Struttura atomica, configurazione elettronica e periodicità chimica

Transcript

1 Struttura atomica, configurazione elettronica e periodicità chimica

2 Dualismo onda-particella (V. de Broglie) Principio di indeterminazione (W. Heisenberg)

3 Equazione di Shrodinger(1925) Modello quantomeccanico dell atomo di idrogeno Il modello descrive un atomo che ha determinate quantità permesse di energia in virtù del moto ondulatorio permesso di un elettrone di cui non è possibile conoscere esattamente la posizione.

4 La funzione d onda (Ψ) (orbitale atomico) Ogni soluzione dell equazione, cioè ogni stato energetico dell atomo, è associata ad una specifica funzione d onda Ψ (orbitale atomico.) La funzione d onda Ψ (psi) è una funzione matematica, priva di significato fisico, del moto dell elettrone (materia-onda) in termini di tempo e di posizione.

5 Erwin Schrödinger, basandosi proprio sulla natura ondulatoria dell elettrone, formulo'una teoria nota comemeccanica Ondulatoriache permetteva di descrivere matematicamente le proprietà ondulatorie di particelle microscopicheed in particolare dell'elettrone. Schrödinger dimostro' che, nel caso di particelle vincolate, cioè soggette a forze come gli elettroni in un atomo costretti ad orbitare intorno ad un nucleo, l equazione ammetteva soluzioni solo nel caso in cui l'energia delle particelle assumeva dei valori ben precisi. Fu Schrödinger ad introdurre quello che fu poi considerato il principale concetto della Teoria Quantistica, ossia il concetto di funzione d onda Ψ di una particella che sostituì quello di traiettoria precisa. La funzione d'onda consisteva in una funzione matematica contenente tutte le informazioni riguardanti l'evoluzione nello spazio e nel tempo di un'onda-particella quantistica entro un campo di forza conservativo. Il nome funzione d'onda derivo' dal fatto cheunatalefunzioneeraingradodidescriveil comportamento di un corpuscolo materiale considerato pero' come un'onda.

6 Densità di probabilità elettronica (nuvola elettronica) Alquadratodellafunzioned ondaψ 2 (psi)siattribuisceinvece significato fisico ed esprime la probabilità che l elettrone (materia-onda) si trovi in una determinata porzione di volume all interno dell atomo. Per un dato livello energetico, si rappresentaψ 2 con un diagramma della densità di probabilità elettronica (densità elettronica) nota anche come rappresentazione della nuvola elettronica.

7 Ogni orbitale atomico ha una caratteristicadistribuzionedi probabilità radiale ed una superficie di contorno a probabilità costante. Nel caso dell onda associata all elettrone nell atomo, sebbene Ψ non abbia significato fisico, il suo quadrato Ψ 2 rappresenta la probabilità di trovare l elettrone in una determinata posizione.

8 Numeri quantici Un orbitale atomico, i.e. la sua distribuzione di probabilità radiale, è individuato da tre numeri quantici in relazione gerarchica che ne definiscono: dimensione (n) forma (l) orientamento (m l )

9 Numero quantico principale (n) assume valori interi positivi n=1,2,3, uninsiemediorbitaliconlostessovaloredinèchiamatolivello definisce la dimensione dell orbitale maggiore il valore di n maggiore dimensione dell orbitale e la distanza dal nucleo definisce livello energetico dell atomo di idrogeno

10 Numero quantico del momento angolare (l) assume valori interi compresi tra 0 ed n-1 definisce la forma degli orbitali un insieme di orbitalicon lo stesso valore dinedlè denominato sottolivello, ciascuno dei quali è denominato con una lettera: l=0 sottolivello s l=1 sottolivello p l=2 sottolivello d l=3 sottolivello f

11

12 Numero quantico magnetico (m l ) assume valori interi compresi tra -le +l numero di valori possibili è pari a 2l+ 1 per ogni valore di l definisce l orientamentodell orbitale nellospazio attorno al nucleo

13 Geometria degli orbitali atomici l=0 l=1 l=2 l=3 2l + 1 orbitali

14

15 sottolivelli livello

16 Atomi polielettronici Equazione di S. non fornisce soluzioni esatte per atomi polielettronicima fornisce ottime soluzioni approssimate che mostrano che gli orbitali di atomi polielettronici sono idrogenoidi, simili cioè a quelli dell atomo di idrogeno. La presenza di più elettroni impone tuttavia: quarto numero quantico limite numero di elettroni per orbitale insieme complesso di livelli energetici degli orbitali

17 Numero quantico di spindell elettrone (m s ) verso di rotazione dell elettrone attorno al proprio asse valori ammessi sono +1/2 oppure -1/2

18 Ciascun elettrone in un atomo polielettronicoè descritto completamente da 4 numeri quantici

19 Principio di esclusione (W. Pauli1945, premio Nobel) In un atomo non possono coesistere due o più elettroni con i quattro numeri quantici uguali Quindi un orbitale atomico può contenere al massimo due elettroni con spin antiparalleli

20 Numero massimo di elettroni per livello

21 Configurazione elettronica di un elemento allo stato fondamentale (Aufbau) Distribuzione degli elettroni negli orbitali atomici a partire dall orbitale ad energia minore, rispettando il principio di Hunddella massima molteplicità ed il principio di esclusione di Pauli

22 Principio della massima molteplicità (F. Hund1925) Se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si distribuiscono con spinparalleli ad occupare il numero massimo di essi.

23 Livelli energetici degli orbitali in atomi polielettronici Lo stato energetico di un atomo di idrogeno dipende esclusivamente dal numero quantico n. Tutti i sottolivelli di un determinato livello hanno la stessa energia poiché l unica interazione presente è tra nucleo ed elettrone. Nel caso di atomi polielettronici subentrano interazioni elettrone elettrone ed interazione tra nucleo e diversi elettroni. Questo genera lo separazione (splitting) dei livelli energetici in sottolivelli di differente enrgia. L energia di un orbitale di un atomo polielettronicodipende principalmente dal valore del numero quantico principale n, associato alla dimensione dell orbitale, ed in parte dal valore del numero quantico di momento angolare l, associato alla forma dell orbitale.

24 Livelli energetici degli orbitali in atomi polielettronici

25 Configurazione elettronica (Aufbau) numero quantico pricipale n 1s 1 numerodielettroninell orbitale o sottolivello numero quantico angolare l H, Z=1 1s 2 He, Z=2 1s 2 2s 1 [He]2s 1 Li, Z=3

26 Configurazione elettronica condensata dello stato fondamentale dei primi 18 elementi da H ad Ar

27 Qual è la configurazione elettronica di Mg? Mg 12 elettroni Esempi 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 (verifica: = 12 elettroni) [Ne]3s 2 [Ne] 1s 2 2s 2 2p 6 Quali sono i possibili numeri quantici per l ultimo elettrone(il più esterno) di Cl? Cl 17 elettroni 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (verifica: = 17 elettroni) L ultimo elettroni è addizionato all orbitale 3p n = 3 l= 1 m l = -1, 0, or +1 m s = ½ or -½

28 Diagrammaverticalead orbitali(aufbau) Litio, Li Z=3

29

30

31

32

33 Tavola periodica e configurazione elettronica Elementi disposti in blocchi di sottolivelli che si presentano in ordine di energia crescente.

36 Tavola periodica e configurazione elettronica

37 Tavola periodica e configurazione elettronica

38 Elettroni interni Categorie di elettroni elettroni del gas nobile che precede l elemento nella tavola periodica, riempiono tutti i livelli energetici inferiori di un atomo. Elettroni esterni elettroni presenti nel livello energetico più elevato, quindi si trovano ad elevata distanza dal nucleo Elettroni di valenza elettroni coinvolti nella formazione di composti (legame chimico). per elementi dei gruppi principali elettroni valenza sono gli elettroni esterni.

39 Tavola periodica ed elettroni esterni Per gli elementi dei gruppi principali, il numero del gruppo è pari al numero di elettroni esterni. Il numero del periodo corrisponde al valore di ndel livello energetico maggiore. Numero totale di orbitali per un dato livello (o guscio) è pari ad n 2 Numero totale di elettroni per un dato livello è pari a 2n 2

40 Tavola periodica e configurazione elettronica Elementi disposti in blocchi di sottolivelli che si presentano in ordine di energia crescente.

41 Elettronidi valenzaper igruppiprincipali Elettroni esterni coinvolti nella formazione di composti Gruppo Config. Elettronica Numero e divalenza 1A ns 1 1 2A ns 2 2 3A ns 2 np 1 3 4A ns 2 np 2 4 5A ns 2 np 3 5 6A ns 2 np 4 6 7A ns 2 np 5 7

42 SimbologiadiLewis

43 Configurazione elettronica e periodicità chimica Il comportamento chimico e fisico degli elementi si basa sulla configurazione elettronica (proprietà periodiche). raggio atomico raggio ionico energia di ionizzazione affinità per l elettrone reattività

44 Raggio atomico (pm)

45

46

47 Raggi ionici (pm)

48 Raggi ionici (pm) vsraggi atomici (pm)

49 Raggi ionici (pm) vsraggi atomici (pm)

50 Energia di ionizzazione (I) L energiadi ionizzazioneè l energiaminima (kj/mol) richiestaper rimuovereunamole di elettronidaunamole di atominelsuo statofondamentaleallostatogassoso. I 1 + X (g) X + (g)+ e - I 1 Energiadiprima ionizzazione I + X + X 2 + (g)+ e - 2 (g) I 3 + X 2+ (g) X 3 + (g)+ e - I 2 Energiadisecondaionizzazione 2 I 3 Energiaditerzaionizzazione I 1 < I 2 < I 3 8.4

51 Andamento dell energia di prima ionizzazione ia di prima ionizzazione Aumento dell energi Aumento dell energia di prima ionizzazione

52 Andamento dell energia di prima ionizzazione

53 Configurazione elettronica e periodicità chimica: affinità elettronica Variazione di energia che accompagna l aggiunta di mole di elettroni ad una mole di atomi nello stato fondamentale allo stato gassoso. Atomo (g) + e - ione - (g) E=E ael

54 In sintesi

55 Elementidel Gruppo1A (ns 1, n 2)

56 Elementidel Gruppo1A (ns 1, n 2) M M e - 2M (s) + 2H 2 O (l) 4M (s) + O 2(g) 2MOH (aq) + H 2(g) 2M 2 O (s) à Aumento della reattivvità

57

58 Elementidel Gruppo2A (ns 2, n 2)

59 Marie Curie Premio Nobel per la Chimica nel 1911 per l isolamento di Radio (Ra) e Polonio (Po)!

60 Elementidel Gruppo2A (ns 2, n 2) M M e - Be (s) + 2H 2 O (l) Mg (s) + 2H 2 O (g) NessunaReazione Mg(OH) 2(aq) + H 2(g) M (s) + 2H 2 O (l) M(OH) 2(aq) + H 2(g) M = Ca, Sr, or Ba Aumento della reattività

61

62 Elementidel Gruppo3A (ns 2 np 1, n 2)

63 Elementidel Gruppo3A (ns 2 np 1, n 2) 4Al (s) + 3O 2(g) 2Al (s) + 6H + (aq) 2Al 2 O 3(s) 2Al 3+ (aq)+ 3H 2(g)

65 Elementidel Gruppo4A (ns 2 np 2, n 2) Sn (s) + 2H + (aq) Pb (s) + 2H + (aq) Sn 2+ (aq)+ H 2 (g) Pb 2+ (aq)+ H 2 (g)

67 Elementidel Gruppo5A (ns 2 np 3, n 2) N 2 O 5(s) + H 2 O (l) P 4 O 10(s) + 6H 2 O (l) 2HNO 3(aq) 4H 3 PO 4(aq)

69 Elementi del gruppo 16!

70 Elementidel Gruppo6A (ns 2 np 4, n 2) SO 3(g) + H 2 O (l) H 2 SO 4(aq)

72 Elementidel Gruppo7A (ns 2 np 5, n 2) X + 1e - X -1 X 2(g) + H 2(g) 2HX (g) tà Aumento di reattivit

73 Elementidel Gruppo8A (ns 2 np 6, n 2) sottolivelli ns e np completi energie di ionizzazione elevate nessuna tendenza ad accettare o cedere elettroni