La Fisica spiega la Chimica

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1 La Fisica spiega la Chimica ovvero sulla struttura della materia a cura di Gloria Nobili Docente di Fisica presso Polo liceale Rambaldi-Valeriani Divulgatrice scientifica Presidente Ass.ne culturale SALTO QUANTICO

2 L idea di atomo Le prime idee sull esistenza degli atomi non si basavano su evidenze sperimentali chiare e precise, ma su argomentazioni di tipo filosofico. Leucippo nel 450 a.c : La materia non è continua, come sembra, ma è formata da particelle piccolissime,.un suo discepolo, Democrito ( a.c.), chiamò atomi queste particelle infinitamente piccole. Secondo i due filosofi greci, la materia era costituita da atomi immutabili, indistruttibili e indivisibili. Lucrezio (95-55 a.c.), nella sua opera De rerum Natura (sulla natura delle cose) fece conoscere agli scienziati il pensiero di Leucippo e di Democrito circa la intima struttura della materia. Leucippo, Democrito e Lucrezio ritenevano che l atomo fosse il costituente ultimo della materia, sulla base di pure considerazioni filosofiche. Ci vollero altri ventidue secoli perché nascesse il primo modello atomico, costruito su basi sperimentali. Autore: Walter Leszl Editore: Olschki Collana: Accademia La Colombaria. Serie studi Data di Pubblicazione: 2009

3 Esiste l atomo? Oggi, con particolari microscopi, è possibile rivelare che gli atomi esistono e compongono la materia che ci circonda. Le fotografie sono l evidenza più solida della reale esistenza degli atomi. L immagine mostra 35 atomi di xeno disposti su una superficie di nichel, in modo da formare un logo su scala atomica. È stata ottenuta nei laboratori dell IBM nel 1990 con i primi STM (microscopi a effetto tunnel). Ora la IBM possiede intere gallerie di immagini artistiche:

4 Il modello atomico di Dalton John Dalton, insegnante di matematica e filosofia naturale a Manchester, elaborò la prima teoria atomica nel 1803: 1. La materia è fatta di atomi piccolissimi, che sono indivisibili e indistruttibili. 2. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa. 3. Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi. 4. Gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di altri elementi. 5. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto all altro. J. Dalton ( ) Nel suo testo Observations on the Ultimate Particles of Bodies and their Combinations, per la prima volta utilizzò dei simboli alfabetici per rappresentare gli elementi della chimica moderna.

5 Avogadro & Lavoisier Nel contempo l italiano Amedeo Avogadro ( ) scoprì che alla stessa pressione e temperatura uguali volumi di gas contengono lo stesso numero di molecole (detto poi numero di Avogadro in suo onore). Pesando vari gas, egli fu in grado di determinare i rapporti delle masse atomiche (ad esempio: 1 litro di ossigeno pesa 16 volte più di un litro di idrogeno!) e di sapere il numero degli atomi contenuti in una determinata massa in grammi della stessa. Le precedenti ricerche del francese Antoine Lavoisier ( ) avevano portato alla conclusione che in una reazione chimica la stessa quantità di materia che è presente prima della reazione deve esserci anche dopo (principio di conservazione della massa) e ciò risultava in contraddizione con i principi su cui si basava l alchimia medioevale Nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma. Antoine-Laurent Lavoisier

6 La Tavola Periodica ll russo Dmitrij Mendeleev nel 1869 costruì la tabella gli elementi allora conosciuti disponendoli secondo la loro massa atomica in righe (Periodi, individuati da numeri) e in colonne (gruppi, individuati da numeri romani e dalle lettere A e B) in modo da avvicinarli per affinità di comportamento e di struttura. Dmitrij Mendeleev ( ) N.B. venne prodotta quando le conoscenze sulla struttura intima della materia erano ancora molto scarse poiché non tutti gli elementi erano stati scoperti, alcune posizioni rimasero vacanti. La Tavola Periodica degli Elementi è così ben congeniata che, opportunamente aggiornata con le new entry (come il Gallio e il Germanio)*, viene utilizzata tuttora. Infatti la sua struttura segue esattamente l ordine crescente del numero atomico! Essa mette in evidenza che gli atomi sono i mattoni della materia e che disponendosi in varie combinazioni danno origine alle diverse caratteristiche delle sostanze che si possono formare con essi. sistemaperiodico/gallio2.htm SistemaPeriodico/germanio.htm

7 In alto: Z= numero atomico In basso: A= numero di massa

8 L evoluzione della tavola periodica

9 Elementi & Composti Elementi sono l oro (Au), il rame (Cu), il ferro (Fe) e l alluminio (Al). Au, Cu, Fe e Al sono i simboli chimici di questi elementi. Gli elementi si definiscono sostanze semplici, perché costituite da una sola specie di atomi. Ad esempio: ogni atomo di alluminio conserva intatte le proprietà chimiche dell elemento alluminio; tuttavia un atomo singolo non possiede quelle proprietà fisiche, come l opacità, il colore, la densità e la struttura cristallina dell elemento alluminio. 7 elementi (idrogeno, ossigeno, azoto, fluoro, cloro, bromo, iodio) sono costituiti da atomi legati in coppie (O2 indica la molecola di ossigeno è composta d 2 atomi) mentre fosforo e arsenico hanno molecole formate da quattro atomi: P 4, As 4 ; zolfo e selenio possiedono anch essi molecole complesse, formate da otto atomi: S 8, Se 8. Più atomi uniti fra loro formano una molecola Le molecole formate da atomi diversi sono la base dei composti (acqua, metano, ammoniaca, glucosio, ecc ) NH 3 metano CH 4 ammoniaca C 6 H 12 O 6 glucosio

10 Dentro l atomo! I chimici dell Ottocento, dopo aver introdotto gli atomi, non spinsero le loro analisi fino alla loro struttura interna. Furono i fisici, tramite le conoscenze acquisite nello studio dei raggi catodici, nonché le osservazioni dedotte dall elettrolisi, dagli spettri ottici di emissione e di assorbimento, dall effetto fotoelettrico (Einstein, 1905), dai raggi catodici, X e dalla radioattività (!), a elaborare dei modelli che potessero interpretare in modo coerente tutti questi dati sperimentali. Elettrolisi (M. Faraday, 1832) Raggi X (Rontgen, 1895) Raggi catodici (J.J. Thompson, 1897) Radioattività (coniugi Pierre e Marie Curie, 1898)

11 Il punto della situazione alla fine dell 800 Le conoscenze acquisite fino ai primi del 900 avevano portato ad alcuni punti fermi: a) la materia in condizioni normali si presenta elettricamente neutra; b) poiché la massa atomica è molto più grande di quella elettronica, la massa dei portatori di carica positiva necessaria per controbilanciare la carica negativa degli elettroni, doveva costituire la quasi totalità della massa dell atomo. Sulla base di queste considerazioni, si poneva quindi il problema-obiettivo di determinare il numero degli elettroni esistenti negli atomi degli elementi chimici conosciuti e di come le cariche fossero distribuite all interno dell atomo.?

12 I modelli dell atomo Il modello di Rutherford (1911), che si basava sulla fisica classica, lasciava insoluti due problemi: il fatto che i protoni fossero stabilmente uniti nel nucleo (cariche di segno uguale si respingono!) e che cariche elettriche in moto non uniforme irradiano onde elettromagnetiche per cui, dopo un certo tempo, a causa della perdita di energia, dovrebbero cadere sul nucleo! Intersecando i risultati sperimentali con la teoria dei quanti (Max Planck, 1900), Bohr risolse la questione introducendo due postulati: 1) un elettrone può descrivere intorno al nucleo solo una successione definita di orbite, a ciascuna delle quali è associata una ben definita energia (quantizzazione delle orbite); 2) quando un elettrone si trova su una di queste orbite non irradia energia, può solo saltare da un orbita ad un altra in seguito ad una variazione dell energia totale dell atomo (quantizzazione dell energia). Nel modello atomico di Niels Bohr (1913), l energia degli elettroni atomici può assumere solo valori discreti (cioè non continui), multipli di un unità fondamentale, secondo la regola: E = h ν dove h è la cosiddetta costante di Planck = Js ν è la frequenza della radiazione espressa in Hz; E è l energia associata alla radiazione ( come era stato dimostrato dagli studi di Albert Einstein ( ) sull effetto fotoelettrico (1905) e di Arthur Compton ( ) sulla natura dei raggi X). A causa di ciò, solo certe orbite sono permesse e con raggi ben determinati; orbite intermedie sono del tutto proibite. Gli elettroni permangono su queste orbite fisse, o di parcheggio, senza emettere od assorbire energia; ciò permette all atomo, e quindi alla materia ( e quindi al nostro stesso corpo) di avere una configurazione stabile! Nel 1925 l austriaco H. Schroedinger ( ) nel suo modello applicò all atomo concetti tipici della meccanica quantistica, utilizzando la dualità onda-particella!

13 Onde elettromagnetiche Tutte le radiazioni elettromagnetiche viaggiano nel vuoto a una velocità costante detta velocità della luce: c = m/s che è legata alla lunghezza d'onda λ e alla frequenza f dalla relazione c = λ f, per cui λ e f risultano inversamente proporzionali. Una piccolissima parte della radiazione è visibile, ed è ciò che identifichiamo come luce. I valori della lunghezza d onda (wavelenght) sono espressi in unità metriche convenzionali, a volte si preferisce utilizzare l Å(1 Angstrom= m) specialmente per le lunghezze d onda della gamma del visibile (che vanno da circa 3500 Å-violetto- a 7500 Å-rosso)

14 Salti quantici! Proprio in virtù della teoria quantistica, l elettrone può saltare verso orbite più esterne (sempre soltanto quelle permesse!) se viene fornita ad esso l energia necessaria per il salto. In tali casi, l'atomo assume un energia maggiore rispetto a quella normale e si dice che si trova in uno stato eccitato. Quanto più la radiazione incidente (sotto forma di fotoni (o quanti di energia) ha energia, quanto più gli elettroni saltano su orbite più esterne. Tuttavia l'energia che può essere assorbita è quantizzata, per cui alcuni fotoni non possono essere assorbiti perché non apportano la quantità esatta per il cambio di livello! A meno che non esista un emissione continua di fotoni, il salto di livello non è permanente; infatti pochi miliardesimi di secondo dopo essere stato eccitato l'elettrone ricade nel suo stato fondamentale (decadimento), cioè l atomo torna ad una configurazione di equilibrio stabile. Poiché l energia del fotone è caratterizzata dalla sua frequenza ( E = h*f ), ne segue che maggiore è stato il salto dell'elettrone, maggiore sarà l'energia rilasciata e più elevate le frequenze dei fotoni emessi. Ad esempio un fotone visibile (con frequenze nel campo del visibile: Hz) è meno energetico di un fotone ultravioletto (con frequenze da Hz ).

15 Salti quantici e chimica delle stelle Questi salti avvengono costantemente nelle atmosfere delle stelle e vengono evidenziati come righe scure (dette righe di assorbimento ) su uno sfondo continuo che va dal blu (alte frequenze) al rosso (basse frequenze) nello spettro della luce visibile (in contrapposizione agli spettri di emissione). Analizzando tali spettri tramite gli spettrografi, la presenza delle righe in particolari posizioni ( e quindi associate a particolari valori delle frequenze) ci permette di stabilire la composizione chimica delle stelle!

16 Spettri di emissione di alcuni elementi Mercurio (Hg) 80 Litio (Li) 3 Cadmio (Cd) 48 Potassio (K) 19 Stronzio (Sr) 38 Bario (Ba) 56 Calcio (Ca) 20 Sodio (Na) 11 Elio (He) 2 Idrogeno (H) 1 spettro di assorbimento del Carbonio spettro di emissione del Carbonio tratto da ( SistemaPeriodico/carbonioS.htm

17 Lo spettro dell H Fu proprio la ricerca di una legge matematica in grado di determinare i valori dei possibili salti energetici compiuti dagli elettroni che portò alla necessità della quantizzazione delle orbite e dell energia delle stesse. A questo scopo Bohr analizzò l atomo di idrogeno (H), che è il più semplice atomo esistente ed anche il più abbondante nell Universo. Esso è costituito da 1 solo elettrone che ruota attorno ad un nucleo dotato di un solo protone. Se si eccita del gas H (mediante una scintilla elettrica, in modo simile a come avviene in una lampada al neon), esso emette una serie di righe nel visibile che vengono registrate da uno spettrografo.

18 Le righe nel visibile dell H Esse sono 4: H α nel rosso: λ = 6563 Å (una curiosità: essa è la responsabile del colore rosso dominante nella cromosfera solare!) H β nel blu: λ = 4861 Å H γ (λ = 4341 Å) e H δ (λ = 4102 Å) nel violetto ne seguono poi altre, sempre più vicine le une alle altre e sempre più deboli, fino ad un limite, vicino al quale le righe sono così fitte che non si riesce più a distinguerle. Figura in alto a dx e quella sottostante a sn

19 Le serie di Balmer Nel 1885 il fisico svizzero Johann Jacob Balmer ( ) scoprì che le lunghezze d onda λ della sequenza di righe nel visibile emessa dall idrogeno (detta in sua onore serie di Balmer ) si potevano rappresentare con una semplice formula matematica: 1/λ = R (1/4 1/n²) in cui R è una costante numerica, detta costante di Rydberg, e n, detto numero quantico principale, è un numero intero che può assumere i valori da 3 in avanti, da cui consegue che i vari valori ottenibili tendono al termine R/4 all aumentare di n. (Assegnando ad n i valori 3,4,5 e 6 si ottengono le lunghezze d onda Hα, Hβ, Hγ e Hδ citate precedentemente) La determinazione delle lunghezze d onda della serie di Balmer, permise a un fisico svedese, Johannes Rydberg ( ), di ricavare in modo empirico il valore della costante R = 1,0974 x 10 7 m -1, che fu poi ottenuto matematicamente anche da Bohr, utilizzando altre costanti della fisica quantistica, a conferma della validità sperimentale e dell accuratezza dei calcoli del suo collega. Rydberg formulò inoltre il cosiddetto principio di ricombinazione secondo cui, se esistono più livelli energetici possibili per l elettrone ed esso, ritornando allo stato fondamentale, può saltare dal 3 livello al 2 e dal 2 al 1, dovrebbe essere possibile, almeno in alcuni casi, che salti direttamente dal 3 al 1. Secondo questa ipotesi, dovrebbe essere emesso un fotone di energia pari alla somma delle energie delle due transizioni. In analogia alla somma, se in uno spettro compaiono due righe di emissione, nello stesso spettro devono comparire anche le righe corrispondenti alla loro differenza.

20 Altre serie di righe dell H Nel 1890 Rydberg predisse che dovevano esistere altre serie di righe, oltre quella di Balmer. In effetti agli inizi del 900 altri studiosi trovarono ciò che Rydberg aveva previsto; in particolare il fisico americano Theodore Lyman ( ) tra il 1906 e il 1914 scoprì un altra serie di righe (serie di Lyman) in cui le righe si affollano sempre più fittamente verso un limite situato ad alti valori di frequenza nell ultravioletto, cioè a frequenze superiori a 749x Hz e lunghezze d onda comprese tra 912 e 1216 Å, i cui valori si ottengono da una formula simile a quella della serie di Balmer: 1/λ = R (1 1/n 2 ) [una curiosità: la riga Lyman α ( λ=1216 Å con n=2) è particolarmente predominante nel chiarore dell atmosfera esterna della Terra, come risulta dalle foto scattate dagli astronauti durante le loro missioni sulla Luna) ]. Più o meno negli stessi anni (1908), il fisico tedesco Friedrich Paschen ( ) determinò un altra serie di righe di emissione nell infrarosso le cui lunghezze d onda si possono ricavare da una formula simile a quelle delle altre due serie: 1/λ = R (1/9 1/n 2 ) Immagine tratta da:

21 Una serie molte serie Intorno al 1910 gli studi sulle emissioni dell atomo di idrogeno eccitato avevano portato a trovare 3 serie di linee di emissione: serie di Lymann nell UV 1/λ = R (1 1/n 2 ) serie di Balmer nel visibile 1/λ = R (1/4 1/n²) serie di Paschen nell IR 1/λ = R (1/9 1/n 2 ) Ad esse si aggiunsero poi altre due serie nell IR: quella di Brackett ( ) 1/λ = R (1/16 1/n 2 ) quella di Pfund 1/λ = R (1/25 1/n 2 ) N.B. 1 = 1² 4= 2² 9= 3² 16= 4² 25= 5² Conclusioni dal punto di vista fisico: l unico elettrone dell idrogeno può compiere diversi salti quantici e può arrivare ad orbite sempre più esterne rispetto al nucleo dal punto di vista matematico: tutte le formule si possono riassumere in un unico schema!

22 I livelli energetici Analisi energetica delle relazioni precedenti La lettera n che compare nelle formule precedenti corrisponde quindi al livello energetico delle orbite ( n=1 si indica lo stato fondamentale dell atomo, che corrisponde all elettrone posizionato nell orbita più vicina al nucleo) il limite di ionizzazione indica il valore energetico oltre il quale l elettrone viene strappato all atomo che, in seguito alla perdita dello stato neutro, si trasforma in ione. Ione H + Atomi più complessi, avendo un maggior numero di elettroni, hanno anche un maggior numero di stati energetici possibili e quindi anche di righe spettrali. Riguardo la forma delle orbite, o meglio dei livelli quantici, Bohr suppose che esse fossero ad energia costante, con valori quantizzati e di forma circolare e concentriche, ma su quest ultimo punto si sbagliava

23 Modello di Bohr - Sommerfeld Per poter far quadrare i conti, al modello originale di Bohr dovette essere applicata una generalizzazione aggiungendo orbite ellittiche (A. Sommerfeld, 1914). In questo modo la situazione diveniva sempre più complessa, ma più coerente con i fatti sperimentali osservati. Per atomi con più elettroni, essendo maggiore la forza attrattiva del nucleo, i diametri delle orbite tendono a restringersi. Poichè viene anche occupato un numero sempre maggiore di livelli energetici, le dimensioni di un atomo non sono direttamente proporzionali alla carica del nucleo, ma rimangono mediamente: r nucleo = m (ordine di grandezza) r atomo = m Arnold Sommerfeld ( ) Se nella tavola periodica ci si sposta dagli elementi del gruppo IA (metalli alcalini) al gruppo VIII (gas nobili) il raggio diminuisce progressivamente, mentre aumenta leggermente all interno dello stesso gruppo all aumentare del periodo.

24 Regole per il riempimento degli orbitali Principio di riempimento formulato dal fisico danese Niels Bohr ( ) nel 1920 circa Principio di esclusione formulato dal fisico tedesco Wolfgang Pauli ( ) nel 1925 Regola di Hund formulata dal fisico tedesco Friedrich Hund ( ) nel 1926

25 Principio di riempimento Gli elettroni tendono ad occupare per prime le orbite ad energia più bassa, quando le differenze di energia sono significative. Infatti le differenze d energia sono legate all ipotesi di Planck secondo cui l energia può variare solo per multipli interi di una quantità fondamentale (quantizzazione) : E= h x f con h= J*s. (Essendo h una quantità così piccola, è praticamente inosservabile a livello macroscopico!) Dalla legge precedente deriva che la frequenza delle righe di emissione in uno spettro è data da: f= ΔE/h per cui dipende dalla differenza tra le energie (energy gap) dei livelli tra cui avviene la transizione (quantic jump) dell elettrone quando torna nello stato di equilibrio. L ordine di riempimento diventa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10

26 Principio di esclusione di Pauli In ogni orbitale possono stare al massimo 2 elettroni, purchè abbiano spin opposto L orbitale pertanto può essere o vuoto o contenere 1 o 2 elettroni Conclusione: 2 elettroni nello stesso livello (orbitale) condividono la stessa energia e possono farlo solo se sono complementari!!!!

27 Nei casi in cui gli orbitali hanno la stessa energia o quasi, vengono riempiti ciascuno con un elettrone, disposti a spin paralleli, (B,C,N) prima che inizi l accoppiamento secondo la legge di Pauli. Regola di Hund

28 Numeri quantici descrivono la disposizione degli elettroni negli orbitali n = numero quantico principale (1,2,3,4 /K,L,M,N, )) = energia dell elettrone = è legato al numero massimo di e - che possono essere contenuti: 2*n² = si divide in sottolivelli l = numero quantico secondario (va da 0 a n-1) = indica la forma dell orbitale l=0 1 orbitale s (sferico): contiene al max 2e - l =1 3 orbitali p (a lobo) : contiene al max 6e - l = 2 5 orbitali d (doppio lobo): contiene al max 10e - l = 3 7 orbitali f :contiene al max 14e - Esempio: Il livello N (n=4) 4 sottolivelli l=0 4s con 2 e - l=1 4p con 6 e - l=2 4d con 10 e - l=3 4f con 14 e- contiene in totale 32 e - (= 2 * 4²) Gli elettroni si simbolizzano con un numero n seguito da una lettera (s, p, d, f); ad esempio l elettrone 2s è un elettrone che sta nel 2 livello energetico e il cui orbitale è sferico. 7 tipi di orbitali f

29 i 5 orbitali d del sottolivello l=2 I livelli energetici 1,2 e 7 non possiedono orbitali di tipo d; mentre i livelli 3,4,5 e 6 sì. Ogni orbitale d (l=2) contiene 2 e - (principio di Pauli); poiché ne esistono 5 tipi diversi, in totale negli orbitali D vi sono al max 10 e-. Legge della minima Energia = ogni nuovo elettrone che si aggiunge all atomo, va ad occupare l orbitale a disposizione di minima energia. Per semplicità gli orbitali vengono schematizzati con un quadratino, dentro cui si possono collocare al massimo 2 e - (si rappresentano con una freccia orientata che sta ad indicare lo spin). Es: Orbitale s Orbitali p Orbitali d

30 Numeri quantici (segue) m = 3 numero quantico (magnetico) = dovuto alla rotazione dell e- intorno al nucleo = poiché l elettrone è una particella dotata di carica elettrica (negativa), quando si muove nell orbitale si può assimilare ad una corrente elettrica, per cui esso crea anche un campo magnetico (che interferisce con quello di tutti gli altri elettroni) = numero intero positivo, negativo o nullo. Ordine di riempimento dei livelli Spin = 4 numero quantico (rotazionale) = dovuto alla rotazione su se stesso = valori possibili: - ½ o ½ a seconda che il verso di rotazione sia orario o antiorario N.B. Per il principio di Pauli, 2 e - nel medesimo orbitale hanno spin opposti e si dice che sono appaiati o che costituiscono un doppietto. Due elettroni non possono avere tutti e 4 i numeri quantici uguali!

31 C o n fi g u r a zi o n i e l e tt r o n i c h e

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33 Il legame tra fisica e chimica Scorrendo la disposizione degli elementi nella tavola periodica e connettendoli con il numero di elettroni presenti (numero atomico Z), si vede che le proprietà in base alla quale sono stati formati i periodi rispecchiano esattamente la struttura atomica! Ad esempio gli elementi del gruppo IA, con 1 e - esterno, sono i metalli alcalini (Li,K,Na,K,Rb, Cs, Fr). Tendono a perdere questo e - trasformandosi in cationi ioni+); sono monovalenti positivi; sono metalli molto attivi e perciò non si incontrano liberi in natura; formano sempre composti ionici, ossidi e Sali; i loro cloruri cristallizzano nel sistema cubico.

34 I gas nobili I cosiddetti gas nobili sono detti anche gas rari: Elio (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe) e radon (Rn). Sono tutti presenti nell'atmosfera in piccole quantità (il più abbondante è l'argon con circa 1%). Questi elementi mostrano tutti un'eccezionale stabilità chimica e ciò fa sì che non abbiano tendenza a reagire e siano conosciuti pochissimi composti di cui essi entrino a far parte; i gas nobili infatti sono gli unici elementi che vengono ritrovati in natura sotto forma di atomi isolati mentre la gran parte della materia che ci circonda è costituita da molecole. Questo comportamento chimico viene solitamente indicato con il termine inerzia chimica. Ciò è dovuto alla loro particolare configurazione elettronica che presenta 8 elettroni nello strato più esterno (si vedano i numerini in alto a sinistra nella casella di ogni gas: il più in basso è proprio un 8) chiamata ottetto. L'ottetto è costituito da 2 elettroni nel sottolivello s e 6 nel sottolivello p (2 + 6 = 8) di ogni ultimo livello principale (nel Ne è il 2, nel Ar il 3 e così via) Tutti i gas nobili hanno questa configurazione elettronica esterna tranne l'elio che, avendo solamente 2 elettroni, li ha entrambi nel 1 livello e lo riempie completamente (configurazione stabile).

35 La regola dell ottetto Nel 1916 G.N. Lewis ( ) propose di rappresentare gli atomi con il simbolo di ciascun elemento circondato da un numero di puntini uguale al numero di elettroni nello strato più esterno. Tale rappresentazione degli elementi è chiamata struttura di Lewis o struttura a puntini. Esempi: gruppo I (H, Li, Na, K, Rb, Cs) hanno un solo elettrone più esterno, denominato elettrone di valenza, e quindi si rappresenta un solo puntino. gruppo II (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) hanno due elettroni di valenza e quindi due puntini e così via, sino al gruppo VIII. Poiché soltanto i gas nobili posseggono strati esterni con 8 elettroni, tutti gli altri elementi tendono a raggiungere la configurazione dei gas nobili (che è stabile). Esempio di struttura a puntini dei primi 10 elementi (periodo 1 e 2): I II III IV V VI VII VIII H He: Li Be B C N O F Ne

36 Regola dell ottetto e la configurazione elettronica

37 Coerenza tra configurazione elettronica e comportamento chimico Il cloro (simbolo:cl; Z= 17) del gruppo VII ha 7 elettroni esterni (come il Fluoro, Bromo, Indio e Attinio), perciò, nelle reazioni con altri elementi, cercherà di acquistare 1 elettrone ed avere la stessa struttura elettronica del gas nobile più vicino (Argo), cioè con 8 elettroni. Se acquista 1 elettrone diventerà uno ione negativo Cl - ( ione cloruro) ed è differente dal cloro elemento. Nella formazione del cloruro di sodio (il comune sale da cucina), NaCl, il sodio Na (gruppo I) perde il suo elettrone più esterno e il cloro lo acquista In questo modo il sodio acquista la struttura del Neon, mentre il cloro acquista quella dell argo. Il trasferimento di 1 elettrone dal sodio al cloro produce i 2 ioni: Na + e Cl -, che si legano per effetto della forza coulombiana di attrazione fra cariche opposte!

38 Una rappresentazione completa

39 Legami chimici Ciò che fa legare tra loro i vari atomi degli elementi per formare le molecole è che tutti gli elementi tendono ad assumere le strutture elettroniche tipiche dei gas nobili Modalità: cessione, acquisto e messa in comune degli elettroni più esterni, denominati elettroni di valenza. I principali legami chimici fra gli atomi nascono in seguito alle tre operazioni legame ionico (è dovuto alla forza di attrazione elettrostatica che si stabilisce tra due ioni di carica opposta) legame covalente (si realizza mediante la condivisione di una o più coppie (o doppietti) di elettroni da parte di due atomi) legame metallico Tutti i legami chimici che si stabiliscono fra gli atomi sono dovuti a forze di attrazione di natura elettrostatica. Esempio di legame ionico: NaCl (cloruro di sodio), Il sodio perde il suo elettrone più esterno e il cloro lo acquista: Esempio di legame covalente tra atomi dello stesso elemento : e tra atomi diversi (dipolo elettrico) Esempio di legame metallico (insieme di ioni positivi immersi in un "mare di elettroni' relativamente liberi di muoversi (cioè delocalizzati)

40 Approfondimento: Terre rare Le terre rare sono un gruppo di 17 elementi chimici della tavola periodica (lantanio, cerio, praseodimio, neodimio, promezio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, olmio, erbio, tallio, itterbio, lutezio) In realtà si tratta di metalli, e non sono effettivamente rari; però sono sparsi nel mondo. Una manciata di terriccio raccolta nel vostro cortile probabilmente ne contiene un po, magari poche parti per milione. La terra rara meno comune è quasi 200 volte più abbondante dell oro. Sono invece rari i giacimenti abbastanza grandi e concentrati da consentire l attività estrattiva. Samario (Z= 62) Scoperto nel 1847 e isolato nel 1875 Tra i suoi usi industriali: contribuisce a convertire il suono in elettricità nei pick-up magnetici delle chitarre elettriche ed è contenuto nelle barre di moderazione di alcuni reattori nucleari. Le prime terre rare sono state rinvenute nella gadolinite estratta da una miniera nel villaggio svedese di Ytterby. Tratto da: National Geographic Italia, 23 giugno 2011

41 Terre rare e tecnologia moderna L elenco di oggetti che contengono terre rare è quasi infinito. I magneti fabbricati con questi minerali sono molto più potenti di quelli convenzionali e pesano meno; questa è una delle ragioni per cui molti strumenti elettronici sono diventati tanto piccoli. il magnete di una grande turbina eolica può contenere 260 chili o più di neodimio (Z= 60). Nella batteria di una Toyota Prius ci sono circa 10 chili di lantanio (Z= 57) La marmitta catalitica di un auto contiene cerio (Z= 58) e lantanio Tellurio e indio sono cruciali per i pannelli fotovoltaici di nuova generazione, più leggeri e sottili di quelli tradizionali al silicio. Le forze armate hanno bisogno delle terre rare per i dispositivi che consentono la visione notturna e per armi come i missili Cruise

42 i fosfori degli schermi televisivi: il colore rosso viene da un elemento chiamato europio (Z= 63), il giallo e il verde dal terbio (Z= 65) la lampadina salva-energia illumina la stanza in virtù del rivestimento interno di lantanio, cerio, europio e terbio. Il personal computer è così sottile e leggero, grazie al neodimio (Z=60) per i magneti, il tantalio (Z= 73) per conservare energia, il disprosio (Z= 66) per l'hard disk le tonnellate di bit che state ricevendo le dovete soprattutto all'erbio (Z= 68) che accelera le comunicazioni via fibra ottica il touchscreen è reso possibile dall'indio (Z= 49), che è trasparente e, contemporaneamente, conduce l'elettricità l'afnio (Z= 72) per chip sempre più piccoli e il tantalio per immagazzinare l'energia

43 La distribuzione nel mondo

44 Terre rare ed economia mondiale Il disprosio, usato per gli hard disk dei computer, costa 467 dollari al chilo, contro i 14,93 di otto anni fa. In soli due mesi, l estate scorsa, il prezzo del cerio è aumentato di più del 450 per cento. probabilmente prima della fine del 2011 la domanda mondiale supererà l offerta. Secondo le previsioni, nel 2015 le industrie di tutto il mondo consumeranno circa 185 mila tonnellate di terre rare, con un aumento del 50 per cento rispetto al La Cina possiede il 48 per cento delle riserve mondiali, gli Stati Uniti il 13 per cento. Russia, Australia e Canada hanno giacimenti di una certa consistenza. Fino agli anni Ottanta la produzione di terre rare era appannaggio degli Stati Uniti, grazie soprattutto alla miniera di Mountain Pass che produceva 20 mila tonnellate l anno quando tutta la domanda mondiale era di 30 mila. Grazie ai finanziamenti statali, alla manodopera a basso costo e a normative ambientali permissive, se non inesistenti, le industrie cinesi hanno sbaragliato la concorrenza. il ruolo di nuova capitale mondiale delle terre rare è passato a Baotou, una città della Mongolia Interna (una regione autonoma della Cina). Nelle miniere di Baotou si trova circa l 80 per cento delle terre rare della Cina

45 Recupero terre rare Nel 2008 sono state contrabbandate fuori dal paese 20 mila tonnellate di terre rare, quasi un terzo del totale delle esportazioni di quell anno. Se avete uno smart phone o un televisore a schermo piatto, è possibile che contenga terre rare contrabbandate dal Sud della Cina. Oggi il mondo è alla disperata ricerca di nuove fonti di approvvigionamento; lo sviluppo delle miniere di terre rare negli Stati Uniti, in Australia, Russia e altri paesi potrebbe ridurre il contrabbando. Un'altra via per allentare la stretta sulle forniture di terre rare ci sarebbe: il riciclaggio dei materiali contenuti nei gadget usati. Ma, secondo i calcoli dell'onu, oggi solo l'1 per cento di questi elementi cruciali per la moderna tecnologia viene riciclato e riutilizzato.

46 Terre rare ed ambiente Spesso le miniere di terre rare contengono elementi radioattivi come l uranio e il torio. I giacimenti nei pressi di Baotou (Mongolia) producono ogni anno circa 10 milioni di tonnellate di acque di scolo, in gran parte acide o radioattive e quasi del tutto non trattate. Gli abitanti dei villaggi vicini a Baotou sarebbero stati trasferiti altrove perché gli scarichi delle miniere avrebbero contaminato acqua e raccolti

47 L Italia e le terre rare Nel Centro ricerche ENEA della Trisaia è stato realizzato un impianto pilota idrometallurgico per l applicazione delle tecniche di separazione dei metalli attraverso estrazione con solvente e cromatografia. L impianto è pensato per trattare e recuperare metalli dalle matrici più disparate sia solide che liquide, sia da minerali che da rifiuti o scarti industriali. Si propone dunque come banco di prova ideale per lo sviluppo dei processi di recupero (in scala banco e preindustriale) di tutti i metalli d interesse strategico.

48 Conclusioni Siamo partiti dai filosofi greci per arrivare a questioni attuali riguardanti l economia e l ambiente cavalcando il filo rosso dello sviluppo delle conoscenze sulla struttura della materia, che trova il suo camo d elezione nella Fisica. Tutto concorre alla conoscenza del mondo in cui viviamo, tuttavia la responsabilità della gestione della conoscenza spetta a ciascuno di noi in prima persona

49 MAIN LINKS (foto gallery IBM) (tavola periodica) (sito per elementi) (tavola periodica 3D) (elettrolisi- energia dall idrogeno) (spettro dell idrogeno) (raggio dell orbita secondo Bohr) (legame covalente) (distribuzione elementi) (terrre rare) (ricerche in Italia)

50 Grazie per l attenzione! Arrivederci alle prossime attività! Salto Quantico Ass.ne culturale per la divulgazione scientifica Sito: saltoquantico@altervista.org Segreteria: