Forma e proprietà dell orbitale 1s

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1 Riassumendo

2 Forma e proprietà dell orbitale 1s

3 Proprietà degli orbitali 2s

4 Forma e proprietà degli orbitali 2p

5 Forma e proprieta degli orbitali d

6 Orbitali di tipo f

7 Comportamento degli elettroni in un campo magnetico

8 IL NUMERO QUANTICO DI SPIN L elettrone ruota su sé stesso generando un campo magnetico Esistono due possibili versi di rotazione: orario e antiorario, a cui corrispondono due orientazioni opposte del campo magnetico Un elettrone ruotando su sé stesso può generare solo due opposti valori di momento magnetico quindi m s può assumere solo due valori che per convenzione vengono indicati con +1/2 e -1/2. Lo spin dell elettrone è quantizzato

9 Numeri quantici

10 Configurazione elettronica Ogni atomo è caratterizzato da una particolare disposizione degli elettroni nei suoi orbitali La configurazione elettronica rappresenta tale disposizione ed è una specie di carta d identità dell atomo In questa notazione semplificata il numero di elettroni di un certo sottolivello è posto ad apice del simbolo del sottolivello stesso

11 Configurazione elettronica degli atomi polielettronici 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, con spin +½ e ½ 2. Regola di Hund: gli elettroni tendono ad occupare orbitali degeneri singolarmente, con i loro spin paralleli 3. Principio della costruzione progressiva: si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata.

12 Il principio di esclusione di Pauli In un atomo non possono coesistere due elettroni caratterizzati dagli stessi valori dei numeri quantici n, l, ml, ms Un orbitale (definito da una terna di valori di n, l e ml) potrà descrivere solo due elettroni, purché questi abbiano valori diversi del numero quantico di spin (elettroni con spin accoppiati o appaiati o antiparalleli) ORDINE DI PENETRAZIONE

13 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)

14 Regola di Hund o della massima molteplicità

15 Principio della costruzione progressiva Regola di Aufbau

16 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

17 Proprietà degli elementi 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 La POSIZIONE che un elemento occupa nella tabella periodica è un riflesso della sua CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

18 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

19 La moderna tavola periodica

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

21 Tavola periodica

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

23 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..

24 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 Z eff = 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

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

26 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

27 Raggio atomico Variazione del raggio atomico lungo un periodo Il numero di elettroni di valenza e la carica nucleare aumentano Il numero quantico principale rimane costante La carica nucleare effettiva aumenta Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo

28 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

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

30 Energia o potenziale di ionizzazione 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

31 Energia o potenziale di ionizzazione X (g) + E ion X + (g) + e - prima ionizzazione X + (g) + E ion X 2+ (g) + e - seconda ionizzazione X 2+ (g) + E ion X 3+ (g) + e - 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

32 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

33 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 effettiva aumenta L attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta Lungo un periodo l energia di ionizzazione aumenta

34 Energia o potenziale di ionizzazione

35 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

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

37 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

38 Carattere metallico

39 Periodicità delle proprietà degli elementi

40 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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