Europio

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Europio
Aspetto
Aspetto dell'elemento
bianco argenteo
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico europio, Eu, 63
Serie lantanidi
Gruppo, periodo, blocco --, 6, f
Densità 5244 kg/m3
Durezza n.d.
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 151,964 amu
Raggio atomico (calc.) 180 pm
Raggio covalente 198±6 pm
Configurazione elettronica [Xe]4f76s2
e per livello energetico 2, 8, 18, 25, 8, 2
Stati di ossidazione 3 (debolmente basico)
Struttura cristallina cubica a corpo centrato
Proprietà fisiche
Stato della materia solido
Punto di fusione 1099 K (826 °C)
Punto di ebollizione 1802 K (1529 °C)
Volume molare 28,97 × 10-6  m3/mol
Entalpia di vaporizzazione 176 kJ/mol
Calore di fusione 9,21 kJ/mol
Tensione di vapore 144 Pa a 1095 K
Altre proprietà
Numero CAS 7440-53-1
Elettronegatività 1,2 (scala di Pauling)
Calore specifico 180 J/(kg·K)
Conducibilità elettrica 1,12 × 106 /m ohm
Conducibilità termica 13,9 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione 547,1 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 1085 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 2404 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione 4120 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP
150Eu sintetico 36,9 anni ε 2,261 150Sm
151Eu 47,8% Eu è stabile con 88 neutroni
152Eu sintetico 13,516 anni ε 1,874 152Sm
152Eu sintetico 13,516 anni β- 1,819 152Gd
153Eu 52,2% Eu è stabile con 90 neutroni
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

L'europio è l'elemento chimico con numero atomico 63. Il suo simbolo è Eu.

Caratteristiche[modifica | modifica sorgente]

L'europio è il più reattivo tra gli elementi delle cosiddette terre rare. Si ossida rapidamente quando è esposto all'aria e reagisce in maniera simile al calcio in presenza di acqua. Come gli altri lantanidi, esplode spontaneamente all'aria a temperature comprese tra i 150 °C ed i 180 °C. È piuttosto tenero, come il piombo, e abbastanza duttile.

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

L'europio ha applicazioni commerciali e industriali nel campo del drogaggio di alcuni materiali vetrosi per la realizzazione di laser. Per via della sua capacità di assorbire i neutroni, un suo possibile impiego nei reattori nucleari è oggetto di studio.

L'ossido di europio, Eu2O3, è comunemente usato per produrre i fosfori rossi dei televisori e come attivatore dei fosfori a base di ittrio. Viene impiegato anche nella produzione di vetri fluorescenti.

Sali chirali di europio vengono usati nell'analisi NMR risonanza magnetica nucleare per semplificare spettri in cui molti segnali risuonano in una regione stretta e affollata. In particolare il complesso Eu(hfc)3 viene utilizzato per discriminare gli enantiomeri di una molecola, creandone delle induzioni diastereoisomeriche.

Inoltre, in combinazione con altri composti come il gallio, lo stronzio, lo zolfo, l'alluminio e il bario, viene impiegato negli inchiostri speciali anti-contraffazione usati sulle banconote dell'euro. La divulgazione di questo utilizzo è dovuta ai chimici olandesi Freek Suijver e Andries Meijerink che sottoposero ad analisi spettroscopica alcune banconote da 5 euro[1], non riuscendo comunque a scoprire l'esatta composizione di tali inchiostri, la quale è tenuta segreta dalla BCE.

Lo ione Eu3+ (per quanto sia più stabile Eu2+), insieme con Sm3+ sono gli unici ioni lantanidi ad avere stati elettronici eccitati accessibili anche a Tamb.

chimica e fisica[modifica | modifica sorgente]

Gli ioni trivalenti dei lantanidi (indicati genericamente con Ln3+) hanno stati vibrazionali che non fanno variare di molto l'energia degli stati elettronici. Questo significa bande nello spettro molto sottili. Il principio di indeterminazione dice che

\Delta E\Delta t \ge \frac{\hbar}{2},

quindi se abbiamo un \Delta E piccolo, l'incertezza sul tempo (che nel nostro caso è il tempo di vita dello stato eccitato), sarà grande. Questo significa tempi di vita molto lunghi (comunque frazioni di secondo). Di contro, esiste il problema che una banda sottile, significa un preciso quanto di energia. Ovvero, secondo l'equazione di Planck, E = h\nu. Ovviamente, se la radiazione non ha esattamente l'energia voluta, non c'è eccitazione.

Quello che vogliamo sono le reazioni:

E_0 + h\nu → (eccitazione) E* → (diseccitazione radiativa)  E_0 + h\nu '

Eccitazione - Le antenne[modifica | modifica sorgente]

Per eccitare uno ione Eu3+ servirà dunque qualcosa in grado di eccitare i suoi elettroni a prescindere dai quanti di energia che arrivano sul complesso: sono state quindi messe a punto delle "antenne" che sono complessi con funzioni aromatiche, quindi con elettroni π delocalizzati e facilmente eccitabili. Elettroni che si disecciteranno fornendo i giusti quanta di energia allo ione metallico.

Diseccitazione - Non radiativa[modifica | modifica sorgente]

E* + A E_0 + A*

Tutti gli Ln3+, ed anche Eu3+ non fa eccezione, hanno un'elevatissima affinità per la base hard H2O. Gli stati vibrazionali dell'acqua sono vicini l'uno all'altro, fattore che rende preferenziale il meccanismo di diseccitazione non radiativo dello ione. Talvolta si lavora in D2O per evitare questo problema: essendo il deuterone più pesante del protone, sfavorisce la diseccitazione non radiativa. Altro fattore è il tempo di vita dell'acqua coordinata.

Tempo di vita dell'acqua coordinata[modifica | modifica sorgente]

Le molecole di acqua di sfera coordinativa interna (quelle direttamente legate allo ione metallico da legame covalente) si scambiano rapidamente con quelle del blocco del solvente (termine che, al di fuori della Magnetic Resonance, indica tutte le altre), facilitando ancora di più il meccanismo di diseccitazione non radiativo.

Diseccitazione - Radiativa[modifica | modifica sorgente]

E* E_0 + h\nu '

L'unica soluzione è quindi rendere lo ione inaccessibile al solvente, pur tenendolo complessato dal sistema "antenna". Si usano per questo i criptandi, strutture macrocicliche (inventate da Lehn e che gli valsero il nobel nel 1987) in grado di intrappolare gli ioni sottraendoli al solvente. Avremo quindi una soluzione luminescente (rosa pallido), talvolta per GIORNI dopo pochi minuti di esposizione alla luce.

Storia[modifica | modifica sorgente]

L'europio è stato dapprima osservato da Paul Émile Lecoq de Boisbaudran nel 1890 che osservò linee spettrali insolite non attribuibili né al samario né al gadolinio in campioni in cui questi due elementi erano stati concentrati; la scoperta effettiva tuttavia è attribuita a Eugène-Anatole Demarçay che ipotizzò nel 1896 che i campioni di samario fossero contaminati da un elemento ancora sconosciuto, che riuscì a isolare nel 1901.

La sintesi di europio metallico puro è avvenuta solo in tempi relativamente recenti.

Disponibilità[modifica | modifica sorgente]

L'europio non si trova libero in natura; è però contenuto in diversi minerali, di cui i più importanti sono la bastnasite e la monazite.

Composti[modifica | modifica sorgente]

Tra i composti dell'europio si annoverano i seguenti sali:

Isotopi[modifica | modifica sorgente]

L'europio in natura è una miscela di due isotopi stabili, 151Eu e 153Eu, con quest'ultimo leggermente più abbondante (52,2%).

Sono noti 35 isotopi radioattivi, di cui i più stabili sono 150Eu (emivita: 36,9 anni), 152Eu (13,516 anni) e 154Eu (8,593 anni). Tutti gli altri hanno un tempo di dimezzamento inferiore a 4,7612 anni e la maggior parte di essi inferiore a 12,2 secondi. L'europio ha anche 8 metastati di cui i più stabili sono 150mEu (emivita: 12,8 ore), 152m1Eu (9,3116 ore) e 152m2Eu (96 minuti).

La principale modalità di decadimento degli isotopi più leggeri di 153Eu è la cattura elettronica con conversione in isotopi del samario, quelli più pesanti subiscono invece preferenzialmente un decadimento beta convertendosi in isotopi del gadolinio.

Precauzioni[modifica | modifica sorgente]

La tossicità dei composti dell'europio non è stata indagata a fondo, ma non vi sono chiare indicazioni che sia più tossico di altri metalli pesanti. La polvere del metallo può incendiarsi o provocare esplosioni.

L'europio non ha alcun ruolo biologico noto.

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Suyver F. - Meijerink A., Europium beveiligt de Euro, Chemisch2Weekblad, 2002.

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Altri progetti[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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