Europio

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Europio
   

63
Eu
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
samario ← europio → gadolinio
Aspetto
Generalità
Nome, simbolo, numero atomicoeuropio, Eu, 63
Serielantanidi
Gruppo, periodo, blocco—, 6, f
Densità5 244 kg/m³
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico151,964 
Raggio atomico (calc.)180 pm
Raggio covalente(198 ± 6) pm
Configurazione elettronica[Xe]4f76s2
e per livello energetico2, 8, 18, 25, 8, 2
Stati di ossidazione3 (debolmente basico)
Struttura cristallinacubica a corpo centrato
Proprietà fisiche
Stato della materiasolido
Punto di fusione1 099 K (826 °C)
Punto di ebollizione1 802 K (1 529 °C)
Volume molare28,97 × 10−6 /mol
Entalpia di vaporizzazione176 kJ/mol
Calore di fusione9,21 kJ/mol
Tensione di vapore144 Pa a 1 095 K
Altre proprietà
Numero CAS7440-53-1
Elettronegatività1,2 (scala di Pauling)
Calore specifico180 J/(kg·K)
Conducibilità elettrica1,12 × 106 /m·Ω
Conducibilità termica13,9 W/(m·K)
Energia di prima ionizzazione547,1 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione1 085 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione2 404 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione4 120 kJ/mol
Isotopi più stabili
isoNATDDMDEDP
150Eusintetico 36,9 anniε2,261150Sm
151Eu47,8% Eu è stabile con 88 neutroni
152Eusintetico 13,516 anniε1,874152Sm
152Eusintetico 13,516 anniβ1,819152Gd
153Eu52,2% 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 wikitesto]

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

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

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

L'ossido di europio, Eu2O3, era 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 nella 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, poiché forma con essi dei composti diastereoisomerici i cui segnali NMR del 1H o del 13C risuoneranno a diverse frequenze. Inoltre i complessi dei lantanidi vengono utilizzati come agenti di contrasto nell'MRI grazie alle loro proprietà paramagnetiche.

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 che è tenuta segreta dalla BCE.

Gli ioni Eu3+, per quanto più stabili degli ioni Eu2+, e gli ioni Sm3+ sono gli unici ioni lantanidi ad avere stati elettronici eccitati accessibili anche a temperatura ambiente.

Fotoluminescenza[modifica | modifica wikitesto]

I composti lantanoidei in generale sono molto usati per applicazioni di fotoluminescenza, ovvero processi in cui la radiazione assorbita induce la formazione di uno stato eccitato che si disattiverà in parte emettendo radiazione, andando così a produrre fluorescenza o fosforescenza:

Gli stati eccitati a bassa energia per un lantanide sono quelli derivanti da transizioni intraconfigurazionali, ovvero dal cambio di valore dello stato di spin di un elettrone all'interno di una data configurazione elettronica.[2]

Questi stati eccitati sono buoni emettitori poiché si disattivano per vie non-radiative meno facilmente rispetto agli stati elettronici eccitati, tuttavia l'assorbimento verso questi stati è proibito dalle regole di selezione di spin. per popolare questi stati, tipicamente in complessi anche di Eu3+, si utilizzano dei leganti che fungano da "antenna", ovvero assorbano la radiazione e, tramite un processo di energy transfer, popolano questi stati eccitati. il processo è noto come AETE, acronimo di Assorbimento Energy Transfer Emissione.[3][4][5]

Un problema di questi stati eccitati intraconfigurazionali è il loro piccolo rispetto allo stato fondamentale elettronico: possono essere quenchati da moti vibrazionali del legame O-H del solvente. Si utilizza quindi D2O per sfavorire queste disattivazioni, in quanto con l'acqua deuterata servono dei quanti energetici più grandi per avere la stessa energia di uno stato elettronico anche se a bassa energia come quelli descritti, oppure si utilizzano complessi di Eu3+ con leganti criptandi che proteggono dal contatto col solvente e da eventuali collisioni disattivative che porterebbero a un calo della resa quantica di fluorescenza.[6]

Storia[modifica | modifica wikitesto]

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, tuttavia la scoperta effettiva 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 wikitesto]

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 wikitesto]

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

Isotopi[modifica | modifica wikitesto]

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 (con un'emivita di 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 di 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 wikitesto]

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 wikitesto]

  1. ^ (EN) Freek Suyver e Andries Meijerink, Europium beveiligt de Euro, Chemisch2Weekblad, 2002.
  2. ^ Vincenzo Balzani, Paola Ceroni, Alberto Juris, Photochemistry and Photophysics: Concepts, Research, Applications, Wiley, 2014, ISBN 978-3-527-33479-7.
  3. ^ (EN) Stephen I. Klink, Gerald A. Hebbink e Lennart Grave, Synergistic Complexation of Eu 3+ by a Polydentate Ligand and a Bidentate Antenna to Obtain Ternary Complexes with High Luminescence Quantum Yields, in The Journal of Physical Chemistry A, vol. 106, nº 15, 20 marzo 2002, pp. 3681–3689, DOI:10.1021/jp012617o. URL consultato il 2 agosto 2016.
  4. ^ Lena J. Daumann, Philipp Werther e Michael J. Ziegler, Siderophore inspired tetra- and octadentate antenna ligands for luminescent Eu(III) and Tb(III) complexes, in Journal of Inorganic Biochemistry, DOI:10.1016/j.jinorgbio.2016.01.006. URL consultato il 2 agosto 2016.
  5. ^ (EN) Srikanth Dasari e Ashis K. Patra, Luminescent europium and terbium complexes of dipyridoquinoxaline and dipyridophenazine ligands as photosensitizing antennae: structures and biological perspectives, in Dalton Trans., vol. 44, nº 46, 18 novembre 2015, pp. 19844–19855, DOI:10.1039/c5dt02852c. URL consultato il 2 agosto 2016.
  6. ^ Sabbatini, Nanda; Guardigli, Massimo; Manet, Ilse, Antenna effect in encapsulation complexes of lanthanide ions, in Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths, vol. 23, Gschneidner, Karl A., Jr.; Eyring, LeRoy, pp. 69-119.

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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