CARICA EFFICACE Z eff = Z - S

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1 RAPPRESENTAZIONE SCHEMATICA ENERGIA RELATIVA ORBITALI E 3s 2s 1s 3p 2p 3d 3s 2s 1s 3p 2p 3d 3s 2s 3p 2p 3d IDROGENO (Z = 1) LITIO (Z = 3) 1s POTASSIO (Z = 19) Per Z = 1 (atomo di idrogeno: monoelettronico) l energia degli orbitali dipende solo dal numero quantico principale n. Per Z > 1 (atomi polielettronici) l energia dipende sia dal numero quantico n che dal numero quantico secondario l. Quindi, per Z > 1 E 2s < E 2p e E 3s < E 3p < E 3d PERCHÈ? EFFETTO SCHERMO Se in un atomo ci sono più elettroni, questi risentiranno non solo della FORZA ATTRATTIVA del NUCLEO (e - nucleo n+ ), ma anche della FORZA REPULSIVA tra gli ELETTRONI (e - e - ). Si osserva uno SCHERMAGGIO della CARICA NUCLEARE (di valore Z), nei confronti di un e -, da parte degli e - PIU INTERNI. CARICA EFFICACE Z eff = Z - S Z = n atomico = n e - S = schermo degli e - interni CARICA EFFICACE (Z eff ) è sempre minore della carica nucleare effettiva, esprime la carica risentita da ogni singolo elettrone valutando l effetto schermante del nucleo esercitato da tutti gli altri elettroni.

2 DISTRIBUZIONE DI PROBABILITÀ RADIALE ORBITALI 3s, 3p, 3d Ψ 2 4π r 2 CAPACITÀ PENETRANTE 3s > 3p > 3d Z eff (3s) > Z eff (3p) > z eff (3d) 3d + 3p 3s r L elettrone nell orbitale s spende più tempo vicino al nucleo dell elettrone p avente lo stesso numero quantico n. Per n = 2: 2s è PIÙ PENETRANTE di 2p perché 2s SCHERMA 2p. Quindi 2p risente di una carica nucleare Z eff minore dell elettrone 2s e E 2s < E 2p Analogo discorso vale per gli orbitali d Per n = 3: 3s è PIÙ PENETRANTE (SCHERMA) 3p 3p è PIÙ PENETRANTE (SCHERMA) 3d E 3s < E 3p < E 3d

3 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA Come ordinare gli elettroni all interno degli orbitali negli atomi nello stato fondamentale Gli elettroni vanno ad OCCUPARE gli ORBITALI disponibili a PIÙ BASSA ENERGIA in modo da rendere MINIMA L ENERGIA DELL ATOMO, seguendo le seguenti regole: a) PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI b) PRINCIPIO DI MASSIMA MOLTEPLICITÀ (REGOLA DI HUND) I tre numeri quantici (n, l, m) consentono di definire l orbitale (Ψ n,l,m ) e la sua energia (E = f(n,l)), ma non definiscono ancora il singolo elettrone perché non tengono conto dello SPIN dell elettrone. SPIN dell ELETTRONE L elettrone ruota su se stesso creando un CAMPO MAGNETICO in 2 direzioni: m s = -1/2 e m s = +1/2 PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: Ogni orbitale (Ψ n,l,m ) può contenere solo 2 elettroni e un elettrone avrà m s = -1/2 e l altro avrà m s = +1/2. Ovvero, gli elettroni accoppiati nello STESSO ORBITALE devono avere SPIN OPPOSTO. In questo modo il campo magnetico risultante è uguale a 0 (minore repulsione magnetica). Es: (atomo di He) orbitale 1s (Ψ 1,0,0 ) 2e - accoppiati con SPIN OPPOSTO (Ψ 1,0,0,-1/2 ) e (Ψ 1,0,0,+1/2 )

4 REGOLA DI HUND: ms MASSIMA GLI ORBITALI DEGENERI (STESSA ENERGIA) VENGONO OCCUPATI DAGLI ELETTRONI COSÌ CHE LA SOMMA VETTORIALE DEGLI SPIN ( ms ) SIA MASSIMA. GLI ELETTRONI CERCANO DI DISPORSI IL PIÙ LONTANO POSSIBILE: MINOR REPULSIONE ELETTRICA. Ovvero gli elettroni si dispongono negli ORBITALI DEGENERI con SPIN PARALLELO e solo dopo si accoppiano coi precedenti. 3 orbitali p (DEGENERI) Metodo AUFBAU 3e - 4e - 3 orbitali d (DEGENERI) 5e - 6e - NUMERO MASSIMO DI ELETTRONI PER LIVELLO = 2n 2

5 STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI (ATOMI NELLO STATO FONDAMENTALE) E 5s 4s 3s 2s 1s 4p 2p 4d 3d Potassio, Calcio, 1s 1s 2 2s 2 2s 2 2p 2 2p 6 3s 6 3s 1 3p 1 3p 6 4s 6 4s 2 1 3p Argon, Cloro, Zolfo, Fosforo, Silicio, Alluminio, 1s 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2 1s 2p 2 2s 2 2p 6 2 2s 3s 2p 662 3s 2 6 2p 3p 2 3s 2 6 3p 6 2 3s 4 3p p 3 livello completato (molto stabile) 1 Sodio, Magnesio, 1s 2 2s 1s 2 2p 2s 62 3s 2p 16 3s 2 Neon, 1s Boro, Azoto, Fluoro, Carbonio, Ossigeno, 1s 2 2 2s 1s 2 2s 2 1s 1s 2 2 2p 2s 2p 2 2s 2s 2p p 2 livello completato 5 (molto 24 stabile) Litio, Berillio, 1s 2 1s 2s 21 2s 2 Elio, 1s 2 Idrogeno, 1s 1 livello completato (configurazione 1 molto stabile) Tecnezio, [Kr] 5s 2 4d 5 Stronzio, Rubidio, [Kr] 5s 12 Germanio, Gallio, Arsenico, Selenio, Bromo, Cripto, [Ar] [Ar] 3d 10 3d s 2 4s 2 4p 2 1 4p I serie di transizione

6 STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI (ATOMI NELLO STATO FONDAMENTALE) All aumentare di Z l energia degli orbitali diminuisce. Variazione dei livelli energetici degli orbitali atomici al crescere del numero atomico Z (non in scala) Inversione dei livelli energetici 4s, 4p, 3d. Per Z 20 E 4s < E3 d Per Z > 20 E 4s > E 3d Scandio: [Ar] 4s 2 3d 1 Titanio: [Ar] 4s 2 3d 2 Vanadio: [Ar] 4s 2 3d 3 Cromo: [Ar] 4s 1 3d 5 Manganese: [Ar] 4s 2 3d 5 Ferro: [Ar] 4s 2 3d 6 Cobalto: [Ar] 4s 2 3d 7 Nichel: [Ar] 4s 2 3d 8 Rame: [Ar] 4s 1 3d 10 Zinco: [Ar] 4s 2 3d 10 CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE INATTESE Ci saremmo aspettati 4s 2 3d 4 4s 2 3d 9

7 PROPRIETÀ MAGNETICHE DEGLI ELEMENTI DERIVANO DALLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ATOMI -Atomicon ELETTRONI SPAIATI ( ms 0) diventano piccoli magneti e vengono attratti da un campo magnetico. Tali sostanze vengono dette PARAMAGNETICHE. Dalla forza di attrazione magnetica si può determinare il numero di elettroni spaiati nell atomo. - Atomi con solo ELETTRONI ACCOPPIATI ( ms = 0) sono debolmente respinti da un campo magnetico e sono detti DIAMAGNETICI (il campo magnetico esterno perturba il moto degli elettroni ed induce un campo magnetico (Legge di Lorenz) che ha direzione opposta al campo magnetico applicato). Ossigeno (O 2 ) O O Il paramagnetismo, quando presente, maschera il diamagnetismo, essendo prevalente in ordine di grandezza.

8 CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI LA TAVOLA PERIODICA Con il meccanismo dell AUFBAU (riempimento), applicato agli atomi ordinati secondo Z crescente e andando a capo (PERIODO) dopo aver raggiunto la configurazione ns 2 np 6 (propria del gas nobile), ovvero dopo aver raggiunto l OTTETTO (8 e - sull ultimo livello: sistema sferico particolarmente stabile), si evidenzia il ripetersi PERIODICO delle STRUTTURE ELETTRONICHE ESTERNE lungo il GRUPPO PERIODI GRUPPI

9 CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI LA TAVOLA PERIODICA Scendendo lungo un GRUPPO si ritrova la STESSA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA, ovvero stesso numero di e - nel guscio (livello n) più esterno e presenti negli stessi tipi di orbitali. n GRUPPO = n e - più esterni = n e - di valenza (coinvolti nella FORMAZIONE DEI LEGAMI). 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8 Poiché le strutture elettroniche esterne degli elementi sono periodiche, essendo solo gli e - di valenza quelli che entrano in gioco nella formazione dei legami, allora anche le PROPRIETÀ CHIMICO-FISICHE degli elementi sono FUNZIONE PERIODICA di Z (n atomico) e sono SIMILI lungo IL GRUPPO (stesso n e - ). 1A 1 e - di valenza (metalli ALCALINI) 2A 2 e - di valenza (metalli ALCALINO-TERROSI) s 1 H 1 s 2 Li 3 Be Na 11 Mg 12 K 19 Ca 20 Rb Sr B C N O F Ne Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Fe 26 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 Tc 43 Cs 55 Ba 56 La 57 Hf 72 Ta 73 W 74 Re 75 Fr 87 Ra 88 Ac 89 Elementi di transizione Ce 58 Pr 59 Nb 60 Th Pa U Co 27 Ni 28 Pd 46 Cu 29 Zn 30 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 Ar 18 Ga 31 Ge 32 As 33 Se 34 Br 35 Kr 36 Ru 44 Rh 45 Ag 4 Cd 48 In 49 Sn 50 Sb 51 Te 52 Os Ir Pt Au He 2 I 53 Xe 54 Hg Tl Pb Bi Po At Rn Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho 67 Er 68 Tm 69 Yb 70 Lu 71 Np Pu Am Cm Bk Cf 98 Es Fm Md No 103 Lw p 6

10 PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI Dipendono dall andamento di Z, o meglio di Z eff. Z eff = Z S = Carica nucleare sentita dagli e - più esterni (di valenza). S = schermatura e - più interni. Determina a) DIMENSIONI DELL ATOMO (RAGGIO ATOMICO) b) ENERGIA DI IONIZZAZIONE (EI o I) c) AFFINITA ELETTRONICA (EA) Come varia Z eff Ricordando che gli elettroni nello stesso livello n hanno scarsa azione di schermo gli elettroni nei livelli sottostanti (n-1) hanno elevata azione di schermo Z eff AUMENTA LUNGO UN PERIODO (aumenta la forza attrattiva del nucleo mentre i nuovi e -, si posizionano sullo stesso livello, non hanno particolare potere schermante VARIA POCO LUNGO IL GRUPPO (Z e S aumentano entrambi e di conseguenza si hanno variazioni poco significative). Z eff èla carica nucleare sentita dall elettrone esterno, quindi DETERMINA L ESTENSIONE NELLO SPAZIO DELL ORBITALE occupato dall elettrone, ossia LE DIMENSIONI DELL ATOMO

11 DIMENSIONI ATOMICHE: IL RAGGIO ATOMICO RAGGI ATOMICI SPERIMENTALI RAGGIO ATOMICO: metà della distanza di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento in una molecola (gas o in un cristallo metallico). d r atomo = ½ d H H d = 74 pm, r = 37 pm r A n 2 /Z eff I valori sopra riportati si riferiscono agli atomi isolati ma sono estrapolati METALLI - RAGGIO METALLICO: metà della distanza tra i nuclei di due atomi in contatto tra loro nel metallo solido cristallino. NON METALLI - RAGGIO COVALENTE: metà della distanza tra i nuclei di due atomi identici uniti da un legame covalente (con sovrapposizione di orbitali). Quindi: r A DIMINUISCE LUNGO PERIODO (n = cost.; Z eff aumenta) e AUMENTA LUNGO GRUPPO (n aumenta; Z eff ~cost.) GAS NOBILI: esistono solo come ATOMI ISOLATI. I dati sono estrapolati come se esistesse un ipotetica molecola. Na d Na Cl + Cl Cl 2 r=1/2 d < r A isolato d

12 ENERGIA O POTENZIALE DI IONIZZAZIONE EI = Energia necessaria per rimuovere (distanza infinita) 1 e - da un atomo o ione gassoso X (g) X + + e - + EI E l opposto dell energia coulombiana che attrae l elettrone al nucleo. Si esprime in ev ( J) o in KJ/mol [ J x = KJ/mol (di e - )] COME VARIA L ENERGIA DI IONIZZAZIONE? EI = -E coul = (e - x Z eff ) / r A AUMENTA MOLTO LUNGO IL PERIODO Z eff aumenta mentre r A diminuisce DIMINUISCE POCO LUNGO IL GRUPPO Z eff costante mentre r A aumenta

13 ENERGIA O POTENZIALE DI IONIZZAZIONE Be: 1s 2 2s 2 Be + : 1s 2 2s 1 B: 1s 2 2s 2 2p 1 B + : 1s 2 2s 2 Un orbitale pieno (s 2 ) è più stabile (simmetria sferica). Ecco perché il Boro ha EI < del Berillio N: 1s 2 2s 2 2p 3 N + : 1s 2 2s 1 2p 2 O: 1s 2 2s 2 2p 4 O + : 1s 2 2s 2 2p 3 I tre orbitali p semipieni sono più stabili (simmetria sferica). Ecco perché l Ossigeno ha EI < dell azoto LE ENERGIE DI IONIZZAZIONE SUCCESSIVE, FINALIZZATE ALL ESPULSIONE DI UN SECONDO O TERZO ELETTRONE (SECONDARIA, TERZIARIA, ETC.) SONO SEMPRE NETTAMENTE SUPERIORI ALLA ENERGIA DI IONIZZAZIONE PRIMARIA (CRESCE Z eff ) CARATTERE METALLICO Quanto minore è EI tanto più facilmente si forma X +, quindi tanto maggiore è il CARATTERE METALLICO dell elemento (80% degli elementi ha carattere metallico). Ne consegue che il carattere metallico DIMINUISCE lungo il PERIODO e AUMENTA lungo il GRUPPO.

14 AFFINITÀ ELETTRONICA EA = Energia liberata quando a un atomo neutro (isolato = gassoso) viene addizionato 1 e - X (g) + e - X - + EA Si esprime in ev ( J) o in KJ/mol [ J x = KJ/mol (di e - )]. COME VARIA L AFFINITÀ ELETTRONICA? EA Z eff / r A AUMENTA LUNGO IL PERIODO (in valore assoluto) Z eff aumenta mentre r A diminuisce DIMINUISCE LUNGO IL GRUPPO (in valore assoluto) Z eff costante mentre r A aumenta

15 RAGGI IONICI Si ricavano sperimentalmente dalle distanze fra ioni nel cristallo ionico. Es.: Li + F - a) Atomo e - + CATIONE Li e - + Li + 1s 2 2s 1 e - + 1s 2 r catione << r atomo b) Atomo + e - CATIONE F + e - F - 1s 2 2s 2 2p 5 + e - 1s 2 2s 2 2p Li + Be 2+ B 3+ C 4+ Na + Mg 2+ K + Al 3+ Si 4+ P 5+ CI 7+ Ca 2+ Sc 3+ Cr 6+ Mn 7+ Zn 2+ Rb + Ga 3+ Ge 4+ Br 5+ Sr 2+ Y 3+ Zr 4+ Z r anione >> r atomo Tc 7+ Pd 4+ Cd 2+ Ag 2+ In 3+ Sn 4+ Sb 5+ I 7+ Cs + Ba 2+ La 3+ Hf 4+ Hg 2+ Tl 3+ Pb 4+ Bi 5+ Pt 4+ Re 7+ Fr + At 7+ Ra 2+ Ac 3+

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