Struttura dell atomo atomo particelle sub-atomiche - protoni positiva - neutroni } nucleoni - elettroni negativa elemento

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1 Struttura dell atomo L atomo è la più piccola parte dell elemento che conserva le proprietà dell elemento Negli atomi ci sono tre diverse particelle sub-atomiche: - protoni (con carica positiva unitaria) } - neutroni (privi di carica) nucleoni - elettroni (con carica negativa unitaria) Ogni elemento è caratterizzato da un proprio simbolo (H per idrogeno, O per ossigeno) e da un fisso numero atomico (Z) Il numero atomico è il numero di protoni posseduto da ogni atomo dell elemento Negli atomi dei diversi elementi c è sempre un ugual numero di protoni ed elettroni, perché gli atomi sono privi di carica Pertanto il numero atomico è anche il numero di elettroni Invece atomi dello stesso elemento possono contenere un diverso numero di neutroni 1

2 La somma di protoni e neutroni costituisce il numero di massa (A) Gli atomi di un elemento sono quindi caratterizzati da un numero atomico (Z) e da numero di massa (A) e sono indicati come nuclidi Esempi di nuclidi: A 1 1 H A 12 6 C A Z Z Z Cl 1 protone 6 protoni 17 protoni 0 neutroni }massa 1 6 neutroni }massa neutroni }massa 37 1 elettrone 6 elettroni 17 elettroni 2 Isotopi: nuclidi dello stesso elemento caratterizzati dallo stesso numero atomico, ma da un diverso numero di massa Esempi di isotopi: A 12 6 C A 13 6 C A 14 6 Z Z Z C

3 Massa delle particelle sub-atomiche: - protone: 1, g - neutrone: 1, g - elettrone: 9, g 3 Gli elettroni sono circa 2000 volte più leggeri di protoni e neutroni Pertanto la massa dell atomo è praticamente concentrata tutta nel nucleo dell atomo (contenente protoni e neutroni) Nell atomo inoltre ci sono enormi spazi vuoti perché il volume dell atomo è 1000 miliardi di volte più grande di quello del nucleo (dove c è la massa dell atomo) Quindi gli elettroni (più leggeri ed anche più piccoli) hanno grande libertà di movimento in enormi spazi vuoti Per comprendere le proprietà chimiche degli elementi è necessario studiare gli spazi in cui si muovono i suoi elettroni

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5 5 Orbitali Orbitale atomico: regione dello spazio attorno al nucleo dell atomo in cui c è elevata probabilità (95%) di trovare l elettrone (non è possibile conoscere con certezza la posizione ed i movimenti di un elettrone) Ogni orbitale atomico ha il proprio centro di simmetria nel nucleo Gli orbitali atomici differiscono per contenuto energetico, forma, orientazione nello spazio Per caratterizzare un orbitale atomico occorre conoscere i numeri quantici

6 6 Numeri quantici: parametri numerici che risolvono un equazione che descrive il moto degli elettroni attorno al nucleo Ci sono 4 numeri quantici (i primi tre descrivono parametri dell orbitale; l ultimo è specifico dell elettrone) Il significato dei numeri quantici è il seguente: - n: numero quantico principale (energia dell orbitale) - l: numero quantico secondario (forma dell orbitale) - m: numero quantico magnetico (orientazione dell orbitale) - s: numero quantico di spin (senso di rotazione dell elettrone)

7 Energia, forma e numerosità degli orbitali 7 Anche se potenzialmente infiniti, i massimi valori di n ed l sperimentalmente ritrovati negli atomi in natura sono: - massimo valore di n = 7 All aumentare del valore di n cresce il contenuto energetico dell orbitale; quindi gli orbitali con n = 1 hanno energia inferiore a quelli con n = 2 e così via fino ad n = 7 Oltre all energia, gli orbitali atomici assumono forme diverse a seconda del valore del numero quantico secondario l - l = 0; orbitale s (forma sferica) - l = 1; orbitale p (forme elicoidali) - l = 2; orbitale d (forme a quadrifoglio o più complesse) - l = 3; orbitale f (altre forme ancora più complesse)

8 Forme degli orbitali (1) 8 L unico orbitale s l = 0; orbitale s I tre orbitali p l = 1; orbitali p

9 Forme degli orbitali (2) 9 3 orbitali 3 orbitali 1 orbitale I cinque orbitali d l = 2; orbitali d I sette orbitali f l = 3; orbitali f

10 Riempimento degli orbitali 10 Principio di esclusione di Pauli: gli elettroni di uno stesso elemento non possono avere quaterne uguali di numeri quantici Quindi è possibile sistemare al massimo due elettroni con spin antiparallelo in uno stesso orbitale Altre regole di riempimento degli orbitali: - sistemare gli elettroni cominciando ad occupare gli orbitali a minor contenuto energetico (scala energetica degli orbitali) - Regola di Hund (o della massima molteplicità): se ci sono orbitali isoenergetici, gli elettroni si dispongono occupando il maggior numero di orbitali isoenergetici con spin parallelo

11 Scala energetica degli orbitali 11 Il livello energetico con n = 1 contiene un solo orbitale (1s) Il livello energetico con n = 2 è diviso in due sottolivelli e contiene due tipi di orbitale (2s, 2p) Con n = 3 ci sono tre sottolivelli e tre tipi di orbitale (3s, 3p, 3d) Con n = 4 ci sono quattro sottolivelli e quattro tipi di orbitale (4s, 4p, 4d, 4f) Ci sono inversioni nell ordine di riempimento degli orbitali (esempio: 4s prima del 3d) E quindi la scala energetica degli orbitali è la seguente: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <..

12 Configurazione elettronica La configurazione elettronica di un elemento indica il tipo di orbitali ed il numero di elettroni contenuto in ciascuno di essi In essa sono indicati tutti gli orbitali contenenti elettroni, scritti secondo l ordine di riempimento (scala energetica) Per ciascun orbitale della configurazione elettronica il numero davanti alla lettera indica il valore di n, la lettera il tipo (forma) di orbitale, l esponente il numero di elettroni contenuti in quell orbitale 12 Numero quantico principale n 1s 2 Numero di elettroni nell orbitale Simbolo dell orbitale (corrisponde al numero secondario l)

13 Ogni elemento possiede una propria configurazione elettronica, che è diversa da quella degli altri elementi Esempi C (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2 Cl (Z = 17): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Fe (Z = 26): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Rb (Z = 37): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 13 Con la configurazione elettronica esterna si indicano invece solo gli orbitali del livello energetico più esterno Esempi C: 2s 2 2p 2 Cl: 3s 2 3p 5 Fe: 4s 2 3d 6 Rb: 5s 1 Configurazione elettronica esterna

14 Configurazione elettronica dei primi 10 elementi 14 Z = 1 H Z = 5 B Z = 8 O Z = 2 He Z = 3 Li Z = 6 C Z = 9 F Z = 4 Be Z = 7 N Z = 10 Ne

15 Tavola periodica degli elementi Tutti gli elementi sono raggruppati nella tavola periodica degli elementi (tavola di Mendeleev), ordinati secondo il numero atomico crescente Nella tavola si distinguono righe orizzontali (periodi) e colonne verticali (gruppi); inoltre ci sono buchi ed inserzioni, derivanti dalla necessità di raggruppare elementi con proprietà chimico-fisiche simili 15 Periodi: sono 7 e corrispondono al massimo valore del numero quantico principale n; ogni periodo contiene gli elementi che riempiono orbitali con n = periodo Esempi C (Z = 6; 1s 2 2s 2 2p 2 ), elemento del 2 periodo Cl (Z = 17; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ), elemento del 3 periodo Fe (Z = 26; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ), elemento del 4 periodo Rb (Z = 37; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 ), elemento 5 periodo

16 Gruppi: contengono gli elementi con configurazione elettronica esterna simile; ad esempio i gruppi da 1A ad 8A raggruppano elementi con lo stesso numero di elettroni nell ultimo periodo 16 Esempi Gruppo 1A, costituito da H (1s 1 ), Li (2s 1 ), Na (3s 1 ), K (4s 1 ), Rb (5s 1 ), Cs (6s 1 ) e Fr (7s 1 ); Gruppo 2A, costituito da Be (2s 2 ), Mg (3s 2 ), Ca (4s 2 ), Sr (5s 2 ), Ba (6s 2 ) e Ra (7s 2 ); Gruppo 6A, costituito da O (2s 2 2p 4 ), S (3s 2 3p 4 ), Se (4s 2 4p 4 ), Te (5s 2 5p 4 ) e Po (6s 2 6p 4 ) Il gruppo 8A è quello dei gas nobili (conf. elettr. ext. = s 2 p 6 ), così chiamati perché non danno reazioni chimiche

17 Tavola periodica degli elementi 17

18 Principali proprietà degli elementi 18 Nella tavola periodica degli elementi è possibile distinguere elementi con caratteristiche differenti, separati da una linea obliqua: - metalli (a sinistra rispetto alla linea obliqua); - non metalli (a destra rispetto alla linea obliqua); - semi-metalli (sulla linea obliqua) La maggior parte degli elementi possiede proprietà metalliche ed ha consistenza solida (tranne Hg e Fr) I non metalli sono rappresentati da un numero più ridotto di elementi, ma svolgono ruoli cruciali per la vita; alcuni sono solidi, altri liquidi ed altri gassosi I semi-metalli sono pochi ed alcuni di essi hanno proprietà interessanti per la loro caratteristica di semi-conduttori

19 Elettronegatività 19 Misura la tendenza di un atomo ad attirare su di sé gli elettroni di legame L elettronegatività tiene conto dei valori del potenziale di ionizzazione e di affinità elettronica Si misura in valori arbitrari e può essere espressa solo per gli elementi che formano legami chimici (non per i gas nobili) E indispensabile conoscere i valori di elettronegatività degli elementi più comuni Esempi F: 4.0 O: 3.5 N: 3.0 Cl: 3.0 C: 2.5 S: 2.5 P: 2.1 H: 2.1 E necessario sapere almeno le differenze di elettronegatività tra due atomi impegnati in un legame chimico L elettronegatività aumenta lungo un periodo e decresce lungo un gruppo

20 Tabella dei valori di elettronegatività 20 Come atteso non ci sono i valori di elettronegatività per i gas nobili

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