La mole esprime l’unità di misura della quantità di sostanza e rappresenta la quantità di materia presente in 6,022×1023 particelle, atomi o molecole.
La massa di un atomo è definita dal numero di particelle subatomiche che lo costituisce. Queste risultano estremamente piccole con valori difficilmente quantificabili nel mondo macroscopico:
Massa del protone: 1,673×10−27 kg
Massa del neutrone: 1,675×10−27 kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10−31 kg
La massa dell’elettrone può essere considerata trascurabile se paragonata a quella del protone e del neutrone.
Su scala di laboratorio è impossibile riuscire a pesare masse di così esiguo valore. Per questo motivo, si è resa necessaria la quantificazione della materia non più in singole unità di atomi ma in valori discreti. Questo significa che una volta di fronte alla bilancia di laboratorio, non si pesa il singolo atomo di Potassio ma un “pacchetto” di atomi di Potassio.
Questo valore discreto è stato quantificato in 6,022×1023 unità conosciuto anche come numero di Avogadro. Questo numero di atomi di Potassio rappresenta una mole di atomi di potassio. La mole rappresenta lo snodo fondamentale per passare dal mondo microscopico al mondo macroscopico.
Se si prendono 6,022×1023 atomi di 12C, si scopre che questi pesano esattamente 12,0 grammi. Per questo motivo si può definire la mole come l’unità di misura della quantità di sostanza pari al numero di atomi di Carbonio presenti in 12,0 g esatti dell’isotopo-12 del Carbonio.
Il concetto di mole non è solo limitato agli atomi ma può essere esteso anche alle molecole, ai composti ionici e altro.
Una mole di molecole d’acqua contiene esattamente 6,022×1023 molecole di H2O.
Una mole di ioni Li+ contiene esattamente 6,022×1023 ioni Li+.
Una mole di atomi di uranio contiene esattamente 6,022×1023 atomi di Uranio.
CONCETTI CHIAVE:
Una mole di particelle è uguale a 6,022×1023 particelle.
6,022×1023 si chiama numero di Avogadro.
Il concetto di mole può essere esteso ad atomi, molecole, ioni, composti ionici e altro.
ESERCIZIO SVOLTO:
Determinare il numero di atomi di cloro (Cl) presenti in 0,400 moli di CaCl2.
Ogni molecola di CaCl2 è costituita da 1 atomo di calcio (Ca) e 2 atomi di cloro (Cl).
Pertanto, il numero di atomi di Cl è doppio rispetto al numero di molecole di CaCl2.
Il numero di molecole di CaCl2 è pari a:
0,400 moli x 6,022×1023 molecole/mol = 2,409×1023 molecole di CaCl2
Lo stato d’ossidazione o numero d’ossidazione rappresenta la carica formale che acquisisce un elemento quando gli elettroni di legame vengono ceduti all’elemento più elettronegativo.
Nel caso della molecola di acqua, l’Ossigeno forma due legami con altrettanti atomi d’Idrogeno. Ciascun legame è costituito da due elettroni, uno messo in co-partecipazione dall’Idrogeno e l’altro dall’Ossigeno.
Come illustrato in Figura 1, si assuma che l’elettrone di legame dell’idrogeno venga ceduto all’atomo di Ossigeno. L’idrogeno, cedendo il proprio elettrone, acquisisce una carica formale +1, mentre l’Ossigeno, acquistando due elettroni dai due Idrogeni, assume una carica formale di – 2.
Figura 1 – Molecola d’acqua con trasferimento degli elettroni di legame dagli Idrogeni all’Ossigeno
Gli stati d’ossidazione degli elementi della Tavola Periodica.
Alcuni elementi della Tavola Periodica possono assumere solo uno stato d’ossidazione, mentre altri elementi più stati d’ossidazione.
Gli elementi del Gruppo IA (metalli alcalini) assumono stato d’ossidazione +1.
Gli elementi del Gruppo IIA (metalli alcalino terrosi) assumono stato d’ossidazione +2.
Gli elementi del Gruppo IIIA hanno come stato d’ossidazione più comune (sebbene non l’unico) +3.
L’Idrogeno ha stato d’ossidazione +1 ad eccezione di quando forma legami con i metalli in cui ha stato d’ossidazione -1.
L’Ossigeno ha come stato d’ossidazione più comune -2. Può tuttavia in rari casi avere stato d’ossidazione di -1; +1; +2.
Gli atomi delle molecole omonucleari (formate dagli stessi atomi) hanno stato d’ossidazione uguale a zero. Esempi sono H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, S8.
I metalli nelle forme elementari hanno stato d’ossidazione zero. Esempio sono Na, Fe, K, Mn, Co, Ni, Cu, ecc.
Gli ioni monoatomici hanno stato di ossidazione uguale alla carica dello ione. Esempi sono il Fe3+che ha stato di ossidazione +3 o il Cu2+ che ha stato d’ossidazione +2.
Non occorre tuttavia imparare a memoria gli stati d’ossidazione di tutti gli elementi in quanto nella Tavola Periodica sono riportati i numeri d’ossidazione associati a ogni elemento (Figura 2).
Figura 2 – Numeri d’ossidazione rappresentati nella Tavola Periodica
Calcolo dello stato d’ossidazione per composti neutri
La carica complessiva di un composto elettricamente neutro è pari a zero. Questo significa che nel composto, la carica negativa degli elementi aventi numero d’ossidazione negativo viene annullata dalla carica positiva degli elementi aventi numero d’ossidazione positivo.
HNO3 è un composto che nel suo complesso è neutro.
L’Idrogeno ha numero d’ossidazione pari a +1.
L’Ossigeno ha numero d’ossidazione pari a -2. Tuttavia essendoci tre atomi di Ossigeno il numero d’ossidazione complessivo degli Ossigeni è -6.
Affinché la molecola risulti neutra, il numero di ossidazione dell’atomo di Azoto deve essere uguale a +5.
Carica complessiva: +1 + 5 + 3 x (-2) = 0
Calcolo dello stato d’ossidazione per gli ioni poliatomici.
Nel caso di ioni poliatomici occorre tenere in considerazione il fatto che il composto non è elettricamente neutro ma assume una carica che può essere positiva o negativa.
SO42- è un anione che nel suo complesso ha carica -2.
L’Ossigeno ha numero d’ossidazione pari a -2. Tuttavia essendoci quattro atomi di Ossigeno, il numero d’ossidazione complessivo degli Ossigeni è -8.
Per avere nel complesso una carica di -2 è necessario che lo Zolfo (S) abbia una carica di +6.
Carica complessiva: +6 + 4 x (-2) = -2
CONCETTI CHIAVE:
All’interno di un composto vi sono elementi che hanno numero d’ossidazione positivo e altri numero d’ossidazione negativo;
L’elemento più elettronegativo del composto ha numero d’ossidazione negativo;
La somma degli stati d’ossidazione di tutti gli elementi devono dare come risultato la carica complessiva del composto.
Esercizio svolto:
Determinare lo stato d’ossidazione di tutti gli elementi che compongono lo ione poliatomico NH4+:
La carica complessiva del composto è +1;
Sono presenti 4 atomi di idrogeno ciascuno avente numero d’ossidazione +1. Pertanto, nel complesso il numero d’ossidazione dei quattro Idrogeni è uguale a +4;
Affinché il complesso abbia carica complessiva +1, l’Azoto deve avere numero d’ossidazione -3;
Carica complessiva: 1 x (-3) + 4 x (+1) = +1
Approfondimenti:
Esercizio al seguente link sul calcolo del numero di ossidazione.
Come visto nel capitolo sulla struttura atomica, un atomo è costituita da un nucleo interno con protoni e neutroni mentre gli elettroni sono collocati esternamente. Quest’ultimi possono ruotare attorno al nucleo lungo specifiche orbite chiamate livelli o strati (Figura 1).
Figura 1 – Rappresentazione semplificata della struttura atomica con le orbite degli elettroni collocate fuori dal nucleo
Man mano che ci si allontana verso gli strati più esterni, l’effetto di attrazione esercitato dal nucleo carico positivamente diminuisce. Ogni livello può essere rappresentato da un numero n chiamato numero quantico principale che assume valore interi a partire da 1. Più raramente i livelli vengono rappresentati con delle lettere maiuscole. Per n=1 si avrà la lettera K, per n=2 la lettera L, per n=3 la lettera M, per n=4 la lettera N e così via.
Il numero massimo di elettroni che possono essere presenti in un livello n è uguale a 2n2 (Figura 2).
Figura 2 – Massimo numero di elettroni per ogni livello energetico.
Il numero quantico secondario l
A ogni livello n sono associati dei sottolivelli energetici. In particolare, è stato osservato che per n=1 esiste solo un sottolivello, per n=2 ne esistono due, per n=3 tre e così via. Ogni sottolivello può essere denominato con delle lettere che sono s, p, d, f.
Figura 3 – Rappresentazione dei sottolivelli energetici associati a ogni livello energetico n
Ogni sottolivello è definito attraverso un numero quantico secondariol che può assumere valori interi che vanno da 0 fino ad n-1. A uno specifico valore di l è sempre associato un determinato sottolivello:
Per l=0 si ha il sottolivello s
Per l=1 si ha il sottolivello p
Per l=2 si ha il sottolivello d
Per l=3 si ha il sottolivello f
Numero quantico principale n
Numero quantico secondario l
Numero di sottolivelli energetici
Nome dei sottolivelli energetici
1
0
1
s
2
0;1
2
s;p
3
0;1;2
3
s;p;d
4
0;1;2;3
4
s;p;d;f
Tabella 1 – Relazione tra numeri quantici n, l e sottolivelli energetici
Ogni sottolivello energetico rappresenta un gruppo di orbitali. Nel primo livello elettronico (n=1) è presente un solo gruppo di orbitali, chiamati orbitali s. Nel secondo livello esistono due gruppi di orbitali (s, p) nel terzo tre (s, p, d) e nel quarto quattro (s, p, d, f). Attenzione, un gruppo di orbitali non significa necessariamente un orbitale!
Il numero quantico magnetico m
A ogni sottolivello energetico corrisponde un certo numero di orbitali, ovvero delle regioni di spazio in cui è alta la probabilità di trovare un elettrone. Questo livello di probabilità viene stimata essere superiore al 90%.
Per descrivere questi orbitali si fa ricorso al numero quantico m detto anche numero quantico magnetico. Questo numero può assumere valori interi che vanno da –l fino +l passando per lo zero. A un dato valore di l, possono essere associati uno o più valori di m. I valori che assume il numero quantico m esprimono il numero di orbitali atomici associati a uno specifico gruppo di orbitali, ovvero a un numero quantico secondario l.
Per n=1 si ha l=0 e m=0. Al numero quantico magnetico m è permesso un solo valore m=0. Questo indica che al sottolivello energetico l=0 (sottolivello s) è associato un soloorbitale atomico. Tale orbitale atomico prende il nome di orbitale 1s il cui nome è ottenuto associando al valore del numero quantico principale n il nome del sottolivello energetico.
Per n=2 si hanno due possibili casi:
n=2; l=0; m=0. Questo è un caso analogo a quello appena visto in cui al numero quantico m è associato un solo valore. Si ha in questo caso un singolo orbitale atomico che prende il nome di orbitale 2s.
n=2; l=1; m=-1;0;+1. In questa situazione il numero quantico magnetico m assume tre valori. Al sottolivello energetico l=1 (sottolivello p) sono associati tre orbitali atomici degeneri (aventi stessa energia). Tali orbitali atomici prendono il nome di orbitali 2p.
In Tabella 2 sono riassunte tutte le relazioni tra il numero quantico principale n, il numero quantico secondario l, il numero quantico magnetico m e gli orbitali atomici.
Valori di n
Valori di l
Sottolivello
Valori di m
Orbitali atomici
1
0
s
0
Un orbitale 1s
2
0
s
0
Un orbitale 2s
1
p
-1;0;+1
Tre orbitali 2p
3
0
s
0
Un orbitale 3s
1
p
-1;0;+1
Tre orbitali 3p
2
d
-2;-1;0;+1;+2
Cinque orbitali 3d
4
0
s
0
Un orbitale 4s
1
p
-1;0;+1
Tre orbitali 4p
2
d
-2;-1;0;+1;+2
Cinque orbitali 4d
3
f
-3;-2;-1;0;+1;+2;+3
Sette orbitali 4f
Tabella 2 – Relazione tra i numeri quantici n, l, m e gli orbitali atomici
Dai dati raccolti in Tabella 2, è possibile trarre le seguenti conclusioni:
a) Al sottolivello s è associato un orbitale (l=0 e m=0)
b) Al sottolivello p sono associati tre orbitali degeneri (l=1 e m= -1;0;+1)
c) Al sottolivello d sono associati cinque orbitali degeneri (l=2 e m=-2;-1;0;+1;+2)
d) Al sottolivello f sono associati sette orbitali degeneri (l=3 e m= -3;-2;-1;0;+1;+2;+3)
Figura 4 – Numero quantico magnetico m associato ai singoli orbitali atomici
Il Numero quantico di spin s
Esiste infine un quarto numero quantico detto numero quantico di spin sche può assumere valore di +1/2 o -1/2. Per descrivere tale grandezza si può immaginare l’elettrone come ruotante attorno al proprio asse analogamente a quanto fa la Terra nella rotazione attorno al Sole.
Tale rotazione può essere compiuta in senso orario o antiorario. A seconda della direzione il valore di numero quantico di spin s è uguale a +1/2 o -1/2.
Ogni elettrone può essere descritto attraverso i quattro numeri quantici n, l, m, s. Un elettrone all’interno dell’orbitale 2s è descritto da n=2; l=0; m=0 e s=+1/2 (si assuma che l’elettrone ruoti in senso orario attorno al proprio asse).
Il principio di esclusione di Pauli stabilisce che in un atomo non esistono due elettroni aventi gli stessi valori dei quattro numeri quantici. Pertanto, s’immagini di avere due elettroni all’interno dell’orbitale 2s uno ruotante in senso orario mentre l’altro in senso antiorario. Il primo può essere descritto come n=2; l=0; m=0; s=+1/2 mentre il secondo come n=2; l=0; m=0; s=-1/2. Dal momento che i numeri quantici di spin s non è possibile inserire all’interno dell’orbitale 2s un terzo elettrone, in quanto questo dovrebbe assumere gli stessi valori dei quattro numeri quantici di uno dei due elettroni già presenti.
Da questo è possibile concludere che in un orbitale atomico possono essere presenti al massimo due elettroni. Questi due elettroni, all’interno del medesimo orbitale, devono avere spin opposto.
Concetti chiave:
1) Il primo livello (n=1) è formato da un sottolivello (l=0) contenente un solo orbitale 1s.
2) Il secondo livello (n=2) è formato da due sottolivelli (s e p): il primo sottolivello contiene un orbitale 2s, il secondo sottolivello contiene tre orbitali 2p.
3) Il terzo livello (n=3) è formato da tre sottolivelli: il primo sottolivello contiene un orbitale 3s, il secondo sottolivello contiene tre orbitali 3p, il terzo sottolivello contiene cinque orbitali 3d.
4) Il quarto livello (n=4) è formato da quattro sottolivelli: il primo sottolivello contiene un orbitale 4s, il secondo sottolivello contiene tre orbitali 4p, il terzo sottolivello contiene cinque orbitali 4d, il quarto sottolivello contenente sette orbitali 4f.
Figura 5 – Immagine riassuntiva sulla rappresentazione degli orbitali atomici
Nel primo livello n=1 è presente un solo orbitale. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 2 elettroni.
Nel secondo livello n=2 sono presenti quattro orbitali. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 8 elettroni.
Nel terzo livello n=3 sono presenti nove orbitali. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 18 elettroni.
Nel quarto livello n=4 sono presenti sedici orbitali. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 32 elettroni.
L’orbitale atomico rappresenta lo spazio attorno al nucleo in cui vi è un’elevata probabilità di trovare l’elettrone. Questa elevata probabilità viene stimata essere superiore al 90%. Il motivo per cui non è possibile determinare con certezza la posizione di un elettone è riconducibile al principio d’indeterminazione di Heisenberg.
Gli orbitali atomici possono essere descritti attraverso dei numeri, chiamati numeri quantici. A ogni elettrone possono essere assegnati quattro numeri quantici chiamati:
Numero quantico principale n
Numero quantico secondario l
Numero quantico magnetico m
Numero quantico di spin s
Il numero quantico principalen descrive la distanza dell’elettrone dal nucleo. Esso può assumere valori interi positivi 1, 2, 3, 4, 5 ecc. Maggiore è il valore del numero quantico principale, maggiore è l’energia dell’elettrone.
Il numero quantico secondario l descrive la geometria dell’orbitale. I valori che può assumere sono interi e vanno da 0 a n-1. Il numero quantico l è anche detto di forma orbitale in quanto a uno specifico valore di l è associata una specifica geometria dell’orbitale.
l=0 descrive l’orbitale s avente geometria sferica;
l=1 descrive gli orbitali p aventi geometria bilobata;
l=2 descrive gli orbitali d aventi geometria tetralobata;
l=3 descrive gli orbitali f aventi geometria complessa;
Il numero quantico magnetico m descrive tutte le possibili orientazioni degli orbitali nello spazio. I valori che può assumere sono interi e vanno da -l a +l passando per lo 0.
Il numero quantico di spin s descrive la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse. I valori che può assumere sono pari a +1/2 o -1/2 a seconda se la rotazione avvenga in senso orario o antiorario.
CONCETTI CHIAVE:
Il numero quantico principale n può assumere valori interi positivi 1; 2; 3; 4; 5 ecc.;
Il numero quantico secondario l può assumere valori interi che vanno da 0 a n-1;
Il numero quantico magnetico m può assumere valori interi che vanno da -l a +l passando per lo zero;
Il numero quantico di spin s può assumere valori di +1/2 o -1/2.
Valori di n
Valori dil
Valori di m
1
0
0
2
0
0
1
-1;0;+1
3
0
0
1
-1;0;+1
2
-2;-1;0;+1;+2
4
0
0
1
-1;0;+1
2
-2;-1;0;+1;+2
3
-3;-2;-1;0;+1;+2;+3
Tabella 1 – Relazione tra i valori di numeri quantici n, l, m.
ESERCIZIO SVOLTO N.1
Dato il numero quantico principale n=1 determinare tutti i possibili valori di numero quantico secondario l e numero quantico magnetico m.
Come visto nella teoria, il numero quantico secondario l può assumere valori interi che vanno da 0 a n-1. Pertanto per n=1 l’unico valore che è possibile ottenere è l=0.
Il numero quantico magnetico m assume invece valori interi che vanno da -l a +l passando per lo 0. Dal momento che l è uguale a 0, è permesso un solo valore di m anch’esso uguale a 0.
Risultato:
n=1; l=0; m=0
ESERCIZIO SVOLTO N.2
Dato l=2 determinare tutti i possibili valoridi n e m.
Dal momento che il numero quantico secondario l può assumere valori interi che vanno da 0 a n-1, se il valore di l è uguale a 2, sono permessi valori di n che siano interi e superiori a 2.
Il numero quantico magnetico m assume invece valori interi che vanno da -l a +l passando per lo 0. Dal momento che l è uguale a 2, i valore di m permessi saranno -2; 1; 0; +1; +2.
Risultato:
n>2; l=2; m=-2; -1; 0; +1; +2
Approfondimenti:
Esercizi con relativo svolgimento (link) sulla determinazione dei numeri quantici.
Articolo (link) sulla configurazione elettronica degli elementi della Tavola Periodica.
La configurazione elettronica di un atomo esprime il modo con cui i suoi elettroni si distribuiscono negli orbitali atomici.
Nel diagramma energetico riportato in Figura 1, gli orbitali atomici sono elencati in ordine di energia crescente. Il riempimento avviene in accordo con il principio di Aufbau, partendo dagli orbitali a più bassa energia e progressivamente salendo verso quelli a più alta energia. L’ordine di riempimento è il seguente:
Figura 1 – Diagramma d’energia degli orbitali atomici
Il primo periodo della Tavola Periodica: H, He
Il primo elemento della Tavola Periodica è l’Idrogeno che possiede un solo elettrone. Questo andrà a occupare l’orbitale a più bassa energia, ovvero l’orbitale 1s. Nel disegnare questa configurazione elettronica si utilizza la rappresentazione riportata in Figura 2, in cui l’orbitale viene raffigurato con un cerchio o un quadrato, e l’elettrone al suo interno con una freccia. Questo modo di disegnare la configurazione elettronica viene talvolta descritto con il termine di configurazione elettronica casellare.
Quando l’elettrone ha numero quantico di spin +1/2 la freccia è rivolta verso l’alto, quando invece è uguale -1/2 è rivolta verso il basso.
Figura 2 – Rappresentazione schematica della configurazione dell’atomo di idrogeno
La configurazione elettronica può essere scritta per esteso seguendo delle specifiche notazioni. Si scrive in maniera estesa l’elenco degli orbitali riempiti in ordine di energia crescente, e porre come apice il numero di elettroni presenti (Figura 3).
Nel caso dell’idrogeno la configurazione elettronica è 1s1. Questo secondo modo di scrivere la configurazione elettronica viene definito configurazione elettronica lineare.
Figura 3 – Notazione utilizzata per scrivere la configurazione elettronica di un atomo
Il secondo elemento della Tavola Periodica è l’Elio che possiede due elettroni. Questi vanno a occupare l’orbitale a più bassa energia che è ancora l’orbitale 1s. In accordo con il Principio di esclusione di Pauli, l’addizione del secondo elettrone va a completare il riempimento dell’orbitale.
Il secondo elettrone ha numero quantico di spin uguale -1/2 ed è rappresentato con una freccia rivolta verso il basso (Figura 4). La sua configurazione elettronica è 1s2. Con l’elemento Elio si conclude il primo periodo della Tavola Periodica.
Figura 4 – Rappresentazione schematica della configurazione dell’atomo di elio
Il secondo periodo: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne
Il terzo elemento della Tavola Periodica è il Litio che possiede tre elettroni. Con esso si entra nel secondo periodo. Seguendo il Principio di Aufbau, i primi due occupano l’orbitale 1s mentre il terzo occupa l’orbitale 2s. La configurazione elettronica lineare può essere scritta come 1s22s1.
Se si esamina con attenzione la struttura atomica di questo elemento, si denota come due elettroni appartengano a un guscio più interno (n=1), avente minore energia, mentre il terzo elettrone appartiene al livello più esterno (n=2) a maggiore energia. I primi due elettroni prendono il nome di elettroni di core, mentre il terzo elettrone di valenza.
Gli elettroni di valenza, appartenenti all’ultimo livello energetico, hanno un ruolo fondamentale, essendo protagonisti delle reazioni chimiche e dei legami che l’atomo può formare. È possibile scrivere una configurazione elettronica esterna o di valenza riportando solo questi elettroni. Nel caso specifico dell’elemento Litio, la prima parte della configurazione elettronica (quella che descrive gli elettroni del core ovvero 1s2) coincide con quella dell’Elio mentre il terzo elettrone di valenza è nell’orbitale 2s. Alla luce di tali considerazioni la configurazione di valenza può essere scritta [He]2s1.
Il quarto elemento della Tavola Periodica è il Berillio che possiede quattro elettroni. I primi due occupano l’orbitale 1s mentre gli altri due l’orbitale 2s. La configurazione elettronica lineare può essere scritta come 1s22s2 o [He]2s2
Il quinto elemento della Tavola Periodica è il Boro che possiede cinque elettroni. Due di questi sono elettroni del core mentre gli altri tre sono elettroni di valenza. La sua configurazione elettronica è 1s22s22p1 o [He]2s22p1
Il sesto elemento della Tavola Periodica è il Carbonio che possiede sei elettroni. Due di questi sono elettroni del core mentre gli altri quattro sono elettroni di valenza. La configurazione elettronica lineare può essere scritta come 1s22s22p2 o [He]2s22p2. Nel valutare la disposizione degli elettroni di valenza nel sottolivello 2p vi sono due possibilità (una corretta e l’altra errata) riportate in Figura 5.
Figura 5 – Le due possibili distribuzioni degli elettroni negli orbitali 2p per il Carbonio
La prima configurazione, con i due elettroni distribuiti in due differenti orbitali nel sottolivello 2p, risulta essere corretta. La regola di Hund detta anche principio della massima molteplicità afferma che nel riempire una serie di orbitali degeneri, gli elettroni si dispongono in modo tale da riempire il maggior numero di orbitali. La prima configurazione, con i due elettroni p occupanti due diversi orbitali con spin uguale o parallelo, è quella a più bassa energia. La seconda configurazione, con gli elettroni distribuiti nello stesso orbitale, risulta meno stabile a causa delle forze di natura repulsiva tra i due elettroni nel medesimo orbitale.
Il settimo elemento della Tavola Periodica è l’Azoto che possiede sette elettroni. Due di questi sono elettroni del core mentre gli altri cinque sono elettroni di valenza. La configurazione elettronica può essere scritta come 1s22s22p3 o [He]2s22p3. Il riempimento avviene seguendo la regola di Hund con il sottolivello 2p semipieno (Figura 6).
Figura 6 – Riempimento degli orbitali di valenza per l’elemento Azoto.
Il secondo periodo della Tavola Periodica si completa con gli elementi Ossigeno, Fluoro, Neon aventi rispettivamente le seguenti configurazioni:
Il terzo periodo: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar
Il terzo periodo si apre con l’elemento Sodio (Na) avente la seguente configurazione elettronica:
Na: 1s22s22p63s1 o [Ne]3s1
In questo caso tutti gli elettroni del primo e secondo livello (n=1 e n=2) sono considerati elettroni di core, mentre quelli del terzo livello sono elettroni di valenza.
Il riempimento del terzo livello energetico prosegue con gli elementi Magnesio, Alluminio, Silicio, Fosforo, Zolfo, Cloro, Argon aventi rispettivamente le seguenti configurazioni di valenza:
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
Il quarto periodo: il guscio 3d
Riprendendo il diagramma già mostrato in Figura 1, si osserva come l’energia dell’orbitale 4s sia inferiore rispetto a quella degli orbitali 3d. In accordo con il principio dell’Aufbau il riempimento dell’orbitale 4s avviene prima di quello degli orbitali 3d.
Figura 7 – Diagramma d’energia degli orbitali atomici
Il quarto periodo della Tavola Periodica si apre con gli elementi Potassio e Calcio (19esimo e 20esimo elemento) aventi rispettivamente le seguenti configurazioni elettroniche:
K: 1s22s22p63s23p64s1 o [Ar]4s1
Ca: 1s22s22p63s23p64s2 o [Ar]4s2
Con il successivo elemento inizia il riempimento degli orbitali 3d.
Analogamente a quanto visto in precedenza, il riempimento degli orbitali 3d avviene rispettando la regola di Hund o il principio della massima molteplicità.
Le configurazioni elettroniche degli elementi Cromo (Cr) e Rame (Cu) sembrano avere qualcosa di anomalo. Nella realtà, ciò che avviene, è una promozione di un elettrone dall’orbitale 4s all’orbitale 3d che permette al Cromo di avere un semi-riempimento completo del guscio 3d, e al Rame un riempimento completo, aspetto che conferisce ai due elementi una maggiore stabilità.
Il quarto periodo si conclude con il riempimento del guscio 4p con gli elementi Gallio (Ga), Germanio (Ge), Arsenico (As), Selenio (Se), Bromo (Br), Kripton (Kr).
Ga: 1s22s22p63s23p64s23d104p1 o [Ar]4s23d104p1
Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2 o [Ar]4s23d104p2
As: 1s22s22p63s23p64s23d104p3 o [Ar]4s23d104p3
Se: 1s22s22p63s23p64s23d104p4 o [Ar]4s23d104p4
Br: 1s22s22p63s23p64s23d104p5 o [Ar]4s23d104p5
Kr: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 o [Ar]4s23d104p6
Il quinto periodo: dal Rubidio allo Xenon
L’andamento del quinto periodo risulta essere quasi speculare a quello già visto per il quarto periodo.
Il riempimento degli orbitali 4d non segue tuttavia un andamento così regolare come invece era stato illustrato per il quarto periodo. Nel caso dell’elemento Palladio, la grande stabilità ottenuta dal riempimento completo del guscio 4d, fa sì che vi sia una promozione dei due elettroni dall’orbitale 5s.
Rb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 o [Kr]5s1
Sr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 o [Kr]5s2
Y: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1 o [Kr]5s24d1
Zr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2 o [Kr]5s24d2
Nb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d4o [Kr]5s14d4
Mo: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d5 o [Kr]5s14d5
Tc: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d6 o [Kr]5s14d6
Ru: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d7 o [Kr]5s14d7
Rh: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d8 o [Kr]5s14d8
Pd: 1s22s22p63s23p64s23d104p64d10 o [Kr]4d10
Ag: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10 o [Kr]5s14d10
Cd: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10 o [Kr]5s24d10
In: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1 o [Kr]5s24d105p1
Sn: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2 o [Kr]5s24d105p2
Sb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3 o [Kr]5s24d105p3
Te: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4 o [Kr]5s24d105p4
I: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p5 o [Kr]5s24d105p5
Xe: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 o [Kr]5s24d105p6
Analogamente a quanto visto per il quarto periodo, negli elementi Molibdeno e Argento vi è una promozione di un elettrone dall’orbitale 5s all’orbitale 4d che permette al primo di avere un semi-riempimento completo del guscio 4d mentre al secondo un riempimento completo, cosa che conferisce a entrambi una maggiore stabilità. Ulteriori eccezioni si osservano per gli elementi Niobio (Nb), Tecnezio (Tc), Rutenio (Ru) e Rodio (Rh) con un solo elettrone nell’orbitale 5s.
Il sesto periodo: il guscio 4f
Il sesto periodo si apre con gli elementi Cesio, Bario e Lantanio (55°, 56° e 57° elemento della Tavola Periodica) aventi rispettivamente le seguenti configurazioni:
Cs: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1 o [Xe]6s1
Ba: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 o [Xe]6s2
La: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d1 o [Xe]6s25d1*
Dopo il Lantanio inizia il riempimento dei sette orbitali 4f. Gli elementi che possiedono elettroni negli orbitali 4f appartengono alla famiglia dei Lantanoidi (in passato chiamati Lantanidi) il cui nome deriva dal capostipite Lantanio.
Questi elementi, nella Tavola Periodica, sono collocati in fondo (Figura 8). L’ordine di riempimento di questi orbitali è irregolare e non segue le regole descritte in precedenza.
Figura 8 – Raffigurazione dei Lantanoidi e Attinoidi nella Tavola Periodica
Ce: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f15d1 o [Xe]6s24f15d1*
Pr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f3 o [Xe]6s24f3
Nd: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f4 o [Xe]6s24f4
Pm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f5 o [Xe]6s24f5
Sm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6 o [Xe]6s24f6
Eu: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f7 o [Xe]6s24f7
Tb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f9 o [Xe]6s24f9
Dy: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f10 o [Xe]6s24f10
Ho: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f11 o [Xe]6s24f11
Er: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f12 o [Xe]6s24f12
Tm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f13 o [Xe]6s24f13
Yb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f14 o [Xe]6s24f14
Lu: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d1 o [Xe] 6s24f145d1
Da notare che per gli elementi Lantanio (La), Cerio (Ce) e Gadolinio (Gd) il riempimento degli orbitali 5d avviene quando ancora il guscio 4f non è completamente riempito. Il principio di Aufbau prevede che il riempimento del guscio 4f debba avvenire prima del 5d.
Completato il riempimento del guscio 4f inizia il riempimento degli orbitali 5d. Anche in questo caso si trovano delle eccezioni come il Platino (Pt) con un solo elettrone nell’orbitale 6s. Nell’elemento Oro (Au) si osserva ancora una volta la promozione di un elettrone dall’orbitale 6s per ottenere un riempimento completo del guscio 5d, mentre per l’elemento Wolframio non si osserva ciò che era stato riscontrato nel Cromo (quarto periodo) e Molibdeno (quinto periodo).
Hf: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d2 o [Xe] 6s24f145d2
Ta: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d3 o [Xe] 6s24f145d3
W: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d4 o [Xe] 6s24f145d4
Re: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d5 o [Xe] 6s24f145d5
Os: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d6 o [Xe] 6s24f145d6
Ir: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d7 o [Xe] 6s24f145d7
Pt: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s14f145d9 o [Xe] 6s14f145d9
Au: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s14f145d10 o [Xe] 6s14f145d10
Hg: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d10 o [Xe] 6s24f145d10
Il sesto periodo si completa con il riempimento degli orbitali 6p.
Tl: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p1 o [Xe] 6s24f145d106p1
Pb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2 o [Xe] 6s24f145d106p2
Bi: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 o [Xe] 6s24f145d106p3
Po: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p4 o [Xe] 6s24f145d106p4
At: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p5 o [Xe] 6s24f145d106p5
Ra: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p6 o [Xe] 6s24f145d106p6
Concetti chiave:
Gli orbitali vengono riempiti in accordo con il principio di Aufbau partendo dagli orbitali a più bassa energia e poi salendo verso quelli a più alta energia;
Il principio di esclusione di Pauli afferma che in un singolo orbitale possono essere presenti al massimo 2 elettroni aventi spin opposto;
L’ordine di riempimento è il seguente: 1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 4s; 3d; 4p; 5s; 4d; 5p; 6s; 4f; 5d; 6p; 7s; 5f; 6d; 7p;
Nella configurazione elettronica casellare occorre rispettare la regola di Hund o principio della massima molteplicità.
Tutti gli elettroni appartenenti ai livelli energetici più interni si definiscono elettroni di core. Solo gli elettroni del livello energetico più esterno si definiscono elettroni di valenza.
Esercizio svolto:
Scrivere la configurazione elettronica lineare e casellare del Fosforo.
Il Fosforo è il 15° elemento della tavola periodica e come elemento neutro possiede 15 protoni e 15 elettroni.
Questi 15 elettroni saranno collocati nei seguenti orbitali:
1s (2 elettroni);
2s (2 elettroni);
2p (6 elettroni);
3s (2 elettroni);
3p (3 elettroni);
Pertanto la configurazione elettronica lineare può essere scritta come: 1s22s22p63s23p3 o [Ne]3s23p3
Per la configurazione elettronica casellare occorre tenere a mente la regola di Hund per la collocazione dei 3 elettroni negli orbitali 3p.
La costante d’equilibrio (Kc) è una grandezza che permette di determinare la quantità di reagenti e prodotti una volta raggiunta la condizione di equilibrio chimico.
Il suo valore si ottiene facendo il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti, ciascun elevato al proprio coefficiente stechiometrico, rispetto al prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, ciascun elevato al proprio coefficiente stechiometrico, all’equilibrio.
Espressione dell’azione di massa
In una reazione reversibile, il raggiungimento della condizione di equilibrio prevede che la velocità della reazione diretta sia uguale a quella della reazione inversa.
Si consideri la seguente reazione:
aA + bB ⇄ rR + sS
A, B, R, S sono le specie chimiche coinvolte nella reazione.
a, b, r, s sono i coefficienti stechiometrici della reazione.
Al raggiungimento dell’equilibrio, il rapporto tra la quantità dei prodotti e quella dei reagenti può essere riportato secondo una formula chiamata espressione dell’azione di massa.
Kc = costante di equilibrio. Il pedice c indica che l’espressione dell’azione di massa fa utilizzo della concentrazioni molari.
Il valore della costante di equilibrio dipende solo dalla temperatura.
Se Kc >> 1 la reazione va a completamento. L’equilibrio è spostato verso i prodotti e, una volta raggiunto, la quantità di reagente rimasto è trascurabile.
Se Kc = 1 all’equilibrio le concentrazioni di reagenti e prodotti sono molto simili tra loro.
Se Kc << 1 l’equilibrio è spostato verso i reagenti e, una volta raggiunto, la quantità di prodotti presenti è esigua.
IMPORTANTE! Nell’espressione dell’azione di massa i prodotti della reazione sono sempre posti al numeratore mentre i reagenti al denominatore.
Reazioni in fase gassosa
Nel caso tutti i reagenti e prodotti si trovino in fase gassosa, l’espressione dell’azione di massa può essere formulata sia considerando le concentrazioni molari che le pressioni parziali.
Si consideri la reazione di formazione dell’Acido Iodidrico gassoso (HI) a partire dalle molecole di Idrogeno e Iodio:
H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)
Come visto in precedenza, Kc può essere scritto:
Invece Kp utilizza i rapporti tra le pressioni parziali dei prodotti e reagenti, ciascuno elevato al proprio coefficiente stechiometrico:
Per la legge dei gas ideali:
A questo punto è possibile riscrivere Kp secondo la seguente espressione:
Per reazioni che avvengono senza variazione del numero di moli, Kp è uguale a Kc.
Per una generica reazione:
aA + bB ⇄ rR + sS
Reazioni omogenee ed eterogenee
Con reazioni omogenee s’intendono quelle reazioni in cui i reagenti e prodotti si trovano nella stessa fase. La sintesi dell’Acido Iodidrico in cui sia reagenti che prodotti si trovano in fase gassosa, rappresenta un valido esempio di reazione omogenea. Quando in una reazione le specie chimiche si trovano in fasi diversi allora si parla di reazione eterogenea.
Si consideri la reazione di decomposizione termica del bicarbonato di sodio:
2NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
Secondo quanto visto finora, la legge di equilibrio può essere scritta come:
Nella reazione si denota la presenza di due fasi: solida per il carbonato di sodio (Na2CO3) e il bicarbonato di sodio (NaHCO3), gassosa per acqua e anidride carbonica.
I pedici dentro le parentesi rotonde sono utilizzati per indicare la fase in cui si trovano le specie chimiche coinvolte. Le specie solide possono essere considerate come dei solidi puri, la cui concentrazione rimane costante nel corso di tutta la reazione.
L’espressione dell’azione di massa può essere riscritta come:
Nelle formule per esprimere la legge d’equilibrio si considera solo la concentrazione di specie gassose o di soluti disciolti nel solvente. Liquidi e solidi puri, indicati con i pedici l e s dentro parentesi rotonde, hanno concentrazioni che non variano nel corso della reazione e che non vengono inglobati nella formula.
Pertanto, per la reazione di decomposizione del bicarbonato di sodio:
Kc=[CO2(g)]·[H2O(g)]
Come faccio a capire se la reazione ha raggiunto l’equilibrio?
Se conosco la concentrazione dei reagenti e dei prodotti in uno specifico momento è sufficiente calcolare il quoziente di reazione Q e confrontarlo con il valore di Kc
aA + bB ⇄ rR + sS
Q < Kc allora saranno presenti più reagenti e meno prodotti rispetto a quelli che vi sarebbero all’equilibrio. Pertanto, la reazione è spontanea in senso diretto.
Q > Kc allora saranno presenti meno reagenti e più prodotti rispetto a quelli che vi sarebbero all’equilibrio. Pertanto, la reazione è spontanea in senso inverso.
Q = Kc in questo caso il sistema è all’equilibrio.
CONCETTI CHIAVE:
Le reazioni reversibili giungono sempre a un equilibrio che può essere descritto dall’espressione dell’azione di massa.
Per reazioni in fase gassosa possono essere utilizzate le pressioni parziali delle specie coinvolte nella reazione.
Per una generica reazione aA + bB ⇄ rR + sS la relazione tra Kp e Kc è la seguente: Kp = Kc (RT)(r+s)-(a+b)
Per reazioni eterogenee, nell’espressione dell’azione di massa non compaiono le specie solide e liquide.
Per capire se una reazione ha raggiunto l’equilibrio occorre calcolare il quoziente di reazione e confrontarlo con il valore della costante d’equilibrio.
ESERCIZIO SVOLTO:
Si consideri la seguente reazione bilanciata:
PCl3(g) + Cl2(g) ⇄ PCl5(g)
La costante d’equilibrio per questa reazione è Kc è 0,180.
Sapendo che [PCl3] = 0,200 M; [Cl2] = 0,350 M; [PCl5] = 0,050 M, prevedere in quale direzione la reazione è spontanea.
Il quoziente di reazione Q può essere calcolato in accordo con la seguente formula:
Dal momento che Q>Kc la reazione è spontanea nella direzione inversa.
→ Chiamato anche Carbonio-12, è costituito da 6 protoni, 6 neutroni, 6 elettroni;
→ Chiamato anche Carbonio-13, è costituito da 6 protoni, 7 neutroni, 6 elettroni;
→ Chiamato anche Carbonio-14, è costituito da 6 protoni, 8 neutroni, 6 elettroni.
Le tre specie nucleari hanno lo stesso numero di protoni e di elettroni, ma differiscono per il numero di neutroni.
Due elementi chimici, con lo stesso numero atomico (Z), ma un differente numero di massa (A), prendono il nome di ISOTOPI.Gli isotopi hanno lo stesso numero di protoni ed elettroni ma differiscono per il numero di neutroni.
Ciascun elemento della Tavola Periodica è presente sotto forma di diversi isotopi. Il Carbonio è presente come miscela di Carbonio-12, Carbonio-13 e Carbonio-14.
L’isotopo-12 è si trova in una percentuale pari al 98,89%, l’isotopo-13 in percentuale pari all’1,11% mentre l’isotopo-14 è presente solo in piccolissime tracce.
Se fossimo bravi a isolare 1000 atomi di carbonio scopriremmo che 988 sono Carbonio-12, 11 sono Carbonio-13 e, se fossimo molto fortunati, troveremmo un solo Carbonio-14.
I tre isotopi dell’Idrogeno prendono il nome di Prozio (1H), Deuterio (2H), Trizio (3H). Il Prozio rappresenta l’isotopo più abbondante (99,985%), il Deuterio è presente allo 0,015% e si trova nella cosiddetta acqua pesante. Il Trizio è presente in natura in quantità trascurabili.
Figura 1 – Miscela di isotopi che costituiscono gli elementi chimici carbonio e idrogeno
CONCETTI CHIAVE:
Due elementi chimici con lo stesso numero atomico ma diversi numeri di massa si definiscono ISOTOPI.
Due isotopi differiscono per il numero di neutroni.
Un elemento della tavola periodica è costituito da diversi isotopi che hanno differente abbondanza in natura.
ESERCIZIO SVOLTO:
Dati i seguenti numeri atomici e numeri di massa Z=8 e A=16, quale elemento tra quelli sottoelencati può considerarsi isotopo?
a) Un elemento neutro con 10 elettroni e 10 neutroni;
b) Un elemento neutro con 10 neutroni e 9 protoni;
c) Un elemento neutro con 10 neutroni e 8 elettroni;
d) Un elemento con 8 elettroni e 9 protoni;
Prendiamo in considerazione ciascuna delle opzioni:
a)L’elemento è elettricamente neutro. Questo implica che il numero di elettroni coincida con il numero di protoni. Pertanto, l’elemento è costituito da 10 protoni, 10 neutroni e 10 elettroni. Z=10, pertanto non è questo l’isotopo ricercato.
b)Il numero di protoni è uguale a 9. Z=9 pertanto, non è questo l’isotopo ricercato.
c) L’elemento è elettricamente neutro. Questo implica che il numero di elettroni coincida con il numero di protoni. Pertanto, l’elemento è costituito da 8 protoni, 10 neutroni e 8 elettroni. Z=8 pertanto questo è l’isotopo ricercato.
d) L’elemento chimico ha un numero di elettroni inferiore di un’unità rispetto al numero di protoni. Pertanto, si tratterà di un catione con una singola carica positiva. Il numero di protoni è tuttavia differente rispetto all’elemento in esame. Dalle informazioni presenti nel punto d non è possibile ricavare il numero di neutroni.
Uno ione è un atomo o un gruppo di atomi dotati di carica elettrica. Se la carica è positiva si parla di CATIONI, se negativa si parla invece di ANIONI.
Un ulteriore classificazione può essere fatta in:
Ione monoatomico quando costituito da un singolo atomo. Esempi sono Na+, Fe3+, Ca2+, Cl–, S2-.
Ione poliatomico quando costituito da più atomi. Esempi sono NH4+, VO2+, CO32-, SO42-, PO43-.
CATIONI
Si prenda in considerazione il seguente ione monoatomico:
La carica positiva +1, riportata come apice in alto a destra, sta a indicare che il numero di protoni è maggiore di 1 unità rispetto al numero di elettroni.
Questo lo si ottiene sottraendo un elettrone all’elemento neutro e NON addizionando un protone:
Li+3 protoni; 4 neutroni; 2 elettroni
(se non ti è chiaro il calcolo delle particelle subatomiche clicca qui).
Uno ione positivo, ottenuto dalla RIMOZIONE di uno o più elettroni da un elemento neutro, prende il nome di CATIONE.
I cationi monoatomici sono elementi che hanno carattere metallico e che tendono facilmente a ossidarsi in presenza di un elemento non metallico.
ANIONI
Consideriamo lo ione monoatomico F– ottenuto a partire dal seguente elemento neutro:
L’elemento neutro Fluoro è costituito da 9 protoni, 10 neutroni, 9 elettroni. L’addizione di un elettrone a questo elemento, permette di ottenere lo ione negativo F– .
F–9 protoni; 10 neutroni; 10 elettroni
Uno ione negativo, ottenuto dall’ADDIZIONE di uno o più elettroni a un elemento neutro, prende il nome di ANIONE.
Un errore da NON commettereassolutamente è quello di sottrarre un protone anziché addizionare un elettrone. Tale errore comporterebbe come risultato il cambiamento del Numero Atomico.
Gli anioni monoatomici sono elementi che hanno un carattere non metallico e che tendono facilmente a ridursi in presenza di un metallo.
CONCETTI CHIAVE:
Un catione monoatomico è uno ione positivo, costituito da un singolo atomo, ottenuto rimuovendo uno o più elettroni dall’elemento neutro.
Un anione monoatomico è uno ione negativo, costituito da un singolo atomo, ottenuto addizionando uno o più elettroni all’elemento neutro.
ESERCIZIO SVOLTO:
Determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dello ione S2-a partire dal seguente elemento:
La struttura atomica dell’elemento neutro è costituita da 16 protoni, 16 neutroni e 16 elettroni;
Occorre addizionare o rimuovere un numero di elettroni coerente con la carica dello ione;
La struttura finale dello ione è fatta di 16 protoni, 16 neutroni e 18 elettroni.
L’atomo è costituito da particelle subatomiche chiamate PROTONI, NEUTRONI ed ELETTRONI.
I protoni sono particelle subatomiche cariche positivamente;
I neutroni sono particelle subatomiche senza carica elettrica;
Gli elettroni sono particelle subatomiche cariche negativamente.
Come mostrato nella Figura 1 sottostante, un atomo è composto da un nucleo interno con protoni e neutroni, chiamati per questo anche nucleoni, con gli elettroni collocati esternamente.
Figura 1 – Rappresentazione della struttura atomica
Tutta la carica positiva è concentrata al centro dell’atomo mentre le cariche negative sono distribuite esternamente. Il ruolo dei neutroni (neutri elettricamente) è quello di aumentare la distanza tra i protoni ed evitare che le forze di repulsione protone-protone destabilizzino la struttura dell’atomo.
La massa delle particelle subatomiche risulta essere estremamente piccola:
Massa del protone: 1,673×10−27 kg
Massa del neutrone: 1,675×10−27 kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10−31 kg
I valori elencati indicano la trascuratezza della massa dell’elettrone confrontata a quella del protone e del neutrone. Da un calcolo più dettagliato risulta che la massa dell’elettrone è circa 2000 inferiore rispetto a quella delle altre due particelle subatomiche.
Anche la carica di una particella subatomica assume valori di ridotta entità:
Carica del protone: + 1,602×10−19 C
Carica del neutrone: 0 C
Carica dell’elettrone: – 1,602×10−19 C
La carica di un singolo protone è uguale a quella di un elettrone sebbene con valore opposto. Nella suo insieme, l’atomo è elettricamente NEUTRO. La carica positiva dei protoni nel nucleo viene neutralizzata dalla carica negativa degli elettroni fuori dal nucleo.
Se teniamo in considerazione che la carica di un protone uguaglia quella di un elettrone, si può facilmente dedurre che:
IN UN ATOMO IL NUMERO DI PROTONI UGUAGLIA ESATTAMENTE IL NUMERO DI ELETTRONI
Numero Atomico e Numero di Massa
Gli atomi vengono identificati attraverso due numeri:
IL NUMERO ATOMICO (Z) che indica il numero di protoni presenti;
IL NUMERO DI MASSA (A) che indica la somma di protoni e neutroni.
La differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO (A-Z) dà come risultato il numero di neutroni.
In Figura 2, in una rappresentazione schematica di un elemento chimico, il NUMERO ATOMICO (Z) è riportato in basso a sinistra mentre il NUMERO DI MASSA (A) è riportato in alto a sinistra.
Figura 2 – Rappresentazione schematica del NUMERO ATOMICO (Z) e NUMERO DI MASSA (A)
Concetti chiave:
Il NUMERO DI MASSA (protoni + neutroni) è sempre riportato in alto a sinistra;
Il NUMERO ATOMICO (protoni) è sempre riportato in basso a sinistra;
In un atomo il numero di elettroni uguaglia il numero di protoni;
Per ottenere il numero di neutroni è sufficiente calcolare la differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO.
ESERCIZIO SVOLTO:
Determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni del seguente atomo:
Il numero atomico rappresenta il numero di protoni ed è riportato in basso a sinistra. p+= 6
Il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. e–= 6
(Numero di massa – Numero atomico)= Numero di neutroni. n = 12-6 = 6
non si osserva ciò che era stato riscontrato nel Cromo (quarto periodo) e Molibdeno (quinto periodo).
![\mathbf{K_{c}=\frac{[R]^{r}\times [S]^{s}}{[A]^{a}\times [B]^{b}}}](https://s0.wp.com/latex.php?latex=%5Cmathbf%7BK_%7Bc%7D%3D%5Cfrac%7B%5BR%5D%5E%7Br%7D%5Ctimes+%5BS%5D%5E%7Bs%7D%7D%7B%5BA%5D%5E%7Ba%7D%5Ctimes+%5BB%5D%5E%7Bb%7D%7D%7D&bg=ffffff&fg=000000&s=2&c=20201002)
![\mathbf{K_{c}=\frac{[HI]^{2}}{[H_{2}]\times [I_{2}] }}](https://s0.wp.com/latex.php?latex=%5Cmathbf%7BK_%7Bc%7D%3D%5Cfrac%7B%5BHI%5D%5E%7B2%7D%7D%7B%5BH_%7B2%7D%5D%5Ctimes+%5BI_%7B2%7D%5D+%7D%7D&bg=ffffff&fg=000000&s=2&c=20201002)
![\mathbf{K_{p}= \frac{[HI]^{2}RT^{2}}{[H_{2}]RT\times [I_{2}]RT }= \frac{[HI]^{2}}{[H_{2}]\times [I_{2}]}\times RT^{2-1-1}=K_{c}\times RT^{2-1-1}=K_{c}}](https://s0.wp.com/latex.php?latex=%5Cmathbf%7BK_%7Bp%7D%3D+%5Cfrac%7B%5BHI%5D%5E%7B2%7DRT%5E%7B2%7D%7D%7B%5BH_%7B2%7D%5DRT%5Ctimes+%5BI_%7B2%7D%5DRT+%7D%3D+%5Cfrac%7B%5BHI%5D%5E%7B2%7D%7D%7B%5BH_%7B2%7D%5D%5Ctimes+%5BI_%7B2%7D%5D%7D%5Ctimes+RT%5E%7B2-1-1%7D%3DK_%7Bc%7D%5Ctimes+RT%5E%7B2-1-1%7D%3DK_%7Bc%7D%7D&bg=ffffff&fg=000000&s=2&c=20201002)
![\mathbf{K^{'}= \frac{[Na_{2}CO_{3 (s)}]\times [CO_{2 (g)}]\times [H_{2}O_{(g)}]}{[NaHCO_{3 (s)}]^2}}](https://s0.wp.com/latex.php?latex=%5Cmathbf%7BK%5E%7B%27%7D%3D+%5Cfrac%7B%5BNa_%7B2%7DCO_%7B3+%28s%29%7D%5D%5Ctimes+%5BCO_%7B2+%28g%29%7D%5D%5Ctimes+%5BH_%7B2%7DO_%7B%28g%29%7D%5D%7D%7B%5BNaHCO_%7B3+%28s%29%7D%5D%5E2%7D%7D&bg=ffffff&fg=000000&s=2&c=20201002)
![\mathbf{Q=\frac{[R]^{r}\times [S]^{s}}{[A]^{a}\times [B]^{b}}}](https://s0.wp.com/latex.php?latex=%5Cmathbf%7BQ%3D%5Cfrac%7B%5BR%5D%5E%7Br%7D%5Ctimes+%5BS%5D%5E%7Bs%7D%7D%7B%5BA%5D%5E%7Ba%7D%5Ctimes+%5BB%5D%5E%7Bb%7D%7D%7D&bg=ffffff&fg=000000&s=2&c=20201002)
![\mathbf{Q= \frac{[PCl_{5 (g)}]}{[PCl_{3 (g)}]\times{[Cl_{2 (g)}]}}= \frac{0,050}{0,200\times{0,350}}=0,714}](https://s0.wp.com/latex.php?latex=%5Cmathbf%7BQ%3D+%5Cfrac%7B%5BPCl_%7B5+%28g%29%7D%5D%7D%7B%5BPCl_%7B3+%28g%29%7D%5D%5Ctimes%7B%5BCl_%7B2+%28g%29%7D%5D%7D%7D%3D+%5Cfrac%7B0%2C050%7D%7B0%2C200%5Ctimes%7B0%2C350%7D%7D%3D0%2C714%7D&bg=ffffff&fg=000000&s=2&c=20201002)
→ Chiamato anche Carbonio-12, è costituito da 6 protoni, 6 neutroni, 6 elettroni;
→ Chiamato anche Carbonio-13, è costituito da 6 protoni, 7 neutroni, 6 elettroni;
→ Chiamato anche Carbonio-14, è costituito da 6 protoni, 8 neutroni, 6 elettroni.
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