Configurazione elettronica e Tavola periodica. Lezioni 13-16

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1 Configurazione elettronica e Tavola periodica Lezioni 13-16

2 Orbitali possibili

3 Gusci e sottogusci Gli elettroni che occupano orbitali con lo stesso valore di numero quantico principale n si dice che sono nello stesso guscio elettronico. Gli orbitali di un dato guscio possono essere classificati in sottogusci, ciascuno dei quali è caratterizzato da un differente valore del numero quantico angolare l e da una forma caratteristica.

4 Gli elettroni negli orbitali Gli elettroni sono presenti a partire dagli orbitali che hanno energia minore, cioè da quelli che hanno un più basso valore del numero quantico principale n.

5 Principio di esclusione di Pauli Due elettroni in un atomo non possono essere descritti dalla stessa sequenza dei quattro numeri quantici (n, l, m l, m s ) Nessun orbitale atomico può contenere più di due elettroni n=1, l=0, m l =0, m s = 1/2 1 s n=1, l=0, m l =0, m s =+1/2 Gli orbitali non costituiscono letteralmente delle cose o delle scatole nelle quali si mettono gli elettroni. I termini orbitale e funzione d onda sono sinonimi.

6 In un unico orbitale non vi possono essere più di due elettroni e, se ve ne sono due, essi devono avere numero di spin opposto.

7 L energia degli orbitali L energia degli orbitali aumenta all aumentare dei valori di n e di l. A parità di forma, e quindi di l, l energia aumenta con n. A parità di n l energia aumenta secondo l ordine s, p, d, f. A parità di n e di l gli orbitali sono isoenergetici.

8 The Shell Game (n = 1) + n = 1 n = 2 n = 3 The Shell Game (n = 2) + n = 1 n = 2 n = 3

9 The Shell Game (n = 3) + n = 1 n = 2 n = 3

10 L ordine di riempimento degli orbitali In ogni orbitale non vi possono essere più di due elettroni. I due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposto. Ogni elettrone va a occupare l orbitale che ha energia minore, tra quelli non completi già con due elettroni. Nel completamento di orbitali isoenergetici, gli elettroni occupano, con spin parallelo tra loro, il maggior numero possibile di quelli vuoti.

11 Ordine di riempimento degli orbitali

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13 La configurazione elettronica

14 Magnetismo W. Gilbert: la Terra è una grande calamita sferica che dà origine ad un campo magnetico che circonda il pianeta. Per misurare le proprietà magnetiche di un campione viene usata una bilancia magnetica: il campione viene prima pesato con l elettromagnete spento. Poi viene acceso e si ripesa il campione. Se la sostanza è paramagnetica il campione viene attratto dal campo magnetico ed il suo peso apparente aumenta.

15 Il paramagnetismo e gli elettroni spaiati Diamagnetico = tutti gli spin elettronici sono appaiati, N S = il campo magnetico è cancellato S N Paramagnetico = elettroni spaiati Sostanze diamagnetiche Possiedono elettroni accoppiati e sono leggermente respinte da un campo magnetico intenso: la maggior parte delle sostanze appartiene a questa categoria. N S Sostanze paramagnetiche Parecchi metalli e altri composti che possiedono elettroni spaiati sono attratti da un campo magnetico. = Sostanze ferromagnetiche (ad es. la magnetite Fe 3 O 4 ) presentano forti proprietà magnetiche e possono essere elementi, leghe, o composti: in esse gli atomi contenenti elettroni dispari danno luogo ad allineamenti locali formando domini magnetici

16 Riassumendo: 1. Sono possibili al massimo 2 elettroni per orbitale. 2. Gli elettroni andranno ad occupare orbitali disponibili a più bassa energia = Principio Aufbau (costruzione ideale di atomi). 3. Due elettroni non possono avere gli stessi numeri quantici: Principio di esclusione di Pauli. l = m l = 0 n =

17 Regola di Hund X P x P y P z P x P y P z 4. Quando si riempie un sottoguscio, gli elettroni riempiono dapprima gli orbitali vuoti, poi quando non sono più disponibili orbitali si appaiano La disposizione più stabile di elettroni è quella che possiede il massimo numero di elettroni spaiati.

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21 La configurazione elettronica

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24 All estrema destra del Sistema, vi è il blocco degli orbitali p. In questo blocco abbiamo gli elementi nei quali l ultimo elettrone è disposto in un orbitale p. I due blocchi, s e p, formano otto colonne, chiamate gruppi principali. Nel Sistema periodico abbiamo perciò otto gruppi principali. Al centro del Sistema periodico, c è il blocco degli orbitali d. Gli elementi che appartengono a questo blocco sono chiamati elementi di transizione. Più in basso, in marrone, troviamo il blocco degli orbitali f,

25 Tavola Periodica Nel Sistema periodico ci sono 7 periodi, 8 gruppi, il blocco degli elementi di transizione e il blocco degli orbitali f ; In ogni casella sono indicati il numero atomico, il simbolo chimico e il peso atomico dell elemento; Gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero atomico; Gli orbitali sono disposti in ordine crescente di energia; In corrispondenza di ogni valore del numero quantico principale si trovano gli orbitali s e p che hanno quel valore di n.

26 Configurazione elettronica esterna Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna. Le proprietà chimiche degli elementi non dipendono dal numero totale degli elettroni, ma dalla configurazione elettronica esterna. Le proprietà chimiche degli elementi dello stesso gruppo, aventi la stessa configurazione elettronica esterna, sono simili.

27 I gas inerti e l ottetto Gli elementi dell ottavo gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche che differiscono nettamente da quelle di tutti gli altri. Elio (He), neon (Ne), argon (Ar), cripto (Kr), xenon (Xe) e radon (Rn) si trovano comunemente allo stato aeriforme, sono molto stabili, hanno scarsissima reattività chimica, con gran difficoltà formano composti e si trovano, perciò, sempre allo stato atomico. Proprio per la loro scarsissima reattività questi elementi sono stati chiamati gas inerti o gas nobili La configurazione elettronica esterna dei gas nobili è s 2 p 6. I gas inerti hanno otto elettroni negli orbitali s e p più esterni. La configurazione elettronica esterna s 2 p 6 si chiama ottetto. Un elemento chimico, nel corso delle reazioni in cui è coinvolto, tende a raggiungere la configurazione elettronica esterna s 2 p 6, cioè l ottetto, che è la configurazione stabile a bassa energia.

28 Volumi atomici Volume atomico e raggio atomico aumentano scendendo nel gruppo e diminuiscono andando verso destra nel periodo.

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30 Cationi ed anioni Un atomo che ha ceduto uno o più elettroni è uno ione positivo o catione. Un atomo che ha acquistato uno o più elettroni è uno ione negativo o anione.

31 Cationi ed anioni Ogni atomo è elettricamente neutro, perché contiene lo stesso numero di cariche positive e negative. Se un atomo cede uno o più elettroni, la carica positiva del nucleo non è più neutralizzata e ci sono cariche positive in eccesso; se acquista uno o più elettroni le cariche in eccesso sono quelle negative. Il risultato è che l atomo si è trasformato in una specie chimica diversa, detta ione, con una o più cariche elettriche positive o negative.

32 Aumenta Aumenta Energia di I ionizzazione Trend generale per le energie di prima ionizzazione

33 Energia richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo gassoso isolato. Na Na + + e - Mg (g) Mg + (g) + e - Mg + (g) Mg 2+ (g) + e - EI 1 = 738 kj/mol EI 2 = 1451 kj/mol EI 1 = Energia di prima ionizzazione, sempre positiva o endotermica poichè l energia deve essere ceduta per rimuovere un elettrone. EI 2 = Energia di seconda ionizzazione, sempre maggiore di quella di prima ionizzazione.

34 Si chiama energia di ionizzazione di un elemento l energia necessaria per sottrarre a un suo atomo l elettrone più esterno.

35 E l energia associata con l acquisto di un elettrone da parte di un atomo gassoso isolato Un valore di affinità elettronica PIU NEGATIVO significa che l atomo ha una maggior affinità per l elettrone. Maggiore sarà l energia rilasciata, più stabile risulterà l anione. Cl + e - Cl - (+ / E)

36 Aumenta l affinità per l elettrone EA diventa più negativa Affinità elettronica Aumenta l affinità per l elettrone EA diventa più negativa Affinità elettronica Le affinità elettroniche diventano più grandi (più negative) lungo un periodo a causa dell aumento dell effetto della carica nucleare

37 Aumentano le repulsioni elettroneelettrone e gli anioni sono più grandi dell atomo da cui derivano I cationi perdono densità elettronica e sono più piccoli dell atomo da cui derivano

38 Cationi Anioni

39 Capacità di un atomo in una molecola di attrarre elettroni di un altro atomo, impegnato in un legame comune; in molecole con atomi diversi, gli elettroni di legame tendono perciò a creare una situazione asimmetrica sbilanciata verso l'atomo più elettronegativo. Movimento degli elettroni di legame Maggiore affinità elettronica Legame polare tra gli atomi A e B

40 (A), se i due atomi hanno lo stesso volume, le forze si bilanciano e gli elettroni si distribuiscono alla stessa distanza dai due nuclei. (B), se invece i due atomi hanno volume diverso, gli elettroni di legame si spostano verso l atomo più piccolo. (C), l elettronegatività degli elementi aumenta nel periodo e diminuisce nel gruppo.

41 Alta elettronegatività = Alta attrazione per l elettrone = Alta carica nucleare effettiva Gli atomi con elevate elettronegatività hanno anche alte energie di ionizzazione ed elevate affinità per l elettrone L elettronegatività diminuisce nel gruppo e aumenta nel periodo.

42 Si definisce elettronegatività di un elemento la tendenza che ha un atomo dell elemento ad attirare verso di sé gli elettroni di legame

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