LEZIONE 2. Configurazioni elettroniche e tavola periodica

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1 LEZIONE 2 Configurazioni elettroniche e tavola periodica COSTRUZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA 1. Principio di Aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali in ordine crescente di energia. dipende dai numeri quantici n ed l. 2. Principio di esclusione di Pauli: in un atomo due elettroni non possono essere descritti dalla stessa sequenza dei quattro numero quantici (principale, secondario, magnetico, spin) in un orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni. 3. Regola di Hund: quando si hanno a disposizione più orbitali degeneri (es. 2p), gli elettroni tendono a occuparli con spin paralleli finché ci sono orbitali vuoti a disposizione.

2 Riempimento degli orbitali in ordine crescente di energia 7s 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Energia n =1 n =2 2p 2s n = 3 3d 3p 3s n = 4 4f 4d 4p 4s 1 s

3 Principio di esclusione di Pauli In uno stesso orbitale, caratterizzato da una terna di numeri quantici (n, l, m) si possono avere soltanto due elettroni che, in tal caso, devono avere spin opposti. In un orbitale ci sono al massimo 2 e Distribuzione degli elettroni Il numero di sottolivelli in ogni livello è uguale al numero quantico principale n: n=1 (1s) n=2 (2s, 2p) n=3 (3s, 3p, 3d) n=4 (4s, 4p, 4d, 4f) Il numero massimo di elettroni in un sottolivello è: s 2e p 6e d 10e f 14e Il numero massimo di elettroni in un livello è2n 2. n=1 (1s 2 ) 2e n=2 (2s 2, 2p 6 ) 8e n=3 (3s 2, 3p 6, 3d 10 ) 18e n=4 (4s 2, 4p 6, 4d 10,4f 14 ) 32e

4 Livello (n) Distribuzione degli elettroni Sottolivelli (s, p, d, f) Numero di elettroni nei sottolivelli Numero totale di elettroni nel livello (2n 2 ) 1 1s s 2 8 2p 6 3 3s 3p d s 4p 4d 4f Esempi Scrivere la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 4 1 s 2 s 2 p

5 Riempimento dei livelli n=1 e n=2 H 1s 1 He 1s 2 1s 2s 2p x 2p y 2p z Li 1s 2 2s 1 Be 1s 2 2s 2 B 1s 2 2s 2 2p 1 C 1s 2 2s 2 2p 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 O 1s 2 2s 2 2p 4 F 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Dopo il riempimento degli orbitali 3s 3p, il 19 elettrone. Completato questo orbitale (con il Ca), il 21 elettrone si va a porre in uno dei cinque orbitali 3d. energia 4s 3s 3p x 3p y 3p z 3d 2s 2p x 2p y 2p z 1s

6 TAVOLA PERIODICA Tavola periodica Metalli e non metalli Reattività dei gruppi I, II, VI, VII Cenni su III, IV, V gruppo Gas nobili Valenza Affinità elettronica Energia di ionizzazione Elettronegatività LA TAVOLA PERIODICA Dmitri Mendeleev ( ) Concepita dal chimico Mendeleev sulla base di analogie e differenze di comportamento tra i vari elementi Riorganizzazione e razionalizzazione successiva in termini di struttura elettronica dei vari elementi

7 LA TAVOLA PERIODICA Otto colonne = VIII gruppi Sette righe = 7 periodi I gruppi sono numerati da I a VIII da sinistra a destra e i periodi da 1 a Gli elementi a sinistra sono detti del blocco s, quelli a destra sono detti del blocco p e quelli al centro del blocco d (elementi di transizione). Nel VI periodo, tra il lantanio e si trovano ulteriori 14 elementi detti lantanidi. Nel VII periodo si ha un analogo gruppo di elementi aggiuntivi detti attinidi. Lantanidi e attinidi costituiscono il gruppo f della tavola periodica.

8 CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI IN METALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI) Una linea diagonale che taglia la tabella periodica, come descritto in figura, consente di individuare gli elementi di tipo metallico e non metallico GLI ELEMENTI METALLICI Solidi a temperatura ambiente (ad eccezione del mercurio: T f = 39 C) Alta conducibilità elettrica Ottimi conduttori del calore Alto potere riflettente e lucentezza metallica Duttili e malleabili Se riscaldati o esposti a radiazioni elevate si rileva effetto fotoelettrico ed effetto termoionico

9 GLI ELEMENTI NON METALLICI Possono essere gas, liquidi o solidi a temperatura ambiente Cattivi conduttori di calore Isolanti Non riflettono la luce e non hanno aspetto metallico Allo stato solido sono in genere fragili Non mostrano effetto fotoelettrico o termoionico ELEMENTI RAPPRESENTATIVI DI METALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)

10 3 Li 6, Na 22, K 39, Rb 85,47 55 Cs 132,91 (I GRUPPO) Hanno tutti carattere metallico Formano cationi di carica +1 Reagiscono con H 2,O 2 (formando ossidi basici di formula M 2 O che con acqua danno idrossidi che si comportano come basi forti), alogeni e H 2 O (la rex con acqua è violenta, la reattività aumenta lungo il gruppo) Essendo molto reattivi non si trovano in natura come metalli liberi ma soprattutto sottoforma di sali 2 Li + H 2 2 LiH 2 Na + Cl 2 2 NaCl 2 Li(s) + ½O 2 (g) Li 2 O(s) Li 2 O(s) + H 2 O(l) LiOH(s) 2 Li OH - 2 Na + 2H 2 O 2 NaOH + H 2 4 Be 9, Mg 24, Ca 40,08 38 Sr 87,62 56 Ba 137,34 ALCALINO-TERROSI (II GRUPPO) Hanno tutti carattere metallico, sono più duri rispetto ai metalli alcalini fondono a temperature più alte e sono meno reattivi Formano cationi di carica +2 (il Be, con E ion più alta, forma anche legami covalenti) Reagiscono con H 2, O 2 (formando ossidi basici di formula MO), alogeni e H 2 O (la rex con acqua è meno violenta di quella dei metalli alcalini) In natura si trovano soprattutto sottoforma di Sali e ossidi Ca + H 2 CaH 2 Be + Cl 2 BeCl 2 Ca(s) + ½O 2 (g) CaO(s) CaO(s) + H 2 O(l) CaOH 2 (s) Ca OH - Mg + 2 H 2 O Mg(OH) 2 + H 2

11 GRUPPI III-VI III VII METALLI NON METALLI Gli elementi dei Gruppi dal III al VII hanno caratteristiche varie, carattere metallico e non metallico. III GRUPPO Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns 2 np 1 Il boro è un non metallo mentre Al, Ga, In e Tl sono tutti metalli. 5 B 10, Al 26, Ga 69,72 Indio (In) (in alto) Alluminio (Al) (in basso) 49 In 114,82 81 Tl 204,37

12 Elementi del gruppo IV Pb Si Sn Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns 2 np 2 carbonio (non metallo), silicio e germanio (semi metalli) stagno e piombo (metalli) C 7 N 14, P 30, As 74, Sb 121,75 83 Bi 208,980 Gli elementi del V gruppo hanno configurazione elettronica ns 2 np 3, quelli del VI ns 2 np 4 La situazione nei Gruppi V e VI è simile a quella del Gruppo IV, ma aumenta la presenza di elementi non metallici. Così, nel Gruppo V si passa azoto (un gas, e principale costituente edalfosforo (non metalli) e (semimetalli) e al bismuto (metallo) Gli elementi del V gruppo hanno configurazione elettronica ns 2 np 3, quelli del VI ns 2 np 4 bismuto (Bi) azoto liquido (N 2 ) fosforo bianco (P 4 ) arsenico (As) antimonio (Sb)

13 DEL VI GRUPPO gas O 2 + 2H 2 2H 2 O solidi S + H 2 H 2 S O, S e Se sono non metalli; Te è un semimetallo Po è un metallo 9 F 18, Cl 35, Br 79, I 126,904 GRUPPO: ALOGENI Gli alogeni sono tipici non metalli. Hanno configurazione ns 2 np 5 A temperatura ambiente, Fluoro e Cloro sono gassosi, il Bromo è liquido e lo Iodio è solido. Tutti gli alogeni formano una molecola biatomica: F 2,Cl 2,Br 2 ei 2. cloro bromo iodio

14 2 per dare composti gassosi solubili in acqua a carattere acido: Cl 2 + H 2 2 HCl F 2 + H 2 2HF Reagiscono con i metalli dando alogenuri I Na 2 NaI VIII GRUPPO: GAS NOBILI Hanno configurazione elettronica ns 2 np 6 Sono tutti gas a temperatura ambiente Sono dei tipici non metalli Hanno struttura monoatomica Sono fortemente inerti 2 He 4, Ne 20, Ar 39, Kr 83,80 54 Xe 131,30

15 ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE RAGGIO ATOMICO AFFINITÀ ELETTRONICA ELETTRONEGATIVITÀ ENERGIA DI IONIZZAZIONE (EI) di un allontanare un elettrone da un atomo Atomo + Elemento Idrogeno (H) Elio (He) Sodio (Na) Energia di ionizzazione EI 2,18x10-18 J 3,9x10-18 J 0,8x10-18 J ione + elettrone

16 ENERGIA DI IONIZZAZIONE Gli elettroni di H e He appartengono entrambi al primo livello energetico (n=1) e sono circa alla stessa distanza dal nucleo. Tuttavia la carica più grande la forza di attrazione tra nucleo ed elettroni. Elemento Idrogeno (H) Elio (He) EI 2,18x10-18 J 3,9x10-18 J Energia di ionizzazione numero atomico.

17 RAGGIO ATOMICO Aumento della carica nucleare Diminuzione del raggio Aumento del numero quantico n Aumento del raggio affinità elettronica la variazione di energia che si misura quando un atomo libero cattura un elettrone Es. Cl (g) + e - (g) Cl - (g) E = -3,61 ev a ) di 3,61 ev.

18 La capacità di un atomo in una molecola di attrarre a sè gli elettroni di legame è chiamata elettronegatività. Tale capacità ha un andamento periodico: aumenta procedendo lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo

19 elemento più elettronegativo