I numeri quantici. Numero quantico principale, n: numero intero Caratterizza l energia dell elettrone

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1 I numeri quantici La regione dello spazio in cui si ha la probabilità massima di trovare un elettrone con una certa energia è detto orbitale Gli orbitali vengono definiti dai numeri quantici Numero quantico principale, n: numero intero Caratterizza l energia dell elettrone Numero quantico secondario o del momento angolare, l: numero intero, può assumere tutti i valori compresi nell intervallo [0, n-1] Caratterizza la forma della regione di spazio in cui l elettrone può trovarsi. Numero quantico del momento magnetico, m l : numero intero, può assumere tutti i valori compresi nell intervallo [-l, l] Discrimina l eventuale presenza di assi magnetici preferenziali

2 LE COMBINAZIONI DEI NUMERI QUANTICI

3 Forma e proprieta dell orbitale 1s

4 PROPRIETA DELL ORBITALE 2s

5 FORMA E PROPRIETA DEGLI ORBITALI 2p

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8 Orbitali di tipo f

9 COMPORTAMENTO DEGLI ELETTRONI IN UN CAMPO MAGNETICO

10 LA SPIEGAZIONE L elettrone ruota su se stesso generando un campo magnetico Esistono due possibili versi di rotazione: orario e antiorario, a cui corrispondono due orientazioni del campo magnetico opposte Ogni campo magnetico è caratterizzato da una grandezza vettoriale, chiamata momento magnetico, il cui segno dipende dall orientazione del campo Un elettrone ruotando su se stesso può generare solo due opposti valori di momento magnetico

11 IL NUMERO QUANTICO DI SPIN m s : può assumere due valori che per convenzione vengono indicati con +1/2 e -1/2

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13 In questa notazione semplificata il numero di elettroni di un certo sottolivello è posto ad apice del simbolo del sottolivello stesso livello energetico (numero quantico principale n) numero di elettroni nell orbitale simbolo dell orbitale (corrispondente al numero quantico secondario l)

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15 GLI ATOMI POLIELETTRONICI L approccio rigoroso per descrivere il moto di più elettroni in un atomo è la risoluzione dell Equazione di Schroedinger I Problemi: 1. Le soluzioni dell equazione sono estremamente complesse da ottenere 2. Per ogni atomo bisognerebbe determinare le opportune soluzioni (ogni atomo ha una propria struttura atomica)

16 Il principio di esclusione di Pauli In un atomo non possono coesistere due elettroni caratterizzati dagli stessi valori dei numeri quantici n, l, m l, m s Un orbitale (definito da una terna di valori di n, l e m l ) potrà descrivere solo due elettroni, purché questi abbiano valori diversi del numero quantico di spin (elettroni con spin accoppiati o appaiati o antiparalleli) La configurazione elettronica fondamentale di un atomo può essere costruita utilizzando per primo l orbitale a più bassa energia e continuando con quelli immediatamente superiori, nel rispetto del principio di esclusione di Pauli, finché sono sistemati tutti gli elettroni dell atomo

17 Costruzione delle configurazioni elettroniche H Z= 1 1s 1 He Z=2 1s 2 Le seguenti configurazioni non richiedono alcun commento Li Z=3 1s 2 2s 1 Perché 2s 1 e non 2p 1? Risposta: L energia che compete all orbitale 2s è inferiore a quella degli orbitali 2p, poiché ha un potere di penetrazione maggiore Generalizzazione: Ordine di penetrazione ns > np > nd > nf

18 Costruzione della configurazione elettronica DOMANDA che succede quando si devono inserire più elettroni in orbitali dello stesso tipo, ossia degeneri?

19 Regola di Hund o della massima molteplicità Ogni qual volta due o più elettroni occupano orbitali degeneri, essi tendono a disporsi in modo da occupare il massimo numero di orbitali e con lo stesso valore di spin (elettroni spaiati con spin paralleli)

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21 Riassumendo La configurazione elettronica fondamentale di un elemento si può costruire in base alle seguenti regole: 1. Principio di esclusione di Pauli: uno stesso orbitale può ospitare al massimo due elettroni, uno con spin in su (m s =+½) e uno con spin in giù (m s = ½) 2. Gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali a energia più bassa; penetrazione ed effetti di schermo suggeriscono la possibile scala energetica degli orbitali 3. Regola di Hund: gli elettroni tendono ad occupare orbitali degeneri singolarmente, con i loro spin paralleli

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23 Ordine di riempimento degli orbitali

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28 eccezione

29 eccezione

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32 Numero atomico e configurazione elettronica PROTONI = p + NEUTRONI = n ELETTRONI = e - NUCLEO Numero di protoni = NUMERO ATOMICO (Z) Nell atomo neutro Z = numero di elettroni Configurazione elettronica degli elementi Z = 3 Litio (Li) 1s 2 2s 1 [He]2s 1

33 Proprietà degli elementi Le proprietà degli elementi dipendono dal loro numero atomico Z e del numero di elettroni presenti nell'orbitale atomico più esterno Le proprietà chimiche e fisiche variano in funzione del numero atomico in maniera regolare e periodica E possibile organizzare gli elementi per numero atomico crescente TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

34 La tavola periodica di Mendeleev Nella tavola periodica di Mendeleev il peso atomico era messo in relazione con le proprietà chimiche e fisiche degli elementi

35 La moderna tavola periodica

36 Gruppi Tavola periodica Periodi La configurazione elettronica si completa gradualmente Le proprietà variano con continuità Gruppi Medesima configurazione elettronica esterna Proprietà chimiche simili Periodi

37 Tavola periodica

38 Configurazione elettronica e tavola periodica Gli elementi di un gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna

39 Proprietà periodiche degli elementi Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica Le proprietà atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprietà periodiche degli elementi Carica nucleare (Z eff o Z*) Raggio atomico Energia di ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Carattere metallico Reattività Natura del legame Configurazione cristallina Proprietà acido-base Densità..

40 Carica nucleare effettiva La carica nucleare effettiva è la carica reale che l elettrone sente dal nucleo positivo La carica nucleare effettiva è la risultante della forza attrattiva esercitata dal nucleo sull elettrone e le forze repulsive generate dagli elettroni dei gusci più interni Zeff = Z - S S = costante di schermo Z eff è minore della carica nucleare Z eff aumenta man mano che ci si avvicina al nucleo: ns > np > nd > nf

41 Carica nucleare effettiva Z eff è la stessa per elementi nello stesso gruppo, mentre aumenta spostandosi verso destra nella tavola periodica

42 Raggio atomico Variazione del raggio atomico lungo un gruppo La dimensione di un atomo dipende dalla distanza media degli elettroni di valenza dal nucleo Aumenta il livello energetico (aumenta n) Aumenta la distanza media degli elettroni di valenza dal nucleo Il numero di elettroni di valenza si mantiene costante Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo

43 Raggio atomico Variazione del raggio atomico lungo un periodo Il numero di elettroni di valenza aumenta La carica nucleare aumenta Il numero quantico principale rimane costante L attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo

44 Raggio atomico e ionico Cationi: ioni positivi generati da atomi che cedono uno o più elettroni Raggio ionico minore del raggio atomico Anioni: ioni negativi generati da atomi che hanno acquistato uno o più elettroni Raggio ionico maggiore del raggio atomico

45 Le proprietà periodiche degli elementi Dimensioni dei cationi e anioni (a sinistra) e degli atomi (a destra) in pm

46 Energia o potenziale di ionizzazione Le differenti proprietà chimiche degli elementi sono spiegabili in termini di diversa forza di attrazione tra gli elettroni e il nucleo Energia di Ionizzazione (E.I.) Minima energia da somministrare ad un atomo isolato in fase gassosa (X), per strappargli un elettrone, trasformandolo in uno ione positivo (X + ) X (g) + E.I. X + (g) + e - L Energia di Ionizzazione è sempre positiva

47 Energia o potenziale di ionizzazione X (g) + E ion X + (g) + e - prima ionizzazione X + (g) + E ion X 2+ (g) + e - X 2+ (g) + E ion X 3+ (g) + e - seconda ionizzazione terza ionizzazione Mg (g) Mg + (g) + e - Mg + (g) Mg 2+ (g) + e - Mg 2+ (g) Mg 3+ (g) + e - IE (1) = 738 kj/mol IE (2) = 1451 kj/mol IE (3) = 7733 kj/mol

48 Energia o potenziale di ionizzazione Variazione lungo un gruppo Il numero di elettroni di valenza si mantiene costante Aumenta il livello energetico (aumenta il numero quantico principale) L energia di attrazione tra l elettrone e il nucleo diminuisce Lungo un gruppo l energia di ionizzazione diminuisce

49 Energia o potenziale di ionizzazione Variazione lungo un periodo Il numero di elettroni di valenza aumenta Il numero quantico principale si mantiene costante Lungo un periodo la carica nucleare aumenta L attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta Lungo un periodo l energia di ionizzazione aumenta

50 Energia o potenziale di ionizzazione

51 Affinità elettronica E la variazione minima di energia che si ha quando un elettrone viene attratto da un atomo isolato allo stato gassoso E a.e. < O Processo esotermico

52 Elettronegatività Capacità di un atomo in una molecola di attirare elettroni di un altro atomo, impegnato in un legame comune omeopolare eteropolare ionico

53 Carattere metallico Metalli Elementi con bassa energia di ionizzazione e bassa affinità elettronica Formano solo ioni positivi Sono malleabili e duttili Sono buoni conduttori di corrente e di calore Sono sistemati a sinistra e al centro della tavola periodica Sono tutti solidi eccetto il mercurio Non metalli Hanno elevate energia di ionizzazione e affinità elettronica Non sono lucenti, né malleabili e non conducono bene corrente e calore Sono sistemati a destra della tavola periodica Sono solidi (es. iodio), liquidi (es. bromo) e gassosi (es. cloro) Semi-metalli Elementi con alta affinità elettronica Formano difficilmente ioni Hanno aspetto brillante o opaco Sono solidi conducono l elettricità meno dei metalli e più dei non metalli

54 Carattere metallico

55 Periodicità delle proprietà degli elementi

56 La tavola periodica in relazione alle proprietà chimiche Esempio: I metalli alcalini Hanno caratteristiche di lucentezza, elevata conducibilità termica ed elettrica Reagiscono con acqua dando gli idrossidi e liberando idrogeno 2 M(s) + 2H 2 O(l) 2 MOH(aq) + H 2 (g) Possono formare ossidi basici di formula M 2 O che con acqua danno idrossidi che si comportano come basi forti 2 M(s) + ½O 2 (g) M 2 O(s) M 2 O(s) + H 2 O(l) 2MOH(s) 2 Li OH - Essendo molto reattivi non si trovano mai come metalli liberi in natura ma come cationi in sali quali NaCl

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