Palladio (elemento chimico)

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Palladio
Aspetto
Aspetto dell'elemento
metallico, argenteo
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico palladio, Pd, 46
Serie metalli di transizione
Gruppo, periodo, blocco 10, 5, d
Densità 12023 kg/m3
Durezza 4,75
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 106,42 amu
Raggio atomico (calc.) 140 (169) pm
Raggio covalente 131 pm
Raggio di van der Waals 163 pm
Configurazione elettronica [Kr]4d10
e per livello energetico 2, 8, 18, 18, 0
Stati di ossidazione 0, +2, +3, +4
Struttura cristallina cubica a facce centrate
Proprietà fisiche
Stato della materia solido
Punto di fusione 1828,05 K (1554,9 °C)
Punto di ebollizione 3236 K (2963 °C)
Volume molare 8,56 × 10-6 m3/mol
Entalpia di vaporizzazione 357 kJ/mol
Calore di fusione 17,6 kJ/mol
Tensione di vapore 1,33 Pa a 1825 K
Velocità del suono 3070 m/s a 293,15 K
Altre proprietà
Numero CAS 7440-05-3
Elettronegatività 2,20
Calore specifico 244 J/(kg*K)
Conducibilità elettrica 9,5 × 106 /m ohm
Conducibilità termica 71,8 W/(m*K)
Energia di prima ionizzazione 804,4 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 1870 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 3177 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP
102Pd 1,02% Pd è stabile con 56 neutroni
104Pd 11,14% Pd è stabile con 58 neutroni
105Pd 22,33% Pd è stabile con 59 neutroni
106Pd 27,33% Pd è stabile con 60 neutroni
107Pd sintetico 6,5 × 106 anni β- 0,033 107Ag
108Pd 26,46% Pd è stabile con 62 neutroni
110Pd 11,72% Pd è stabile con 64 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

Il palladio è l'elemento chimico di numero atomico 46. Il suo simbolo è Pd.

È un metallo raro, di aspetto bianco-argenteo, del gruppo del platino a cui somiglia anche chimicamente: viene estratto principalmente da alcuni minerali di rame e nichel. I suoi usi più comuni sono nell'industria, come catalizzatore, e in gioielleria.

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

Il palladio non si ossida all'aria ed è l'elemento meno denso e con il punto di fusione più basso di tutto il gruppo del platino. È tenero e duttile dopo ricottura, ma aumenta molto la sua resistenza e durezza se viene lavorato a freddo (incrudito). È immune all'effetto dell'acido cloridrico ma viene attaccato dall'acqua regia.

Questo metallo è inoltre estremamente permeabile all'idrogeno: può assorbire fino a 900 volte il suo volume in idrogeno a temperatura ambiente. Si pensa che questo possa accadere grazie al formarsi di idruro di palladio (PdH2), ma non è chiaro se tale composto si formi realmente o sia solo un'associazione temporanea. Gli stati di ossidazione più comuni del Palladio sono 0, +2, +3 e +4. Di recente sono stati sintetizzati composti del Palladio in cui tale elemento assume stato di ossidazione +6[senza fonte].

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

Finemente disperso su supporto, il palladio è un ottimo catalizzatore, usato per accelerare reazioni di idrogenazione e deidrogenazione, come nell'industria del petrolio. Altri usi:

  • L'oro bianco è una lega d'oro e palladio, quest'ultimo è aggiunto per decolorare l'oro;
  • Come l'oro il palladio può essere ridotto in foglia, con spessori fino a 0,1 micron;
  • L'idrogeno (e solo esso, a causa della piccola dimensione) diffonde facilmente attraverso una membrana di palladio: per questo motivo si usa per purificare questo gas.
  • I sistemi di commutazione per le telecomunicazioni usano palladio;
  • È usato anche in odontoiatria, come componente di alcune leghe nobili utilizzate per la realizzazione di corone e ponti, e in orologeria;
  • nell'industria dell'abbigliamento è usato per placcare accessori metallici per calzoleria, per borse e per cinture;
  • nelle candele per i motori a scoppio aeronautici;
  • per strumenti chirurgici e contatti elettrici;
  • alcuni suoi sali sono utilizzati nella fotografia;
  • come catalizzatore per il post-trattamento di gas di scarico di motori a combustione interna;
  • come catalizzatore in sintesi organica in reazioni di accoppiamento come le reazioni di Heck, Suzuki, Negishi, Stille o di Buchwald-Hartwig.
  • come elettro-catalizzatore in celle a combustibile alcaline per l'elettro-ossidazione degli alcooli.
  • come uno degli elementi per la creazione di un vetro ad alto livello di resistenza.[1]
  • Costruzione di armature militari ad alta tecnologia (insieme al coltan e varie leghe)

Storia[modifica | modifica wikitesto]

Il palladio fu scoperto da William Hyde Wollaston nel 1803 contemporaneamente al rodio. Lo battezzò così in onore dell'asteroide Pallade, scoperto due anni prima.

Wollaston trovò il 46º elemento in un minerale grezzo di platino proveniente dal Sudamerica: dissolse il minerale in acqua regia, neutralizzò poi la soluzione con idrossido di sodio e la trattò con cloruro d'ammonio facendo precipitare il platino sotto forma di cloroplatinato d'ammonio. Aggiungendo poi cianuro di mercurio al liquido rimanente formò cianuro di palladio, che riscaldò per eliminare il cianuro e ottenere palladio metallico.

Il cloruro di palladio veniva prescritto in passato come cura per la tubercolosi in dosi di 0,065 grammi al giorno (circa 1 mg per kg di peso corporeo). Questo trattamento non aveva grossi effetti collaterali ma venne sostituito più tardi da farmaci più efficaci.

L'elemento palladio ha giocato un ruolo essenziale nell'esperimento di Martin Fleischmann e Stanley Pons, noto anche come fusione fredda.

Reperibilità[modifica | modifica wikitesto]

Il palladio si trova come metallo libero o in lega con platino, oro e altri metalli del gruppo del platino, in depositi alluvionali negli Urali, in Australia, Etiopia, Nord e Sudamerica; tuttavia la sua produzione commerciale viene per la maggior parte da depositi di rame-nichel in Sudafrica e nell'Ontario: anche se la sua concentrazione in quei minerali è molto bassa, il grande volume processato rende conveniente l'estrazione.

Isotopi[modifica | modifica wikitesto]

In natura il palladio è presente in sei isotopi stabili. Tra gli isotopi sintetici il più stabile è il 107Pd con un tempo di dimezzamento di 6,5 milioni di anni, mentre il 103Pd ha un tempo di dimezzamento di 17 giorni e il 100Pd ha un tempo di dimezzamento di 3,63 giorni. Sono stati osservati o creati altri diciotto radioisotopi con pesi atomici variabili da 92.936 u (93Pd) a 119.924 u (120Pd). La maggior parte di questi ha tempi di dimezzamento minori di mezz'ora a parte il 101Pd (tempo di dimezzamento: 8,47 ore), il 109Pd (tempo di dimezzamento: 13,7 ore), e il 112Pd (tempo di dimezzamento: 21 ore).

Il tipo di decadimento principale prima dell'isotopo stabile più abbondante, il 106Pd, è per cattura K seguita da decadimento beta. Il principale prodotto di decadimento prima del 106Pd è il rodio e subito dopo l'argento.

L'isotopo radioattivo 107Ag è un prodotto di decadimento del 107Pd e fu scoperto nel meteorite di Santa Clara in California, nel 1978. Gli scopritori ipotizzarono che la coalescenza e la differenziazione dei piccoli pianeti con nucleo di ferro poteva essere avvenuta una decina di milioni di anni dopo un evento di nucleosintesi. Le correlazioni fra Pd-107 e argento osservati in corpi celesti che sono chiaramente stati fusi dall'accrescimento del sistema solare riflette probabilmente l'esistenza di radionuclidi a breve vita nei primi tempi del sistema solare.

Curiosità[modifica | modifica wikitesto]

Nella cinematografia recente, il palladio è l'elemento utilizzato da Tony Stark nel film Iron Man (2008) come elettromagnete per tenere lontani dei frammenti metallici dal cuore e come fonte energetica per alimentare il reattore Arc, ossia il motore della tuta meccanica che crea e indossa il protagonista del film. Però col passare del tempo (come si può vedere nel film Iron Man 2), il palladio avvelenerà lo stesso Tony Stark il quale dovrà trovare un elemento che lo possa sostituire.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Un vetro più duro dell'acciaio

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • Francesco Borgese, Gli elementi della tavola periodica. Rinvenimento, proprietà, usi. Prontuario chimico, fisico, geologico, Roma, CISU, 1993, ISBN 88-7975-077-1.
  • R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tavola periodica e proprietà degli elementi, Firenze, Edizioni V. Morelli, 1998.

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]

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