incapacità quasi totale di formare legami chimici. Cerchiamo di comprendere queste proprietà dei gas nobili a partire dalle loro configurazioni elettroniche, che sono: He Ne Ar Kr Xe Rn

1s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p63d104s24p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s24f 145d106p6

Queste configurazioni, dette gusci (o shell) sono particolarmente stabili, poiché gli elettroni formano uno «schermo», una sorta di barriera simmetrica e uniforme intorno al nucleo, che si trova così ad avere una capacità limitata di attrarre elettroni di altri atomi. I gas nobili, quindi, interagiscono poco o per nulla con altri atomi poiché gli elettroni interni sono ben «saldati» intorno al proprio nucleo e risentono pochissimo o per nulla dell’attrazione di nuclei vicini. Allo stesso modo i nuclei di questi atomi non sono attratti dagli elettroni di atomi vicini. Un guscio di elettroni è uno strato della nube elettronica, uniforme e simmetrico intorno al nucleo, che lo rende molto stabile.

172

7.7 La configurazione elettronica esterna e interna La stabilità di tali configurazioni è confermata dal comportamento di tutti gli atomi del sistema periodico. Vediamo le configurazioni dei metalli del gruppo 1, litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) e francio (Fr): Li Na K Rb Cs Fr

1s22s1 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s24f 145d106p67s1

Questi elementi hanno un solo elettrone nel livello più esterno, che occupa un sottolivello s. Come vedremo, i metalli alcalini reagiscono perdendo questo elettrone e formando ioni con carica 1+, la cui configurazione elettronica corrisponde a quella del gas nobile che precede il metallo (corrisponde, cioè, a un guscio): Li+ Na+ K+

1s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6

He Ne Ar

1s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6

Gli elementi del gruppo 2, i metalli alcalino terrosi, formano ioni con carica 2+, le cui configurazioni elettroniche corrispondono a quelle del gas nobile che li precede. Limitandoci ai primi tre abbiamo infatti: Be Mg Ca

1s2 2s2 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p64s2

Be2+ Mg2+ Ca2+

1s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6

Nel gruppo 17 degli alogeni, fluoro (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodio (I) e astato (At), le configurazioni elettroniche mostrano che gli atomi hanno un elettrone in meno rispetto al gas nobile che li segue. Da un punto di vista chimico hanno comportamento opposto ai metalli che abbiamo esaminato, in quanto formano facilmente ioni negativi con carica 1- acquistando un elettrone. Anche tali ioni hanno configurazioni elettroniche uguali a quelle dei gas nobili: F Cl Br

1s2 2s22p5 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p64s23d104p5

FClBr-

1s2 2s22p6 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p64s23d104p6

La configurazione di ogni atomo, quindi, si può rappresentare come un insieme di gusci concentrici ciascuno dei quali corrisponde a quella di un gas nobile, a cui si aggiungono gli elettroni più esterni, che più facilmente saranno coinvolti nei legami e nelle reazioni. È pertanto utile distinguere la configurazione interna, o core, che corrisponde all’ultimo guscio completato e coincide con la configurazione elettronica del gas nobile che precede l’atomo dell’elemento, dalla configurazione esterna detta anche guscio o strato di valenza. Vedremo che saranno soprattutto gli elettroni di valenza a dettare le regole per la formazione dei legami e per la geometria delle molecole. La configurazione interna si può esprimere indicando fra parentesi il simbolo del gas nobile che la possiede e aggiungendo tutti gli altri elettroni che formano la configurazione esterna (e che occorrerà esprimere compiutamente): Na Ca

1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p64s2

Na Ca

[Ne]3s1 [Ar]4s2

173

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

7.8 Le configurazioni elettroniche e l’organizzazione della tavola periodica La tavola periodica, in cui gli elementi sono ordinati in gruppi e periodi, è stata elaborata in base alle indicazioni di Mendeleev, il quale dispose gli elementi allora conosciuti in ordine di massa atomica crescente. Oggi sappiamo che una sequenza più rigorosa si ottiene seguendo il numero atomico Z. Poiché all’aumentare di Z, in genere, aumenta anche la massa atomica, i due andamenti differiscono solo per qualche coppia di elementi. Riesaminiamo la tavola periodica alla luce di due considerazioni: nell’atomo neutro, il numero atomico Z coincide con il numero di elettroni e le configurazioni elettroniche esterne, cioè quelle responsabili del comportamento degli atomi, si ripetono periodicamente dopo aver completato un livello energetico.

I blocchi La tavola periodica si divide in quattro blocchi (figura 7.18). • A sinistra c’è il blocco s, in cui gli elettroni più esterni occupano i sottolivelli s. In questo blocco ci sono due gruppi, come il numero di elettroni che completano un sottolivello s: quello dei metalli alcalini e quello dei metalli alcalinoterrosi. • A destra c’è il blocco p, i cui atomi hanno gli elettroni più esterni in sottolivelli p, con l’eccezione dell’elio. Anche in questo caso il numero dei gruppi coincide con il numero di elettroni che possono completare un sottolivello p, cioè sei. Nel blocco p prevalgono i non metalli. • I blocchi s e p sono separati dal blocco d, nel quale, con dieci elettroni, si completa un sottolivello d. Il blocco è costituito quindi da dieci gruppi ed è anche detto blocco dei metalli di transizione. • In basso, staccati per esigenze grafiche, troviamo gli elementi del blocco f, i lantanidi e gli attinidi, i cui elettroni più esterni occupano un sottolivello f.

Figura 7.18 ▸ La tavola periodica è divisa in quattro blocchi: s, p, d, f. GRUPPI

VIII

idrogeno 1

III

litio

berillio 4

boro

sodio 11

magnesio 12

potassio calcio 19 20

rubidio 37

cesio 55

bario 56

PERIODI

K Rb

francio 87

radio 88

scandio titanio 21 22

Sc Y 57-71

89-103

zirconio niobio 40 41

Zr afnio 72

vanadio cromo 23 24

rutherfordio dubnio seaborgio bohrio 104 105 106 107

molibdeno tecnezio rutenio 42 43 44

tantalio tungsteno renio 73 74 75

manganese ferro 25 26

La attinio 89

Ce torio 90

protoattinio uranio 92 91

Co rodio 45

zinco 30

gallio 31

palladio argento cadmio 46 47 48

iridio 77

platino 78

oro

Os hassio 108

carbonio azoto 6 7

Sm Pu

Ga indio 49

mercurio tallio 80 81

VII

ossigeno fluoro 8 9

zolfo 16

cloro 17

argon 18

bromo 35

kripton 36

piombo bismuto polonio astato 85 82 83 84

He neon 10

stagno antimonio tellurio iodio 50 51 52 53

elio

fosforo 15

germanio arsenico selenio 32 33 34

Kr xenon 54

Xe radon 86

meitnerio darmstadio roentgenio copernicio nihonio flerovio moscovio livermorio tennessinio organessio 111 112 113 109 114 110 115 116 117 118

europio gadolinio terbio 63 64 65

nettunio plutonio americio curio 93 94 95 96

rame 29

cobalto nichel 27 28

osmio 76

lantanio cerio praseodimio neodimio promezio samario 57 58 60 61 62 59

174

alluminio silicio 13 14

stronzio ittrio 39 38

disprosio olmio 67 66

Fl erbio 68

Mc tulio 69

itterbio lutezio 70 71

berkelio califonrio einstenio fermio mendelevio nobelio laurenzio 99 100 97 101 98 102 103

blocco s = 2 colonne

blocco p = 6 colonne

blocco d = 10 colonne

blocco f = 14 colonne

7.8 Le configurazioni elettroniche e l’organizzazione della tavola periodica I gruppi e i periodi Gli elementi di ciascun gruppo hanno la stessa configurazione del sottolivello più esterno. Negli elementi del gruppo 1, l’ultimo sottolivello occupato è s1, quello del gruppo 2 è s2, del 16 è p4, del 17 è p5. Per il gruppo 18 è p6, escluso l’elio in cui è s2. Gli elementi di uno stesso periodo hanno analoga configurazione elettronica interna. Ogni riga del sistema periodico è infatti preceduta da un gas nobile, la cui configurazione costituisce il core degli elementi successivi (figura 7.19). Esaminiamo i primi dieci elementi della tavola periodica, seguendo il numero atomico come criterio d’ordine. Il primo elemento, l’idrogeno, ha Z = 1, cioè ha un solo protone e un solo elettrone: la sua configurazione è 1s1, per cui si colloca nel primo gruppo. Segue l’elio (Z = 2, 1s2), che è sistemato con i gas nobili seguenti. Il terzo è il litio, con Z = 3, la cui configurazione interna è 1s2 (come l’elio) mentre quella esterna è 2s1, come l’idrogeno: per questo appartiene allo stesso gruppo di H. Il quarto elemento è il berillio (Z = 4), che ha configurazione 1s22s2. Il core ha la stessa configurazione dell’elio: appartiene infatti allo stesso periodo del litio. Con il boro Z = 5, che ha configurazione 1s2, 2s2, 2p1, inizia a riempirsi il sottolivello 2p. Per questo il boro, con gli elementi che lo seguono fino al neon (che sono in tutto sei), appartiene al blocco p. La configurazione interna è quella dell’elio, mentre quella esterna completa con un elettrone alla volta il sottolivello 2p.

Figura 7.19 ▸ La tavola periodica è utile nel determinare la configurazione elettronica degli elementi.

GRUPPI

VIII

idrogeno 1

H 3

berillio

PERIODI

3d 3

potassio

calcio

scandio

rubidio stronzio 38

Rb cesio

III

VII

boro

carbonio

Ba radio

ittrio

bario

francio

4 23

Ti zirconio

Zr afnio

57-71

titanio vanadio

cromo manganese

lantanio 57

La attinio

104

cobalto

nichel

rame

zinco

niobio molibdeno tecnezio rutenio

tantalio tungsteno

Tc renio

rutherfordio dubnio seaborgio bohrio 89-103

ferro

105

106

107

Ru osmio

Co rodio

Rh iridio

palladio argento cadmio

Pd platino

oro

mercurio

108

109

torio protoattinio uranio nettunio plutonio americio

azoto

ossigeno ﬂuoro 8

Ga indio

cloro

argon

In tallio

stagno antimonio tellurio

Cl bromo

Br iodio

piombo bismuto polonio

neon

zolfo

Si 32

elio

fosforo

gallio germanio arsenico selenio

I astato

110

111

112

Gd curio

113

Nh olmio

114

Fl erbio

115

Mc tulio

116

Lv itterbio

117

Ts lutezio

berkelio califonrio einstenio fermio mendelevio nobelio laurenzio

100

101

102

103

2p 3p

Ar kripton

Kr xenon

Xe radon

hassio meitnerio darmstadio roentgenio copernicio nihonio ﬂerovio moscovio livermorio tennessinio organessio

cerio praseodimio neodimio promezio samario europio gadolinio terbio disprosio

alluminio silicio 13

sodio magnesio

litio

118

4f 5f

La configurazione a colpo d’occhio La posizione di ogni elemento nel sistema periodico dipende dalla sua configurazione elettronica, che possiamo quindi ricavare facendo riferimento al periodo, al gruppo e al gas nobile che precede l’elemento considerato. 1. Per prima cosa si individua il gas nobile che precede l’elemento e se ne scrive il simbolo tra parentesi quadre: questa è la configurazione elettronica interna.

175

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche Gruppo VI (Z = 16) 2+4=6

3s2 3p4 n massimo presente nella configurazione elettronica esterna

Periodo 3

LA CHIMICA CON METODO

2. Si legge il periodo in cui si trova l’elemento. Questo corrisponde al livello degli orbitali s e p esterni eventualmente occupati, mentre gli orbitali d appartengono al livello precedente e gli orbitali f sono nei due livelli inferiori. 3. Si scorre il periodo da sinistra verso destra e si contano le posizioni che precededono l’atomo considerato. In questo modo si ottengono i sottolivelli esterni e il numero degli elettroni che li occupano. Possiamo seguire il procedimento inverso e, dalla configurazione elettronica di un elemento, risalire al gruppo e al periodo di appartenenza. Il periodo, infatti, si ricava dal valore di n più elevato della configurazione esterna; il numero totale di elettroni di valenza, che si trova sommando gli elettroni degli orbitali s e p, indica il gruppo.

ESEMPIO 3 Come si ricostruisce la configurazione elettronica dello stato

fondamentale del magnesio, in forma estesa e in forma abbreviata? Analizziamo il testo

• Conosciamo il numero atomico, Z = 12, che troviamo nella tavola periodica. • Dato mancante: la distribuzione dei 12 elettroni negli orbitali del magnesio. Elaboriamo la soluzione

Dato che Z = 12, il magnesio possiede 12 protoni e di conseguenza 12 elettroni. Si deve quindi procedere con l’inserimento di 12 elettroni, partendo dall’orbitale a energia più bassa, l’orbitale 1s. Scriviamo la formula elettronica estesa rispettando sia il principio di Pauli sia la regola di Hund: 1s22s22p63s2 Il diagramma degli orbitali è: 3s -. 2s -.

2p -. -. -.

1s -. La configurazione abbreviata è [Ne]3s2. Valutiamo il risultato: è accettabile?

La configurazione esterna possiede due elettroni disposti nell’orbitale 3s, quindi il magnesio si deve trovare nel blocco s, nel gruppo 2 e nel terzo periodo (come suggerisce il valore 3 del numero quantico n). Consultando la tavola periodica troviamo il magnesio proprio in questa posizione: la configurazione proposta è corretta. Metti in pratica

Usa la tavola periodica per prevedere le configurazioni elettroniche di Ge e Cd. Scrivi i diagrammi orbitalici di: a) Na; b) S; c) Fe. 3 Qual è la configurazione elettronica abbreviata del manganese? Disegna il diagramma degli orbitali del manganese in base alla sua configurazione abbreviata. Valuta il risultato ottenuto consultando la tavola periodica. 4 Scrivi la configurazione elettronica dello strato di valenza dell’arsenico (Z = 33). 1 2

176

7.9 Le proprietà periodiche FISSA I CONCETTI 1. Dalle configurazioni elettroniche esterne, ricava il periodo e il blocco a cui appartengono gli elementi corrispondenti. Periodo 2

2s 2p

Blocco

3s2 3d34s2 4f 36s2 3d104s24p3 5s25p6 2. Dalle configurazioni elettroniche esterne, consultando la tavola periodica, ricava il gas nobile del core e il numero di elettroni di valenza degli elementi relativi. Core ([…])

Numero di elettroni di valenza

1s22s22p4 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p63s23p63d104s24p3 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5 1s22s22p63s23p63d34s2

7.9 Le proprietà periodiche Molte proprietà chimiche e fisiche variano in modo sistematico in relazione alla posizione di un elemento nella tavola periodica e si ripetono con lo stesso andamento passando da un periodo al successivo, tanto da essere definite periodiche. Diverse proprietà dell’atomo sono legate alla forza con cui gli elettroni più esterni sono attratti dal nucleo, in altre parole dipendono dalla quantità di carica positiva «sentita» dagli elettroni più esterni. Fatta eccezione per l’idrogeno, l’entità di tale carica è sempre minore rispetto alla carica complessiva del nucleo, che viene in parte «schermata» dalla carica negativa degli elettroni del core. Consideriamo il litio, la cui configurazione elettronica è 1s22s1. I due elettroni del core (1s2) interposti tra il nucleo atomico e l’elettrone dello strato esterno hanno carica complessiva 2-, che scherma due delle tre cariche positive del nucleo. Nell’atomo di litio, l’elettrone esterno «sente» pertanto una carica positiva netta, detta carica nucleare efficace, pari a 1+ (figura 7.20).

2- core 3+

Se un elettrone fosse in questa posizione, avvertirebbe una carica netta di circa 1+.

Figura 7.20 ▸ Carica nucleare efficace

Litio

177

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche Gli elettroni che appartengono allo stesso livello, invece, hanno uno scarso effetto di schermo reciproco nei confronti della carica nucleare, perché si trovano alla stessa distanza media dal nucleo e si respingono tra loro. La carica nucleare efficace sentita dagli elettroni esterni dipende dalla differenza fra la carica complessiva del nucleo e quella degli elettroni del core. La carica nucleare influenza alcune delle più importanti proprietà degli atomi, vediamole in dettaglio.

Le dimensioni degli atomi La natura ondulatoria degli elettroni rende difficile definire con esattezza il concetto di «dimensione» di un atomo o di uno ione, anche se alcuni strumenti moderni possono evidenziarne vagamente i contorni. La nube elettronica, infatti, non ha un confine netto, ma decresce gradualmente a una certa distanza dal nucleo. D’altra parte, atomi e ioni si comportano come se avessero dimensioni ben determinate, poiché non possono avvicinarsi reciprocamente oltre una certa distanza. Il raggio atomico è la distanza minima di avvicinamento fra i nuclei di due atomi di uno stesso elemento.

Figura 7.21 ▸ Variazione delle dimensioni degli atomi nella tavola periodica

1 Å = 1 $ 10-10 m Poiché l’ångström non è un’unità SI, oggi si preferisce utilizzare i picometri o i nanometri (1 Å = 100 pm, 1 pm = 10-12 m e 1 nm = 10-9 m). La figura 7.21 illustra le variazioni dei raggi atomici nella tavola periodica. Gli atomi di uno stesso gruppo sono più grandi procedendo dall’alto verso il basso; gli atomi di un periodo diventano più piccoli procedendo da sinistra verso destra. Grandezza decrescente Grandezza crescente

Nota L’ångström deve il suo nome ad Anders Jonas Ångström (1814-1874), fisico svedese che misurò per la prima volta la lunghezza d’onda delle righe principali dello spettro dell’idrogeno.

Le misure sperimentali rivelano che i raggi atomici hanno dimensioni comprese tra 3,7 $ 10-11 m e 2,7 $ 10-10 m. Questi numeri non sono facili da visualizzare: un milione di atomi di carbonio, posti uno accanto all’altro su una linea retta, occuperebbe poco meno di 0,2 mm. Per esprimere le dimensioni degli atomi si utilizza tradizionalmente un’unità di misura chiamata ångström (indicata con il simbolo Å), definita come:

Per comprendere questo andamento consideriamo due fattori: il valore del numero quantico principale degli elettroni di valenza e la forza di attrazione che la carica nucleare efficace esercita sugli elettroni di va lenza. Dall’alto verso il basso in un gruppo, la carica nucleare efficace sentita dagli elettroni esterni rimane circa costante, mentre il numero quantico principale degli elettroni di valenza aumenta. Per esempio, per gli elementi del gruppo 1 la carica nucleare efficace è 1+, mentre n aumenta all’aumentare di Z. Questo corrisponde a orbitali s sempre più grandi e quindi atomi sempre più grandi. Il concetto vale anche per gli orbitali p degli elementi dei gruppi successivi.

178

7.9 Le proprietà periodiche Procedendo da sinistra a destra lungo un periodo, in cui n è costante, gli elettroni del core rimangono gli stessi, mentre aumentano la carica positiva del nucleo e gli elettroni di valenza. Il risultato è che la carica nucleare efficace aumenta da 1+ per gli elementi del gruppo 1 a 7+ per quelli del gruppo 17. Man mano che ci si sposta verso destra, gli elettroni di valenza sono quindi attratti più intensamente dal nucleo e gli atomi sono sempre più piccoli. Per gli elementi di transizione, le variazioni delle grandezze degli atomi sono meno pronunciate rispetto agli elementi rappresentativi. Questo è dovuto al fatto che la configurazione del livello esterno rimane la stessa durante il riempimento di un livello più interno (orbitali d o f). La carica nucleare efficace aumenta più gradualmente e le dimensioni degli atomi diminuiscono di poco procedendo da sinistra verso destra. Le dimensioni degli ioni sono diverse da quelle degli atomi neutri. La figura 7.22 mostra anche come le dimensioni degli ioni siano correlate a quelle degli atomi neutri. Quando gli atomi acquistano o perdono elettroni per formare ioni, avvengono variazioni significative del loro raggio. L’aggiunta di elettroni a un atomo, infatti, aumenta la forza con cui si respingono. La conseguenza è che gli elettroni si allontanano l’uno dall’altro occupando un volume maggiore. Da questo possiamo risalire alla regola generale che gli ioni negativi sono sempre più grandi degli atomi da cui derivano. Per considerazioni simili, quando gli elettroni vengono allontanati da un atomo diminuiscono le repulsioni reciproche elettrone-elettrone. Gli elettroni rimasti si avvicinano maggiormente tra loro e, di conseguenza, al nucleo. Ne deduciamo la considerazione generale che gli ioni positivi sono sempre più piccoli degli atomi da cui derivano.

Nota Gli elementi rappresentativi sono quelli che appartegono ai blocchi s e p.

Figura 7.22 ▸ Variazione dei raggi atomici e ionici nella tavola periodica I valori sono espressi in picometri.

H 37

He 40

152

111

Li+ 60

Na 186

160 Na+ 95

Be2+ 31

227 K+ 133 Rb

Mg2+ 65 Sc Ca

144 132 197 Ca2+ Sc3+ 88 81 Sr

248

215

Rb+ 148 Ba

265

217 Ba2+ 135

162

Sr2+ 113

Cs+ 169

145

122

117

116

126

115

117

Zn 125 Cu+ 96

Nb 134

Mo 129

Tc 129

Ru 124

Rh 125

Pd 128

144

110

104

122

121

117

Ag 126

In 81

141

Cl-

114 109 BrSe2195

137

133

Xe 130

Te2-

I-

221

216

Sn 71

181 Br

198 Sb

140 3+

Cd 97

Ge4+ 53 Sn

162

S2184

122

Ga3+ 62 In

141 +

Y3+ 93

143 117 Al3+ 50 Ge Ga Zn2+ 74

O F 2- Ne 66 O 64 F 70 140 136 Ar S Cl

169

144

134

130

128

126

129

144

171

154

152

140

La3+ 115

270

220

200

Au+ 137

Hg2+ 110

Tl3+ 95

Pb4+ 84

179

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche Figura 7.23 ▸ Le dimensioni di un atomo variano quando forma ioni L’acquisto di elettroni comporta un aumento del diametro, come nel caso del fluoro. La perdita di elettroni comporta una riduzione delle dimensioni come nei casi del litio e del ferro. 128 pm

+1e-

La figura 7.23 illustra questo concetto per gli elementi litio e ferro. Nel caso del litio, l’allontanamento dell’elettrone esterno 2s svuota completamente il livello di valenza scoprendo il core 1s2. Il ferro può dare origine a due ioni positivi diversi e le dimensioni di questi diminuiscono all’aumentare della carica. Per formare lo ione Fe2+, l’atomo di ferro perde i suoi due elettroni esterni 4s; per formare lo ione Fe3+, oltre a questi, viene allontanato anche un elettrone dal sottolivello 3d. Confrontando le dimensioni si osserva che il raggio dell’atomo di ferro è 126 pm, il raggio dello ione Fe2+ è 76 pm e quello dello ione Fe3+ 64 pm.

272 pm

304 pm

F-

120 pm

-1e-

Li+

252 pm

152 pm

-2e-

Fe2+

128 pm

-1e-

Fe3+

L’energia di ionizzazione L’energia di ionizzazione (EI) è l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo o da uno ione gassoso nel suo stato fondamentale. Per un atomo di un elemento generico X, EI è l’aumento di energia potenziale associato alla trasformazione: X (g) $ X +(g) + e-

Nota Le energie di ionizzazione sono additive. Per esempio: Li( g) $ Li+(g) + eEI1 = 520 kJ/mol Li+(g) $ Li2+(g) + eEI2 = 7297 kJ/mol Li( g) $ Li2+(g) + 2eEItotale = EI1 + EI2 = 7817 kJ/mol

L’energia di ionizzazione, quindi, è la misura del lavoro necessario per allontanare un elettrone da un atomo. Riflette, perciò, la forza con cui l’elettrone è trattenuto dall’atomo stesso. Poiché non si può misurare sul singolo atomo, viene riferita a una mole di atomi. L’energia di ionizzazione è pertanto espressa in kilojoule per mole (kJ/mol): si tratta dell’energia necessaria per rimuovere una mole di elettroni da una mole di atomi gassosi. La tabella 7.4 riporta le energie di ionizzazione dei primi 12 elementi. Si osserva che gli atomi con più di un elettrone hanno più valori di energia di ionizzazione, che corrispondono all’allontanamento successivo degli elettroni, uno dopo l’altro. Il litio, per esempio, ha tre valori di energia di ionizzazione, perché ha tre elettroni. L’allontanamento dell’elettrone esterno 2s da 1 mol di atomi di litio per dare 1 mol di ioni litio gassosi richiede 520 kJ/mol: l’energia di prima ionizzazione del litio è quindi 520 kJ/mol. Le energie di seconda e di terza ionizzazione sono, rispettivamente, 7297 kJ/mol e 11 810 kJ/mol. In generale, le energie di ionizzazione successive aumentano, perché ogni elettrone è allontanato da uno ione sempre più positivo, e ciò richiede un lavoro progressivamente maggiore. Le energie di ionizzazione hanno valori enormi. La quantità di energia richiesta per allontanare l’elettrone più esterno da una mole di atomi di litio (6,9 g), per esempio, basterebbe a far salire di 62 °C la temperatura di due litri d’acqua. La figura 7.24 illustra la variazione periodica dell’energia di prima ionizzazione, secondo la posizione dell’elemento nella tavola periodica. L’energia di prima ionizzazione aumenta dal basso verso l’alto in un gruppo e da sinistra a destra in un periodo.

180

7.9 Le proprietà periodiche 1a

1312

2372

5250

520

7297

11 810

899

1757

14 845

21 000

800

2429

3659

25 020

32 820

1086

2352

4619

6221

37 820

47 260

1402

2855

4576

7473

9442

53 250

64 340

1314

3388

5296

7467

10 987

13 320

71 320

84 070

1680

3375

6045

8408

11 020

15 160

17 860

92 010

—

2080

3963

496

4563

737

1450

6130

9361

12 180

15 240

6913

9541

13 350

16 600

20 113

25 666

7731

10 545

13 627

17 995

21 700

25 662

Tabella 7.4 ▸ Energie di ionizzazione* successive in kJ/mol dall’idrogeno al magnesio

* L’energia di ionizzazione aumenta bruscamente tutte le volte che si attraversa la «linea spezzata» che delimita la rimozione dell’ultimo elettrone di valenza. Figura 7.24 ▸ Variazione dell’energia di prima ionizzazione nella tavola periodica Gli elementi che possiedono maggiore energia di ionizzazione sono posti in alto a destra nella tavola periodica. Quelli con minor energia di ionizzazione sono invece in basso a sinistra.

Energia di ionizzazione (kJ/mol)

H 25 20 15

Be Li Mg Na

K Ca Sc Ti Sr Ne Y Rb V N Zr Nb F Cr Mn Fe 5 Cs Ba C La Hf Mo B O Ta Co Tc Ni W Ru 0 IA Re Cu Zn Rh Pd Ar P Os IIA Al Si S Cl Ir Ag Cd Pt Ge As Ga Se Br Kr Au Hg Elementi 1 In Sn di transizione Sb Te I Xe 2 Tl Pb Bi Gruppo 3 Po Rn 4 Periodo IIIA IVA 5 VA VIA VIIA 6 VIIIA

Sulle energie di ionizzazione influiscono gli stessi fattori che determinano le dimensioni di un atomo. Quando n aumenta scendendo lungo un gruppo, gli orbitali esterni diventano più grandi e gli elettroni si allontanano dal nucleo. Gli elettroni più lontani sono meno trattenuti dal nucleo ed EI cala dall’alto verso il basso. Spostandoci da sinistra a destra in un periodo, si osserva un graduale aumento di EI, sebbene piuttosto irregolare, dovuto alla crescita dell’attrazione esercitata dalla carica nucleare efficace sugli elettroni di valenza via via che si procede verso destra. Gli elettroni di valenza, più vicini al nucleo, sono trattenuti più fortemente dal nucleo stesso e ciò rende più difficile il loro allontanamento.

181

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche Come risultato di questi andamenti, gli elementi con i valori maggiori di EI si trovano in alto a destra della tavola periodica. È molto difficile allontanare gli elettroni da questi atomi. Nell’angolo in basso a sinistra della tavola, invece, vi sono gli elementi che trattengono gli elettroni esterni in modo più debole. Questi elementi formano facilmente ioni positivi (figura 7.25). Figura 7.25 ▸ Variazione dell’energia di ionizzazione nella tavola periodica EI crescente

EI crescente

GUARDA!

Che cosa sono l’energia di ionizzazione e i livelli energetici?

La tabella 7.4 mostra che, per un dato elemento, vi è un aumento graduale delle energie di ionizzazione fino a quando gli elettroni rimossi sono quelli del livello di valenza. L’EI aumenta bruscamente in corrispondenza dell’allontanamento del primo elettrone del core interno. Nel caso del litio, per esempio, il primo elettrone (l’elettrone 2s) viene allontanato piuttosto facilmente mentre il secondo e il terzo, che appartengono al core 1s, sono molto più difficili da rimuovere. I dati della tabella 7.4 suggeriscono che, a fronte di una relativa facilità nell’allontanamento degli elettroni di valenza di un atomo, è particolarmente difficile intaccare la configurazione elettronica del core, che corrisponde a quella di un gas nobile. Questo è uno dei fattori che determinano la quantità di carica positiva degli ioni formati dai metalli rappresentativi (video 7.1 Che cosa sono l’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica?).

Affinità elettronica L’affinità elettronica (AE) è la variazione di energia potenziale dovuta all’aggiunta di un elettrone a un atomo o ione gassoso nel suo stato fondamentale. Per un dato elemento X l’affinità elettronica è la variazione di energia potenziale associata alla trasformazione: X (g) + e- $ X -(g)

Nota Le affinità elettroniche sono additive. Per esempio: Processo AE (kJ/mol) O(g) + e- $ O-(g ) -141 O-(g) + e- $ O2-(g ) +844

O(g) + 2e- $ O2-(g ) +703 (totali)

182

Anche l’affinità elettronica è espressa di solito in kilojoule per mole: si può considerare come la variazione di energia dovuta all’aggiunta di una mole di elettroni a una mole di atomi o ioni gassosi. L’aggiunta di un elettrone a un atomo neutro di un elemento è quasi sempre un processo esotermico, i valori di affinità elettronica sono, perciò, negativi. L’elettrone aggiunto, infatti, è attratto dal nucleo con una conseguente diminuzione dell’energia potenziale. Al contrario, l’aggiunta di un secondo elettrone, come nella formazione dello ione ossido, O2-, implica lo svolgimento di lavoro per forzare l’elettrone verso uno ione già negativo. Poiché l’energia assorbita dall’aggiunta dell’elettrone allo ione O- è maggiore di quanta ne venga liberata dall’aggiunta dell’elettrone all’atomo O, la formazione di uno ione ossido isolato comporta, nel complesso, un aumento di energia potenziale; il processo è quindi endotermico. Lo stesso concetto vale per qualsiasi ione negativo di carica superiore a 1-. La tabella 7.5 riporta le affinità elettroniche di alcuni elementi rappresentativi. L’andamento periodico dei valori di affinità elettronica è molto simile a quello osservato per l’energia di ionizzazione.

7.9 Le proprietà periodiche Elemento

AE (kJ/mol)

Processo

Fluoro

-344

F + e- $ F-

Cloro

-349

Cl + e- $ Cl-

Bromo

-325

Br + e- $ Br-

Idrogeno

-72

H + e- $ H-

Sodio

-50

Na + e- $ Na-

Tabella 7.5 ▸ Affinità elettroniche di alcuni elementi (kJ/mol)

Nonostante alcune eccezioni, i valori di affinità elettronica degli elementi sono progressivamente più esotermici procedendo da sinistra a destra lungo un periodo e dal basso in alto in un gruppo (figura 7.26). Ciò non deve sorprendere, perché un livello di valenza che perde elettroni con facilità deve esercitare una attrazione debole nei confronti di elettroni aggiuntivi. Al contrario, un livello di valenza che trattiene fortemente i suoi elettroni è in grado di trattenere con forza anche un elettrone in più.

AE crescente

Figura 7.26 ▸ Variazione dell’affinità elettronica (come quantità esotermica) nella tavola periodica

FISSA I CONCETTI 1. In ognuno dei seguenti gruppi individua la particella di maggiori dimensioni. a. Ge, Te, Se, Sn b. C, F, Br, Ga c. Cr, Cr 2+, Cr 2d. O, O2-, S, S 22. In ognuno dei seguenti gruppi scegli l’elemento con valore più elevato di EI. a. Na, Sr, Be, Rb b. B, Al, C, Si c. Rb, Te, Sr d. S, I, Cl 3. In ognuno dei seguenti gruppi scegli l’elemento con valore più elevato di AE. a. Al, Mg, Cl b. S, Te, O

LA CHIMICA CON METODO

Metti in pratica

Determina la carica nucleare efficace sentita dagli elettroni più esterni degli atomi di magnesio e cloro. 2 Utilizza la tavola periodica per indicare la particella più grande in ognuno dei seguenti gruppi: a) Ge, Te, Se, Sn c) Cr, Cr 2+, Cr 3+ d) O, O2-, S, S 2b) C, F, Br, Ga 1

183

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

In laboratorio I saggi alla fiamma Materiali 1. bruciatore Bunsen 2. filo di platino montato all’estremità di una bacchetta di vetro 3. un vetro da orologio per raccogliere i campioni 4. un vetro blu al cobalto 5. un recipiente per l’acido 6. acido cloridrico diluito 1|2 7. sali di: potassio, bario, rame, litio, calcio, zinco, stronzio, sodio.

Procedimento • Puliamo il filo di platino ponendolo più volte sulla fiamma dopo averlo inumidito con l’acido. • Immergiamo il filo nell’acido e, con la punta, preleviamo alcuni granelli della polvere del sale da esaminare. • Portiamo il filo sulla fiamma per analizzare il sale. • Dopo aver ripetuto più volte l’operazione per il primo sale, ricominciamo la procedura dall’inizio con gli altri sali. Facciamo attenzione al fatto che, dopo averlo pulito, il filo di platino non dia alcuna colorazione sulla fiamma.

La colorazione sviluppata dai sali di potassio (A); di rame (B) e di sodio (C) in un saggio alla fiamma. Osservazioni Vediamo che i sali di potassio conferiscono alla fiamma un colore lilla. La fiamma lilla del potassio si vede anche attraverso il vetro blu, che si usa quando la fiamma è colorata dalla presenza di altri metalli come il sodio. La fiamma dei sali di bario ha un caratteristico colore verde pisello, mentre la fiamma del rame è verde ma con sprazzi azzurri. Il litio conferisce alla fiamma un caratteristico colore rosso porpora intenso e persistente, mentre quella del calcio è rosso mattone. Lo zinco colora la fiamma solo per un istante di giallo a sprazzi, lo stronzio ha una fiamma rossa a sprazzi. Il sodio colora la fiamma di giallo intenso e persistente: è il colore delle lampade stradali, che, infatti, sono lampade al sodio. Riflessioni in corso d’opera • Perché credi che sia necessario pulire il filo di platino prima di ogni utilizzo? • Che cosa pensi che accada quando puliamo il filo sulla fiamma? E perché credi che sia utile immergerlo prima in acido? • Come puoi spiegare la diversa colorazione delle fiamme dei diversi sali? Conclusioni e spiegazioni Gli atomi ricevono energia termica dalla fiamma e la riemettono sotto forma di radiazioni elettromagnetiche con certe caratteristiche frequenze, le cui energie corrispondono alle differenze di energia fra i livelli energetici dell’atomo. Tali frequenze sono percepite dall'occhio umano come luce colorata (video 7.2 Perché alcune sostanze colorano la fiamma?). Se potessimo esaminare la luce delle fiamme attraverso uno spettroscopio, riusciremmo a separare le radiazioni di frequenze diverse emesse dai sali e ottenere così lo spettro degli atomi coinvolti.

184

GUARDA!

Video 7.2

Ripassa con metodo Il capitolo in mappa ENERGIA È QUANTIZZATA

ELETTRONI

modello

PLANETARIO

si trovano in

modello a

PANETTONE

ORBITE

BOHR

hanno doppia natura

ONDA PARTICELLA

RUTHERFORD

THOMSON

LIVELLI DISCRETI DI ENERGIA

caratterizzate da

POSIZIONE E VELOCITÀ DEGLI ELETTRONI SONO INCERTE

MODELLI ATOMICI

PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG

EQUAZIONE DI SCHRÖDINGER elettroni sono distribuiti in ORBITALI

definiti da NUMERI QUANTICI

FUNZIONE D’ONDA }

corrispondono alla

PRINCIPALE, n

organizza orbitali in

LIVELLI

SECONDARIO, l

divide i livelli in

SOTTOLIVELLI

divide i sottolivelli in singoli

MAGNETICO, ml DI SPIN, ms

ciascun orbitale può contenere

ORBITALI

2 ELETTRONI

in base alla sistemazione degli elettroni legata al

CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE

legata al

INTERNA (CORE )

GRUPPO

ESTERNA (STRATO DI VALENZA)

PERIODO

DIMENSIONE ATOMI PROPRIETÀ PERIODICHE

ENERGIA DI IONIZZAZIONE AFFINITÀ ELETTRONICA

La cassetta degli attrezzi Strumento

A che cosa serve

Fai una prova

Configurazioni

La configurazione di ogni atomo si

elettroniche interne degli

può rappresentare come un insieme di

elementi

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

concentrici, ciascuno

dei quali corrisponde a quella di un .....................

a cui si aggiungono gli

elettroni degli strati più . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Completa con il simbolo del gas nobile che corrisponde al core dell’elemento: 1. K [ . . . . ] s1 2. Li [ . . . . ] s1 3. Ca [ . . . . ] 4s2

185

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche

Esercizi capitolo 7

20 esercizi interattivi su zte.zanichelli.it

Quando affronti un esercizio: 1) assicurati di aver letto il testo nel modo corretto, 2) analizza la consegna, 3) risolvi sulla base delle tue conoscenze, infine 4) valuta il risultato.

Quesiti e problemi 7.1 I primi modelli della struttura atomica

17 Quali proprietà influenzano il colore e l’energia della radiazione elettromagnetica? 18

Explain the Thomson atomic model.

2 Perché il modello atomico di Rutherford è detto «planetario»? 3 Qual è la principale differenza tra il modello di Rutherford e quello di Thomson? 4 Perché, secondo te, il modello di Thomson è detto «a panettone»? 5 Perché il modello planetario è in disaccordo con le leggi della fisica classica? 7.2 La doppia natura della radiazione elettromagnetica

Arrange the following regions of the electromagnetic spectrum in order of increasing wavelength (i.e. shortest wavelength $ longest wavelength): microwave, radio, X-rays, ultraviolet, visible, infrared, gamma rays.

19 Disponi i seguenti colori della luce visibile in ordine crescente di lunghezza d’onda: arancione, verde, blu, giallo, violetto e rosso. 20 Indica, in ciascuna delle seguenti coppie, la radiazione i cui fotoni hanno maggiore energia: a) microonde e infrarosso; b) luce visibile e infrarosso; c) luce ultravioletta e raggi X; d) luce visibile e luce ultravioletta.

6 In termini generali, perché la luce si dice radiazione elettromagnetica?

21 Qual è la frequenza in hertz della luce blu, che ha una lunghezza d’onda di 430 nm?

7 Che cosa si intende per frequenza della luce?

22 La luce ultravioletta di lunghezza d’onda superiore a 280 nm viene utilizzata in ambito medico perché possiede una moderata azione battericida. a) Qual è la frequenza corrispondente a questa lunghezza d’onda? b) Prova a ipotizzare per quale motivo una radiazione di questa frequenza è in grado di uccidere i batteri.

8 Quali sono il simbolo e l’unità di misura SI della frequenza della radiazione elettromagnetica? 9 Che cosa si intende per lunghezza d’onda della luce? Quale simbolo si usa per indicarla? 10 In quale intervallo di m cade lo spettro visibile? 11 A quale velocità si muove la radiazione elettromagnetica nel vuoto? 12 Scrivi l’equazione che mette in relazione lunghezza d’onda e frequenza di un’onda elettromagnetica. 13 Quali proprietà della luce sono descritte a) dal modello ondulatorio? b) dal modello corpuscolare? 14 Che cos’è un fotone? 15 Che cos’è un quanto di energia? Qual è il fondamento della teoria dei quanti? 16 Disegna un’onda che compie due cicli in un secondo, indicandone la lunghezza d’onda e l’ampiezza.

186

23 Lo strato di ozono nell’ozonosfera protegge la Terra dagli effetti dannosi della luce ultravioletta che proviene dal Sole. L’azione di schermo è massima per la radiazione ultravioletta con lunghezza d’onda di 295 nm. Qual è la frequenza di questa radiazione? 24

There has been some concern in recent times about possible hazard to people who live very close to high-voltage electric power lines. The electricity in these wires oscillates at a frequency of 60 Hz, which is the frequency of any electromagnetic radiation that they emit. a) What is the wavelength of this radiation in meters? b) What is it in kilometers?

Verifiche 7.3 Gli spettri di emissione degli elementi

What does excited state mean?

26 Che cos’è e come si ottiene lo spettro di emissione di un elemento? Per quali aspetti è differente dallo spettro di una lampadina? 27 Per quali caratteristiche sono diversi gli spettri di elementi diversi? 28 Descrivi il modello di Bohr. 29 Come si chiamano le orbite possibili per gli elettroni nel modello di Bohr? Quali sono le loro caratteristiche? 30 Qual è il termine usato per descrivere lo stato a minor energia di un atomo? 31 In termini qualitativi, in che modo il modello di Bohr spiega lo spettro atomico dell’idrogeno? 32 È giusto affermare che l’elettrone dell’atomo di idrogeno percorre orbite stazionarie solo quando si trova nello stato fondamentale? 33 Rifletti sulla similitudine: «lo spettro di emissione di un elemento si può paragonare a una impronta digitale». a) Spiega il significato della similitudine. b) Le impronte digitali sono diverse per ogni essere umano. Tuttavia, per risalire all’identità di un individuo attraverso le sue impronte, occorre che sia stata fatta una schedatura preliminare. Lo stesso vale per gli elementi. Sulla base delle tue conoscenze, prova a riflettere su questa analogia e a spiegarne il significato. 34 Come si spiega l’esistenza degli spettri atomici? Perché non sono spettri continui? 35 Che cosa significa l’affermazione «l’energia degli elettroni è quantizzata»? 36 Tra gli esempi, stabilisci quali sono quantizzati: A scambio di denaro; B acqua che scorre dal rubinetto; C latte in bottiglia; D un cucchiaio di marmellata; E il tempo che scorre. 37 Nello spettro dell’atomo di idrogeno una delle righe ha una lunghezza d’onda di 410,3 nm. a) Di che colore è la riga? b) Qual è la sua frequenza? c) Qual è l’energia associata a un suo fotone?

38 Lo spettro del sodio contiene una riga con lunghezza d’onda di 589 nm. a) Di che colore è questa riga? b) Qual è la sua frequenza? c) Qual è l’energia associata a un suo fotone? 39 Calcola l’energia in joule di un fotone di luce con frequenza 4,0 $ 1014 Hz. a) A quale zona dello spettro elettromagnetico corrisponde? b) Qual è l’energia di una mole di questi fotoni? 40 Calcola l’energia in joule di un fotone di luce verde con lunghezza d’onda di 560 nm. 7.4 La duplice natura dell'elettrone

What is the electron cloud?

42 Che cos’è un’onda di materia? Quali caratteristiche presenta? 43 In che cosa consiste il dualismo onda-particella? Spiega in un testo di 10 righe al massimo per quale ragione è così importante? 44 Che cosa afferma il principio di indeterminazione di Heisenberg? 45 A che cosa corrisponde il quadrato della funzione d’onda }2? 46 Perché si può trascurare la natura ondulatoria di un pallone in movimento, al contrario di quanto accade quando cerchiamo di studiare gli elettroni negli atomi? 47 Spiega, alla luce di quanto enunciato nel principio di inteterminazione, a) per quale motivo non ha senso parlare di orbita di un elettrone. b) la differenza tra l’orbita degli elettroni prevista dal modello di Bohr e il concetto di orbitale. 48 Se, modificando le condizioni sperimentali, si riesce a dimezzare l’incertezza sulla posizione di un elettrone, come varia l’incertezza sulla sua quantità di moto? 49 Considera l’affermazione: «per determinare la velocità di un elettrone senza modificare la sua posizione, occorre illuminarlo con una radiazione elettromagnetica di bassa energia». a) Sapresti dire se l’affermazione è corretta? b) Motiva la tua risposta sulla base del principio di intederminazione.

187

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche 7.5 I numeri quantici

What does diamagnetic element mean?

51 Che cosa sono i numeri quantici? 52 Quanti numeri quantici sono necessari per descrivere le caratteristiche di un orbitale? 53 Quali sono le caratteristiche comuni a tutti gli orbitali che hanno il medesimo valore del numero quantico n? 54 Che cos’è un sottolivello? 55 Scrivi le lettere che corrispondono ai valori di l compresi tra 0 e 5. 56 Come variano le dimensioni di un certo tipo di orbitale in funzione di n? 57 Qual è l’orientamento reciproco degli orbitali p di un sottolivello p? 58 Quanti e quali numeri quantici definiscono lo stato energetico di un orbitale in un atomo polielettronico? 59 Quale proprietà fisica dell’elettrone suggerisce il suo movimento rotatorio? 60 Qual è la proprietà magnetica degli atomi che contengono elettroni spaiati? 61 Enuncia il principio di esclusione di Pauli. Quali sono gli effetti di questo principio sul riempimento degli orbitali con gli elettroni? 62 Quali sono i possibili valori del numero quantico di spin? 63 All’interno di un dato livello, disponi i sottolivelli p, d, s ed f in ordine di energia crescente.

69 Quali sono le differenze tra due orbitali che hanno lo stesso numero quantico secondario, l, ma diverso numero quantico principale, n? 70 Elenca le possibili combinazioni dei tre numeri quantici quando n = 5. Quanti orbitali sono possibili nel quinto livello? 71 Quali delle seguenti terne di numeri quantici non sono possibili? Scrivi accanto alle terne possibili il simbolo con il quale viene indicato l’orbitale corrispondente. A n = 1, l = 2, m = 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . B n = 3, l = 2, m = 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . C n = 2, l = 1, m = 0 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . D n = 2, l = 2, m = 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . E n = 4, l = 3, m = 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . F n = 7, l = 0, m = 0 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72 Quale delle seguenti è una possibile terna di numeri quantici? (Medicina e Chirurgia, 2018) A n = 3, l = 2, m = - 1 B n = 2, l = 2, m = - 2 C n = 4, l = - 2, m = - 1 D n = 1, l = 0, m = 1 E n = 0, l = 1, m = - 1 73 Disegna schematicamente la forma di un orbitale 1s e di un orbitale 2p. 74 Qual è il codice letterale di un sottolivello con l = 1 e di un sottolivello con l = 3? 75 Qual è il valore di l per un orbitale f e per un orbitale d? 76 Quali sono i valori dei numeri quantici n e l per i sottolivelli 3s e 5d? 77 Quali sono i valori dei numeri quantici n e l per i sottolivelli 4p e 6f ?

64 Quali sono le differenze tra un orbitale con n = 2 e un orbitale con n = 1?

78 Quali sono i possibili valori del numero quantico l per n = 6?

65 Come si può stabilire, utilizzando i numeri quantici, il numero di sottolivelli possibili in ciascun livello energetico?

79 In un certo livello, il maggior valore di l è 7. Qual è il valore di n per questo livello?

66 Qual è la differenza tra il sottolivello 3s e il sottolivello 1s?

80 Quali sono i possibili valori del numero quantico magnetico ml per un sottolivello con l = 1 e per un sottolivello con l = 3?

67 Quali sono le differenze tra un sottolivello 3d e un sottolivello 3p?

81 Scrivi la serie dei numeri quantici per gli elettroni che possono occupare il sottolivello 2p.

68 Quali sono le differenze tra due orbitali diversi solo per numero quantico magnetico?

82 Scrivi la serie dei numeri quantici per gli elettroni che possono occupare il sottolivello 3d.

188

Verifiche 83 Se il valore di ml di un elettrone in un atomo è -4, qual è il valore più piccolo del numero quantico l che l’elettrone può assumere? E quale il valore più piccolo del numero quantico n?

93 Scrivi le configurazioni elettroniche degli elementi del secondo gruppo della tavola periodica. Quali considerazioni sei in grado di trarre?

84 Quanti orbitali esistono in un sottolivello h (l = 5)? Quali sono i loro valori di ml?

94 Scrivi la configurazione elettronica degli elementi riportati di seguito. f) Rb a) S g) As b) K h) Cl c) Ti i) Ni d) Sn j) Si e) Mg

7.6 La configurazione elettronica degli elementi

What is diagonal rule?

86 Che cosa si intende con il termine configurazione elettronica? 87 Per costruire la configurazione elettronica di un elemento occorre rispettare tre regole: a) gli orbitali si riempiono in ordine di . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . crescente. Tale ordine dipende dai valori dei numeri quantici .............................. e .............................. ; b) deve essere rispettato il principio di . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . di Pauli secondo il quale ogni orbitale può contenere solo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . elettroni di . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . opposto; c) in base alla regola . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . quando gli elettroni devono occupare orbitali degeneri, cioè orbitali con uguale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . , tendono a occuparli tutti prima di appaiarsi. 88 In un atomo di antimonio, quanti elettroni hanno l = 1 e quanti hanno l = 2? 89 In un atomo di bario, quanti elettroni hanno l = 0 e quanti hanno ml = 1? 90 Verifica se i seguenti orbitali sono disposti in ordine di energia crescente e correggi gli eventuali errori nella sequenza: 1s 2s 3p 4s 4p 3d 4d 5s 4p. 91 Quale elemento presenta configurazione elettronica 1s22s1? A Potassio B Idrogeno C Litio D Elio E Cobalto 92 Scrivi le configurazioni elettroniche di tutti gli elementi del secondo periodo della tavola periodica. Quali considerazioni sei in grado di trarre?

95 Quanti elettroni spaiati si trovano nello stato fondamentale di a) Mg d) Cs b) P e) S c) V f) Ni 96 Disegna i diagrammi orbitalici completi di magnesio e titanio. 97 Disegna i diagrammi orbitalici completi di astato e nichel. 98 Quali dei seguenti atomi contengono elettroni spaiati? A P B S C Be D Ca E I F Ar Per ciascun atomo indica il numero degli elettroni spaiati che possiedono e il sottolivello in cui si trovano. 99 Scrivi la configurazione elettronica dei seguenti elementi f) Fe a) Co g) Si b) Hg h) C c) Sc i) Na d) S j) Ar e) As 100 Esamina ciascuna delle configurazioni degli elementi dell’esercizio 99 e rispondi alle seguenti domande. a) Quanti livelli contiene ciascun atomo? b) Quanti orbitali contiene ciascun atomo? c) Quanti elettroni ci sono nel livello esterno? d) Quanti orbitali ci sono nel livello esterno? e) Quanti elettroni spaiati ci sono nel livello esterno?

189

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche 7.7 La configurazione elettronica esterna e interna

101 Spiega il significato dei seguenti termini riferiti alla configurazione elettronica degli elementi rappresentativi: a) core; b) livello di valenza; c) configurazione elettronica esterna; d) elettroni di valenza. 102 Quanti sono gli elettroni di valenza in a) sodio; b) azoto; c) ossigeno; d) carbonio; e) idrogeno? Quanti elettroni contiene il loro core ? 103 Perché le configurazioni elettroniche degli elementi che appartengono allo stesso gruppo sono simili? Argomenta la risposta scrivendo le configurazioni abbreviate degli elementi del gruppo VI. 104 Qual è il valore di n del livello di valenza di a) Sn; e) Al; b) K; f) Se; c) Br; g) Ba; d) Bi; h) Sb? 105

What are the ions of the VI group elements isoelectronic with the nearest noble gas?

106 Scrivi le configurazioni elettroniche abbreviate dei seguenti elementi: a) Ni; e) Se; b) Cs; f) Ba; c) Ge; g) Sb; d) Al; h) Gd. 107 Disegna i diagrammi orbitalici relativi alle configurazioni abbreviate di: a) Ni; e) Al; b) Cs; f) Se; c) Ge; g) Ba; d) Br; h) Sb. 108 Scrivi la configurazione elettronica del livello di valenza di: a) Na; e) Mg; b) Al; f) Br; c) Ge; g) Ga; d) P; h) Pb.

190

7.8 Le configurazioni elettroniche e l'organizzazione della tavola periodica

109 Nella tavola periodica vengono identificati quattro blocchi. a) Che cosa distingue gli elementi di un blocco dagli altri? b) Come si definiscono i blocchi? Per quale motivo? 110 Come varia la configurazione elettronica degli elementi all’interno di un periodo della tavola periodica? 111 Come varia la configurazione elettronica degli elementi all’interno di un gruppo della tavola periodica? 112 Facendo riferimento alla posizione che occupano nella tavola periodica, stabilisci quanti livelli energetici contengono gli atomi dei seguenti elementi: a) fosforo; b) zinco; c) mercurio; d) carbonio. 113 Guardando la posizione che occupano nella tavola periodica, stabilisci quanti elettroni hanno nel loro livello più esterno i seguenti atomi: a) azoto; b) bromo; c) silicio; d) cloro. 114 Facendo riferimento alle configurazioni elettroniche e all’ordine di riempimento dei livelli energetici spiega perché: a) i primi tre periodi non contengono elementi di transizione; b) i gruppi degli elementi di transizione sono 10; c) i gruppi dei lantanidi e attinidi sono 14; d) il blocco p non comprende elementi del primo periodo; e) i periodi hanno lunghezza diversa. 115 Cerca sulla tavola periodica gli elementi a cui corrispondono le seguenti configurazioni elettroniche, scritte in forma abbreviata: a) [Kr]4d 105s2; b) [Xe]4f 145d 106s26p1; c) [Ne]3s1; d) [Ar]3d 34s2.

Verifiche 7.9 Le proprietà periodiche

116 Qual è il significato dell’espressione «carica nucleare efficace»? Come varia la carica nucleare efficace che si esercita sugli elettroni più esterni degli atomi di uno stesso gruppo? E per gli atomi di uno stesso periodo? 117

In what region of the periodic table are the largest atoms found?

118 Perché, procedendo da sinistra a destra nella tavola periodica, le dimensioni degli atomi degli elementi di transizione variano più gradualmente rispetto agli elementi rappresentativi? 119 Definisci l’energia di ionizzazione. Perché le energie di ionizzazione degli atomi e degli ioni positivi sono quantità endotermiche? 120 Quali sono, per l’ossigeno, le equazioni relative alle trasformazioni legate alle energie di prima e terza ionizzazione? 121 Spiega perché l’energia di ionizzazione aumenta da sinistra a destra in un periodo e diminuisce dall’alto verso il basso in un gruppo. 122 Perché in un atomo l’energia di seconda ionizzazione è sempre maggiore di quella di prima ionizzazione? 123 Perché l’energia di quinta ionizzazione del carbonio è tanto più grande della sua energia di quarta ionizzazione? 124 Definisci l’affinità elettronica. 125 Quali sono le equazioni che descrivono i cambiamenti dovuti all’affinità di un atomo di zolfo per un primo e un secondo elettrone? 126 Perché l’affinità di un atomo per un secondo elettrone è sempre una quantità endotermica? 127 Qual è la relazione fra affinità elettronica e carica nucleare efficace? Spiega, in base a ciò, i valori delle affinità elettroniche di ossigeno e fluoro. 128 Perché l’energia di prima ionizzazione dell’alluminio è minore di quella del magnesio? 129 Perché il fosforo ha una energia di prima ionizzazione maggiore rispetto allo zolfo?

130 Se gli elettroni del core schermassero gli elettroni di valenza dalla carica nucleare con un’efficacia del 100% e gli elettroni di valenza non esercitassero alcun effetto di schermo reciproco, quale sarebbe la carica nucleare efficace «sentita» da un elettrone di valenza degli elementi che seguono? a) Na d) Mg b) S e) Si c) Cl f) Br 131 Quale dei due atomi nelle seguenti coppie è più grande? a) Na o Si b) P o Sb c) Al o Cl d) Al o In 132 Indica qual è l’atomo più grande tra A Ge C Sn B As D Sb 133 Quale delle due particelle nelle seguenti coppie è più grande? a) Na o Na+ b) Co2+ o Co3+ c) Cl o Cl134 Quale delle due particelle nelle seguenti coppie è più grande? a) S o S2b) Al3+ o Al c) Au+ o Au3+ 135 Quale dei due atomi nelle seguenti coppie possiede una maggiore energia di prima ionizzazione? a) B o C b) O o S c) Cl o As 136 Quale dei due atomi nelle seguenti coppie possiede una maggiore energia di prima ionizzazione? a) Li o Cs b) Al o Si c) F o O 137 Quale dei due atomi nelle seguenti coppie ha la maggiore affinità elettronica? a) Cl o Br b) Se o Br c) P o As

191

Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche 138

Place the following in order of increasing size: N3-, Mg2+, Na+, Ne, F-, O2-.

139 Usa la tavola periodica per scegliere l’elemento della seguente lista che mostra la maggiore differenza tra i valori delle energie di seconda e terza ionizzazione. A Na C Al E P G Cl B Mg D Si F Se

144 Usa i diagrammi degli orbitali per spiegare che cosa succede quando un atomo di ossigeno acquista due elettroni. Utilizzando le tue conoscenze su affinità elettroniche e configurazioni elettroniche, spiega perché è molto difficile collocare un terzo elettrone su un atomo di ossigeno. IPOTIZZA

140 Usa la tavola periodica per scegliere l’elemento della seguente lista che mostra la maggiore differenza tra i valori delle energie di quarta e quinta ionizzazione. A Na C Al E P G Cl B Mg D Si F Se

145 Nella corona solare vi sono atomi di ferro ionizzati 13 volte. a) Che cosa puoi dire circa l’energia di questa regione del Sole? b) Prova a risalire, studiando la configurazione elettronica totale dell’elemento, al livello di questa ionizzazione.

Competenze

146 Le righe spettrali non sempre sono dovute a salti elettronici tra orbitali. Per esempio, le nebulose, oggetti gassosi costituiti soprattutto da idrogeno atomico, emettono la cosiddetta «riga a 21 cm», che è dovuta all’inversione di spin del suo elettrone rispetto al protone. La «riga a 21 cm» può essere captata dagli scienziati con uno strumento molto particolare: il radiotelescopio. a) Calcola l’energia associata a questa riga. b) In quale banda dello spettro si trova?

COLLEGA

141 La radiazione ultravioletta emessa dal Sole può provocare ustioni ed è considerata una delle possibili cause di alcuni tipi di cancro della pelle. Un tipico fotone di luce UV ha una lunghezza d’onda di 150 nm. a) Come puoi calcolare l’energia di questo fotone? b) Di quante volte essa è più grande dell’energia di un fotone emesso da un cavo dell’alta tensione percorso da una corrente di frequenza 60 Hz? SPIEGA

142 L’atomo di magnesio perde due elettroni e si trasforma nello ione Mg2+. a) Spiega come calcolare l’energia necessaria per allontanare due moli di elettroni da una mole di atomi di magnesio utilizzando la tabella 7.4. b) Imposta i calcoli per ricavare quanti grammi di acqua sono riscaldati da 25 °C a 100 °C da una tale quantità di energia. 143 Le proprietà chimiche degli elementi sono determinate A dal numero di neutroni che sono presenti nel nucleo B dal numero atomico C dal numero di massa D dalla loro posizione nella tavola periodica degli elementi

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147 Per studiare la natura fisica e chimica degli oggetti più lontani del cosmo, come le stelle, le galassie o le nebulose, gli astronomi si affidano alle analisi spettrali dei corpi celesti. L’analisi spettrale consiste nello studio della radiazione elettromagnetica proveniente da questi oggetti, che gli strumenti a disposizione degli scienziati sono in grado di raccogliere. Per lo studio del Sole, si è rivelata particolarmente importante la cosiddetta riga H-alfa dello spettro dell’idrogeno, che ha una lunghezza d’onda pari a m = 656,28 nm. a) Calcola l’energia del fotone emesso dall’atomo di idrogeno che porta alla produzione di questa riga e stabilisci la banda dello spettro a cui appartiene. b) A quale salto elettronico corrisponde la riga H-alfa? (Per rispondere, consulta la figura 7.7, oppure cerca in rete delle immagini simili.)

Verifiche INTERPRETA

148 Interpreta il testo e rispondi alle domande. «Quando i fotoni colpiscono una porzione di materia, la luce può rimbalzare senza interagire con essa oppure essere assorbita. Un fotone viene assorbito quando la sua energia causa il trasferimento di un elettrone di una molecola a un orbitale a energia maggiore. La molecola, così, passa da uno stato elettronico fondamentale a uno eccitato. Lo stato eccitato è instabile, perciò la molecola tende a tornare allo stato fondamentale rilasciando l’energia in eccesso. Questo può avvenire per via radiativa, cioè per emissione di luce, oppure per via non radiativa, cioè per rilascio di calore. Questi fenomeni sono alla base della nostra percezione dei colori. L’occhio umano, infatti, percepisce il colore complementare a quello che l’oggetto assorbe, ovvero la combinazione di tutte le lunghezze d’onda dello spettro visibile meno quella che viene assorbita dal materiale di cui è costituito. Nel caso di una sostanza che emette luce, invece, quello che percepiamo è la lunghezza d’onda della luce rilasciata dalla sostanza che si disattiva per via radiativa.» a) Che cosa significa che un fotone è assorbito? b) Per quale motivo la molecola eccitata tende a tornare allo stato fondamentale? c) Secondo te, l’energia emessa dalla molecola che torna allo stato fondamentale sarà quantizzata? d) L’immagine riporta i colori che l’occhio umano è in grado di percepire: il colore complementare è quello che si trova dalla parte opposta del cerchio. Indica le lunghezze d’onda che corrispondono ai diversi colori. e) Di che colore percepiamo un oggetto che assorbe radiazione di lunghezza d’onda compresa tra 650 e 780 nm?

Verso l'Università 149 Qual è l’affermazione corretta relativa al periodo 3 della tavola periodica andando da sinistra a destra, dal sodio al cloro? A I raggi atomici diminuiscono. B Il carattere metallico aumenta. C Vengono progressivamente riempiti gli orbitali 3d. D Il numero di livelli elettronici occupati aumenta. E L’elettronegatività diminuisce. (Medicina Veterinaria, 2014) 150 Un atomo ha la configurazione elettronica 2, 8, 18, 7. Quale delle seguenti opzioni sottostanti riporta la posizione corretta di questo elemento nella tavola periodica (periodo e gruppo) e la carica dello ione nel suo composto ionico binario? A Periodo = 4; Gruppo = 15; Carica = 2B Periodo = 4; Gruppo = 15; Carica = 1C Periodo = 4; Gruppo = 17; Carica = 1D Periodo = 3; Gruppo = 17; Carica = 1E Periodo = 4; Gruppo = 17; Carica = 1+ (Medicina e Chirurgia, 2015) 151 Due elementi hanno le seguenti configurazioni elettroniche: [Ar]3d 10 4s2

[Ar]3d 10 4s24p4

Quale delle seguenti affermazioni è corretta? A Appartengono entrambi al blocco s. B Hanno entrambi due elettroni di valenza. C Sono entrambi metalli di transizione. D Appartengono entrambi al gruppo 4. E Appartengono entrambi al quarto periodo. (Medicina e Chirurgia, 2019) 152 Se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si distribuiscono con spin paralleli sul numero massimo possibile di tali orbitali. Questa affermazione è nota come A principio di esclusione di Pauli B principio di Aufbau C modello di Bohr D regola di Hund E regola dell’ottetto (Medicina Veterinaria, 2019)

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Capitolo 7 Dalla struttura atomica alle proprietà periodiche 153 La chimica in Agenda La radiazione solare è composta da diverse lunghezze d’onda, ciascuna delle quali ha specifici effetti sulle molecole che compongono l’atmosfera. In particolare, sappiamo che fotoni di m = 254 nm vengono filtrati completamente dall’ozono nella stratosfera secondo la reazione: O3 + hv $ O2 + O Fotoni di m = 4300 nm e m = 15000 nm, invece, causano un certo aumento dell’energia con cui vibrano le molecole di CO2 . Le molecole, così, aumentano la propria energia interna e successivamente rilasciano un fotone.

Raggi X

1014

1012

1010

108

106

Microonde

1016

Raggi infrarossi

Raggi c

1018

Visibile

1020

Ultravioletto

1022

104

Onde radio

Rosso

Arancione

Giallo

Verde

Blu

Indaco

700 nm Violetto

400 nm

Energia crescente

102

1) Fotone (m = 254 nm): poiché conosciamo le c lunghezze d’onda e sappiamo che ν = , possiamo m scrivere c E = hv E= m Quindi: 3,00 $ 10 8 m s -1 -34 ^ h E = 6,626 $ 10 J s = ................. J 2,54 $ 10 -7 m 2) Fotone (m = 4300 nm):

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

3) Fotone (m = 15000 nm): . . . . . . . . . . . . . . . . . J

a) Posiziona i diversi fotoni in corrispondenza della corretta banda dello spettro. (Ricordati di convertire le lunghezze d’onda in metri.) 1024

b) Calcola l’energia di ciascun fotone utilizzando l’equazione: E = hν.

100

c) Scegli le due risposte corrette. A I fotoni infrarossi sono abbastanza energetici da decomporre l’ozono stratosferico, causando il cosiddetto effetto serra. (Hz) B CO2 assorbe fotoni infrarossi che ne aumentano l’energia interna e poi riemette fotoni. Per questo CO2 è un gas serra. C I fotoni ultravioletti trasportano più energia rispetto ai fotoni infrarossi, per questo possono danneggiare le molecole biologiche. D CO2 assorbe fotoni ultravioletti che ne aumentano l’energia interna e poi riemette fotoni. Per questo CO2 è un gas serra.

Chemistry in English Stratospheric and tropospheric ozone «90% of the ozone in the atmosphere sits in the stratosphere, the layer of atmosphere between about 10 and 50 kilometers altitude. The total mass of ozone in the atmosphere is about 3 billion metric tons (0.00006% of the atmosphere). The peak concentration of ozone occurs at an altitude of roughly 32 kilometers above the surface of the Earth. Ozone in the stratosphere absorbs most of the ultraviolet radiation from the Sun: without ozone, the Sun’s intense UV radiation would sterilize the Earth’s surface. Although ozone high up in the stratosphere provides a shield to protect life on Earth, direct contact with ozone is harmful to both plants and animals (including humans). Ground-level, “bad” ozone forms when nitrogen oxide gases from vehicle and industrial emissions react with volatile organic compounds (carbon-containing chemicals that evaporate easily into the air, such as paint thinners). In the troposphere near the Earth’s surface, the natural concentration of ozone is about 10 parts per billion (0.000001 %). According to the Environmental Protection Agency, exposure to ozone levels of greater than 70 parts per billion for 8 hours or longer is unhealthy. Such concentrations occur in or near cities during periods where the atmosphere is warm and stable. The harmful effects can include throat and lung irritation or aggravation of asthma or emphysema.» (Adapted by: NASA Ozone Watch) After reading the text, answer the questions (at most 5 lines) a) Why ozone is important for life on Earth? Why the same molecule can be dangerous? b) What are the “bad” ozone main sources? c) What is the Environmental Protection Agency? (Find the answer on the EPA website.) d) On the European Chemical Agency (ECHA) website, find the hazard classification of ozone.

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