Tabella Periodica. Configurazioni elettroniche (Aufbau) La tabella periodica. Periodicità chimiche e fisiche. I gruppi e periodi

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1 Tabella Periodica Configurazioni elettroniche (Aufbau) La tabella periodica I gruppi e periodi Periodicità chimiche e fisiche Volumi atomi e ioni, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività

2 OGNI ORBITALE E INDIVIDUATO DALLA TERNA DEI NUMERI QUANTICI n, l, m

3 Il principio di esclusione di Pauli. Esiste un ulteriore numero quantico definito numero quantico di spin m s, che può assumere valori di -1/2 o +1/2 (per elettrone). Nessuna coppia di elettroni può avere gli stessi 4 numeri quantici e quindi un orbitale può ospitare solo 2 elettroni. Questa regola non ha eccezioni. Wolfgang Pauli +1/2-1/2

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5 AUFBAU: (costruzione) 3. Principio di Hund: il riempimento di un orbitale degenere (stessa energia) si ha soltanto se gli altri orbitali degeneri sono già occupati da un elettrone. Regole: In un atomo allo stato fondamentale (ground state) 1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile 2. Principio di Pauli: un orbitale può essere vuoto oppure occupato da un massimo di due elettroni. Due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin antiparallelo.

6 Energie dei sottolivelli Nell idrogeno c è un singolo elettrone, la energia che può acquistare se eccitato dipende solo dal numero quantico principale n dell orbitale che occupa. Animazione

7 Il nucleo possiede una carica elevata e gli elettroni si repellono Atomi multi-elettronic Carica nucleare effettiva (Z*) tiene conto della schermatura da parte degli elettroni e della repulsione tra gli elettroni. Gli orbitali s penetrano più vicino al nucleo e schermano di più (meno energia), quelli p penetrano meno e sono più lontani (energia maggiore), Quelli d ancor

8 Principio dell Aufbau (riempimento) Schema semplificato dei livelli energetici atomici Distribuzione energetica reale dei livelli energetici atomici 7p

9 Configurazioni elettroniche degli atomi Elenco degli orbitali occupati in un atomo nel suo stato fondamentale (ground state) di minor energia. L ordine dei livelli energetici degli orbitali 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d (per Z<21) 1s<2s<2p<3s<3p <3d <4s<4p<5s<4d (per Z>21, quando i 3d cominciano ad essere occupati)

10 Schema empirico da adottare per il corretto riempimento degli orbitali atomici 4f

11 principio dell aufbau iempimento). Configurazioni elettroniche possibili del B Z= 6 configurazioni elettroniche sono struite riempendo per primi gli bitali ad energia più bassa uando le differenze di energia no significative). l principio di esclusione di Pauli. essuna coppia di elettroni può ere gli stessi 4 numeri quantici e indi un orbitale può ospitare lo 2 elettroni. Questa regola non eccezioni. gola di Hund. Laddove gli orbitali nno la stessa energia (degenerati) quasi, questi vengono riempiti ascuno con un elettrone, con spin ralleli, prima che inizi ccoppiamento. Altre nfigurazioni rappresentano stati citati (non sono vietate). Configurazione elettronica corretta

12 2-Elio (He) 1-Idrogeno (H) 1s 4-Berillio (Be) 3-Litio (Li) 2s 7-Azoto (N) 6-Carbonio (C) 5-Boro (B) 2p 10-Neon (Ne 9-Fluoro (F) 8-Ossigeno (O Nella costruzione ideale degli atomi (AUFBAU), ogni elettrone - va ad occupare l orbitale a più bassa energia, fra quelli disponibili (un orbitale può contenere un numero massimo di due elettroni, Principio di Pauli) - quando più orbitali hanno uguale energia (gli orbitali 2p in questo esempio), vengono prima semi-riempiti tutti gli orbitali 2p (Principio di Hund) energia 2s 2p x 2p y 2p z

13 1s Dopo il riempimento degli orbitali 3s 3p, il 19 elettrone va ad occupare l orbitale 4s. Completato questo orbitale (con il Ca), il 21 elettrone si va a porre in uno dei cinque orbitali 3d. energia 4s 3s 2s 3p x 3p y 3p z 2p x 2p y 2p z 3d

14 aufbau La procedura della aufbau permette di predire correttamente circa l 80% delle configurazioni elettroniche allo stato fondamentale. Ci sono delle eccezioni. La Ac Cr NbMo Cu RuRh PdAg Pt Au Ce Gd Th Pa Np Cm

15 Cromo (Cr( Cr,, Z=24, [Ar].3d5.4s1)

16 Cu Z=29, [Ar].3d10.4s1

17 Modi di rappresentazione delle configurazioni elettroniche s s 4s 3s 2s 3p 2p 3p 2p Esempio del Calcio (Ca, Z=20) Spettroscopico 1s 2, 2s 2 p 6,3s 2 p 6,4s 2 Gas nobili [Ar]4s 2 1s 1s

18 Configurazioni elettroniche degli ioni I cationi (ioni con carica +) si formano togliendo elettroni dagli orbitali a maggior energia (esterni) Glianioni (-) aggiungendo elettroni agli orbitali disponibili a minore energia

19 domande Carbonio, Z=6 Bismuto (Bi), Z=83 Cu (II), Z=27

20 VIA Identica configurazione elettronica più esterna: stesso Gruppo 8 O d p p s s p s 1s s 2 2s 2 2p d f 34 Se d f d p p s s p s s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p p 4

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22 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ELEMENTO DETERMINA LA POSIZIONE CHE LO STESSO OCCUPA NELLA TABELLA PERIODICA

23 Elementi disposti in ordine crescente di massa atomica

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25 Tabella periodica Lo schema complessivo della tavola periodica fu scoperto dal chimico russo Mendeleev nel 1869 che dispose gli elementi in gruppi e periodi in ordine di peso atomico. La tavola periodica è divisa in blocchi, dall'ultimo sottolivello occupato in base al principio di Aufbau. Gli elementi appartenenti ai blocchi s e p sono detti elementi dei gruppi principali. Il numero del periodo di un elemento corrisponde al numero quantico principale del guscio di valenza dei suoi elettroni. il numero del gruppo corrisponde alla somma dei numeri degli elettroni s e p presenti nel guscio di valenza. Tutti i membri dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione di valenza (con valori differenti di n).

26 Tabella Periodica: i gruppi e i periodi Gruppi Periodi

27 I periodi sono individuati da numeri RIGO o PERIODO

28 I gruppi sono individuati da numeri romani e dalle lettere A o B COLONNA o GRUPPO

29 NOMI COMUNI DI ALCUNI GRUPPI

30 Periodicità delle proprietà Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica e mostrano una sorprendente periodicità: variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica. Dimensioni degli atomi Energia di ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività.

31 Dimensioni atomiche Le dimensioni di un atomo sono determinate dalla distribuzione degli elettroni intorno al nucleo. Non e possibile determinare sperimentalmente le dimensioni di un atomo isolato.

32 Raggi atomici J.C. Slater ha proposto un insieme congruente di raggi atomici basandosi sulle distanze tra atomi nelle sostanze elementari e nei composti allo stato solido. I raggi atomici sono stati definiti in modo tale che la somma dei raggi dia le distanze fra i nuclei. Naturalmente il raggio atomico varierà a seconda di come l'atomo in esame interagisce con i suoi vicini, ma la deviazione dal valor medio del raggio atomico è entro 12 pm.

33 Dimensioni degli atomi aggi atomici: Il raggio atomico di un elemento metallico: metà della distanza che separa i centri di atomi adiacenti in un campione solido Raggi covalenti in solidi covalenti. raggi atomici

34 Diminuzione nell'ambito di un periodo Aumentando il numero di elettroni nello stesso guscio orbitalico aumenta l attrazione con i protoni nucleari causando una contrazione Aumento all'interno di un gruppo Si occupa un guscio orbitalico con numero quantico principale n maggiore e quindi più voluminoso raggi atomici

35 Raggi atomici

36 Raggi atomici (in pm) di lantanidi e attinidi * Ce 185 Pr 185 Nd 185 Pm 185 Sm 185 Eu 185 Gd 180 Tb 175 Dy 175 Ho 175 Er 175 Tm 175 Yb 175 Lu 175 ** Th 180 Pa 180 U 175 Np 175 Pu 175 Am 175

37 - e- RAGGI IONICI e-e catione atomo neutro anione

38 Raggio ionico i cationi sono più piccoli degli atomi neutri da cui derivano: gli elettroni del core sono legati molto saldamente al nucleo. il raggio cationico diminuisce lungo un periodo ed aumenta scendendo lungo un gruppo. gli anioni sono più grandi degli atomi neutri da cui derivano: hanno un maggior numero di elettroni che si repellono

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40 Energia di ionizzazione è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dallo stato fondamentale di un atomo gassoso (formazione di un catione). l'energia di prima ionizzazione I è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro E gassoso: E(g) + I E + (g)+e - (g) energia necessaria = I, L'energia di seconda ionizzazione I 2 è la minima energia necessaria per rimuovere un elettrone dal catione con carica elettrica unitaria: E + (g)+ I 2 E 2+ (g) + e - (g) energia necessaria = I 2

41 Energia di prima ionizzazione E sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, e quindi bisogna spendere energia.

42 L energia di ionizzazione aumenta spostandosi verso destra e verso l alto nella tavola periodica degli elementi. aumenta nel un periodo: atomi diventano più piccoli, gli elettroni sono più vicini ad un nucleo più fortemente carico Diminuisce nel gruppo: perchè l'elettrone più esterno e più distante dal nucleo Le basse energie di ionizzazione giustificano il carattere metallico. Un metallo allo stato metallico è costituito da un insieme di cationi circondati da un

43 Doppietti inerti Gli elementi del blocco p hanno nel guscio di valenza elettroni s con energia di ionizzazione maggiore. Quindi gli elettroni p vengono persi per primi. La differenza aumenta verso il basso ed i due elettroni s di un metallo pesante si comportano come un «doppietto inerte»: una coppia di elettroni s di un guscio di valenza che sono saldamente legati all'atomo.

44 Affinita' elettronica Energia relativa alla reazione di perdita di un elettrone da parte di ione monoatomico negativo gassoso. X - X + e - Energia scambiata nell acquisizione di un elettrone da parte di un atomo neutro A + e > > A - + Energia

45 Affinità elettronica. l energia scambiata quando un atomo neutro viene addizionato di un elettrone (formazione di anione): E(g) + e - E - (g) + AF Si dice che un elemento ha una elevata affinità elettronica forma un anione in modo esotermico, rilascia energia (entalpia negativa) i valori (negativi) più alti si riscontrano in prossimità del fluoro.

46 Affinita elettronica Gli atomi della maggior parte degli elementi hanno affinita elettronica < 0. Eccezioni: gas nobili, Be (2s 2 ), Mg (3s 2 ), N (2s 2 2p 3 ). Questa e una riprova che ci sono delle configurazioni elettroniche relativamente piu stabili delle altre.

47 Elettronegatività elettronegatività χ (la lettera greca chi), definita come media di (energia di ionizzazione+affinità elettronica) Energia di ionizzazione Affinità elettronica Comportamento Elettronegatività E(g) + I E + (g)+e - (g) E(g) + e - E - (g) + AF bassa (Bassa) cationi bassa (Alta) alta anioni alta

48 Gli andamenti periodici Raggio atomico E. di 1 ionizzazione Elettronegatività

49 Proprietà chimiche Sono chiamati METALLI gli elementi con bassa affinità per l elettrone e basso valore della energia di ionizzazione: formano cationi Sono elementi metallici quelli del primo e del secondo gruppo della tavola periodica. Gli elementi di transizione hanno carattere metallico. Si definiscono non metallici gli elementi del V-VII gruppo. Gli elementi del III gruppo hanno caratteristiche intermedie e vengono definiti elementi anfoteri.

50 Metalli non metalli

51 Metalli e non-metalli

52 Blocco s

53 Gli elementi del blocco s. Metalli grigio-argentei, teneri, molto reattivi Gli elettroni più esterni sono persi facilmente: ioni 1 + (Gruppo 1); ioni 2 + (Gruppo II). Gruppo 1 riducono l'acqua a idrogeno: La vivacità aumenta scendendo lungo il gruppo. Il litio reagisce blandamente, il sodio vivace e il cesio esplosivo 2K(s) +2H 2 O(1) 2KOH(aq) +2H 2 (g) gli elementi del Gruppo II, con esclusione del berillio, riducono l'acqua a idrogeno: la reazione è meno violenta e il magnesio reagisce solo con acqua calda Ca(s) + 2H 2 O(1) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g) Tutti gli elementi del blocco s formano ossidi basici che reagiscono con l'acqua per formare idrossidi: CaO(s) + H 2 O(1) Ca(OH) 2 (aq)

54 Reattività con l acqua primo gruppo Litio (Li) Sodio (Na) Potassio (K) 2 Me + 2 H 2 O 2 MeOH + H 2

55 Blocco p

56 Gli elementi del blocco p. A sx: le energie di ionizzazione sono piuttosto elevate ed essi sono meno reattivi dei metalli del blocco s. Nel Gruppo IV, il piombo e lo stagno sono metalli e presentano in misura non trascurabile anche carattere non metallico, in quanto formano ossidi anfoteri: SnO(s) + 2H + (aq) Sn ++ (aq) + H 2 O(l) SnO(s) + OH - (aq) + H 2 O(l) [Sn(OH)3] - (aq) A dx Gli elementi acquistano elettroni per raggiungere una configurazione con il livello esterno completo. Gli elementi situati in alto a destra come l'ossigeno, lo zolfo e gli alogeni, sono perciò tipici non-metalli e si trovano nei composti ionici sotto forma di anioni.

57 Blocco d

58 Gli elementi del blocco d sono metalli di transizione. Le proprietà degli elementi del blocco d sono intermedie, o di transizione, tra quelle degli elementi del blocco s e quelle degli elementi del blocco p; da qui l'origine del loro nome A sx (Sc) sono più reattivi, a dx, (Cu, Au) sono meno reattivi. molti di essi possono formare cationi con carica differente: Fe ioni Fe(II) e Fe (III), Cu ioni Cu(I) e Cu(II),

59 Relazioni diagonali. ma anche con gli alcali: Be(s) + 2OH - (aq) + H 2 O(1) - [Be(OH) 4 ] 2 - (aq) + H 2 (g) 2Al(s) + 2OH - (aq) + 6H 2 O(1) - 2[AI(OH)] 4- (aq) + 3H 2 (g) Vi è una similitudine tra elementi adiacenti in diagonale nella tavola periodica, soprattutto a sinistra della tavola. Una linea diagonale divide i metalli dai non-metalli Nel blocco s, Li e Mg presentano molte proprietà simili (entrambi reagiscono con N 2 ) Be e Al sono anfoteri e reagiscono con gli acidi: Be(s)+2H + (aq) Be 2+ (aq) + H 2 (g) 2Al(s) + 6H + (aq) 2Al 3+ (aq) + 3H 2 (g)

60 uanti e quali ingredienti elementari sono necessari per fare un organismo vivente? He Ne Ar Kr Xe Rn