Struttura elettronica e tavola periodica

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1 Struttura elettronica e tavola periodica

2 Esperimento di Thomson elettrone Si ottenne il rapporto carica/massa. Con l esperimento di Millikan venne determinato il valore della carica.

3 Esperimento di Rutherford Nucleo estremamente denso, carico positivamente e circondato da cariche negative. Raggio del nucleo cm

4 Esperimento di Rutherford

5 Primi modelli atomici

6 Onde elettromagnetiche La lunghezza d onda (λ) è la distanza tra due massimi consecutivi 1 nm = 10-9 m λν = c La frequenza (ν) è il numero di cicli d onda nell unità di tempo. La sua unità di misura è l hertz (Hz = ciclo/s).

7 Spettro elettromagnetico E = hν E = hc/λ dove h è la costante di Planck h = x Js

8 E = hc/λ L energia è correlata alla lunghezza d onda.

9 Ogni elemento ha uno spettro caratteristico che può essere usato per identificarlo Come si vede negli spettri atomici di ciascun elemento compaiono solo alcune lunghezze d onda definite. I fotoni possono avere solo alcune energie ben definite.

10 Modello atomico di Bohr Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone = forza centrifuga della rotazione dell elettrone intorno al nucleo momento angolare dell elettrone = multiplo intero della costante di Planck Riproduce perfettamente lo spettro dell atomo d idrogeno... e basta.

11 Modello planetario orbita sole pianeta forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta orbita - elettrone nucleo +

12 Modello di Bohr Un elettrone di massa m e si muove su un orbita circolare ad una distanza r dal nucleo. Se l elettrone ha velocità v, m e vr sarà il suo momento angolare. Bohr postulò che nell atomo di idrogeno erano permesse solo quelle orbite il cui momento angolare è un multiplo intero di h, la costante di Planck, diviso 2π: m e vr = n (h/2π) E= -k/n 2 E n = -R H /n 2

13 E n = -R H /n 2 dove R H è la costante di Rydberg e n è detto numero quantico principale e può assumere solo valori interi. Normalmente, n=1 stato fondamentale n=2 stato eccitato n=3 stato eccitato

14 Postulato di De Broglie La luce ha proprietà corpuscolari (Einstein) Gli elettroni hanno proprietà ondulatorie (Davisson-Germer) De Broglie correla entrambi gli aspetti λ = h mv h (costante di Planck) = 6, Js

15 Dualismo onda-materia (de Broglie) Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza λ: λ = h mv elettroni Conseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo onde stazionarie

16 Principio di indeterminazione di Heisenberg p x x x p h x

17 x v Il principio d indeterminazione di 2 h mπ Heisenberg Per una particella in movimento non è possibile determinare con precisione la posizione se non a scapito della velocità. Per una particella di massa m che si muove lungo l asse x alla velocità v x = incertezza sulla posizione ν = incertezza sulla velocità h = 6, Js

18 Equazione di Schrödinger Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): ) ( E ) ( ) V( d ) ( d m 8 h x x x x x ψ = ψ + ψ π (x ) ψ è la funzione d onda che descrive la particella.

19 L equazione d onda di Schrödinger L elettrone ha un comportamento ondulatorio In forma compatta HΨ = EΨ E un equazione differenziale

20 ψ(x ) è una funzione d onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: 2 ψ( x ) = P( x ) P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

21 H è un modo di scrivere l energia H = Ecinetica +Epotenziale ( 1/2mv 2 e 2 /r ) Ψ funzione d onda soluzione dell equazione d onda Esistono infinite soluzioni E energia associata a Ψ o più Ψ (funzioni d onda degeneri) Ψ non ha significato fisico, Ψ 2 rappresenta la probabilità di trovare l elettrone in una data regione nello spazio Ψ descrive una regione nello spazio dove ha probabilità di esistere l elettrone (orbitale)

22 L atomo di idrogeno ψ 2 per n=1

23 L equazione di Shrodinger è un equazione differenziale del second ordine, la cui soluzione non è un unica funzione, ψ(x), ma una famiglia di funzioni d onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), ψ n,,m (x). Numeri quantici: n (principale) = 1, 2, 3, (momento angolare) = 0, 1, (n-1) m (momento magnetico) = -,, 0,, +

24 Significato fisico di n, l ed m l n è associato all energia dell orbitale (volume) l è associato alla forma dell orbitale m l è associato all orientazione nello spazio dell orbitale

25 Il numero quantico principale n R E n = 2 n

26 Il numero quantico secondario l

27 Il numero quantico secondario l

28 Il numero quantico secondario l

29 Il numero quantico secondario l

30 Il numero quantico m s Esperimento di Stern-Gerlach Atomi con numero dispari di elettroni m s = 1/2

31 Numero quantico di spin Una particella carica, che ruota su stessa, genera un campo magnetico. S N Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di spin, che può avere solo due valori, m s = +½ e m s = -½.

32 principale, n, 1; individua i livelli di energia possibili. orbitale, l; 0 l (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è più probabile trovare l elettrone. magnetico, m; - l m + l; indica piccole variazioni di energia dell elettrone in presenza di un campo magnetico. di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2

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34 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, = 0, 1, (n-1) m = -,, 0,, + s = +½, -½ ψ n,,m (x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli)

35 n=1 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 1s n=2 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 2s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 2p n=3 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 3s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 3p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 3d

36 n=4 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 4s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 4p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 4d l=3 orbitali f (fundamental) m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 orbitali 4f. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d

37 Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio. Orbitali atomici: s (orbitale sferico) p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d (5 orbitali orientati nello spazio).. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

38 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 1 orbitale s può contenere due elettroni 3 orbitali p possono contenere sei elettroni 5orbitali d possono contenere dieci elettroni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

39 Le energie degli orbitali nell atomo di H e negli atomi idrogenoidi atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo protone e quindi da un solo elettrone. È un atomo fittizio per il quale è relativamente facile definire le funzioni orbitali atomici

40 Gli atomi polielettronici Gli elettroni: Interagiscono Non vale la trattazione fatta per l atomo d idrogeno Si assume comunque l esistenza degli orbitali Si schermano Un elettrone in un orbitale s è più vicino al nucleo di uno presente negli orbitali p Va considerata, sugli elettroni più esterni, la carica nucleare efficace Z eff La sequenza energetica degli orbitali dipende anche dal tipo di orbitale cioè da l

41 Sequenza energetica negli atomi polielettronici

42 Le configurazioni elettroniche Si ottengono applicando: Il principio di aufbau al diagramma delle energie Il riempimento del diagramma energetico avviene iniziando dal livello più basso 1s e via di seguito Il principio di Pauli In un orbitale possono esistere solo due elettroni e devono avere spin opposto La regola di Hund A parità di energia gli elettroni si distribuiscono negli orbitali occupando il massimo volume

43 Si può immaginare di costruire la struttura elettronica di un atomo andando a collocare un elettrone dopo l altro nell orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può ospitare due elettroni, uno con s = + ½, l altro con s = - ½. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere occupati ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente completati col secondo elettrone avente spin di segno opposto.

44 E 5s 5p 4d 4p 3d 4s 3p 3s 2s 1s 2p Ossigeno, ha 8 elettroni. 1s 2 2s 2 2p 4

45 Spesso le configurazioni elettroniche sono abbreviate; iniziano col simbolo del gas nobile precedente.

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48 Primi schemi di classificazione Triadi di Döbereiner Ca Sr Ba ( ) 2 =

49 Primi schemi di classificazione Legge delle ottave di Newlands La legge delle ottave non andava oltre l elemento calcio

50 Nel 1869 Dmitri Mendeleev presentò la prima tabella periodica organizzata in modo da arrangiare gli elementi secondo i pesi atomici crescenti

51 Mendeleev stabilì che se il peso atomico di un elemento lo faceva posizionare nel posto sbagliato, allora il peso atomico era errato (corresse le masse atomiche di Be, In e U). Legge Periodica Se gli elementi vengono considerati secondo il peso atomico crescente, esiste un andamento periodico nelle loro proprietà fisiche e chimiche. era così sicuro della sua classificazione che predisse le proprietà fisiche di tre elementi che erano ancora sconosciuti.

52 MoseleyÍs X-ray spectra of several elements Nel 1913 Henry Moseley, mediante il suo lavoro con i raggi X, determinò l attuale carica nucleare degli elementi (numero atomico). Arrangiò poi gli elementi in ordine di numero atomico crescente

53 La tabella periodica

54 Periodo Gruppo

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56 Gas Liquidi Lr Lu Uuu Uun Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Rn At Po Bi Pb Tl Hg Au Pt Ir Os Re W Ta Hf Ba Cs Xe I Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh Ru Tc Mo Nb Zr Y Sr Rb Kr Br Se As Ge Ga Zn Cu Ni Co Fe Mn Cr V Ti Sc Ca K Ar Cl S P Si Al Mg Na Ne F O N C B Be Li He H Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce La No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Ac Solidi

57 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

58 Numero atomico Massa atomica Prima ionizzazione (ev) 8 15, ,61 0,66 Ossigeno O [He] 2s 2 2p 4 3,5-2 Elettronegatività Numeri di ossidazione Raggio atomico (Å)

59 Legge Periodica Se gli elementi vengono considerati secondo il numero atomico crescente, esiste un andamento periodico nelle loro proprietà fisiche e chimiche.

60 I gruppo A: I metalli alcalini Li Na K Rb Cs Fr

61 II gruppo A: I metalli alcalinoterrosi Be Mg Ca Sr Ba Ra

62 VII gruppo B: Gli alogeni F Cl Br I At

63 I gas nobili He Ne Ar Kr Xe Rn

64 I metalli di transizione Lantanidi Attinidi

65 Gli ioni con le strutture dei gas nobili 56 Ba [Xe]6s 2 Ba 2+ [Xe] + 2e - 9 F [He]2s 2 2p 5 + 1e - F - [He]2s 2 2p 6

66 I cationi dei gas metalli di transizione I metalli di transizione non formano ioni con configurazioni dei gas nobili. Quando gli atomi dei metalli di transizione formano ioni positivi si perdono per primi gli elettroni del sottolivello s più esterno. 25 Mn [Ar]4s 2 3d 5 Mn 2+ [Ar]3d 5

67 Proprietà periodiche Il raggio atomico è definito come la metà della distanza minima di avvicinamento tra gli atomi di una sostanza elementare.

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70 Raggi ionici (cationi) Gli ioni positivi sono più piccoli degli atomi dei metalli dai quali si formano.

71 Raggi ionici (anioni) Gli ioni negativi sono più grandi degli atomi dei metalli dai quali si formano.

72 Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione): A(g) A + (g) + e - (g) H = I 1 Affinità elettronica di un atomo: A - (g) A(g) + e - (g) H = A

73 Energie di ionizzazione (kj/mole)

74 Affinità elettronica (kj/mole)

75 Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Elettronegatività Energia di ionizzazione + Affinità elettronica

76 L Elettronegatività È una misura empirica della tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre gli elettroni di legame

77 Elettronegatività secondo Pauling Se nella molecola AB il legame fosse omopolare, l'energia di legame, E AB, dovrebbe risultare pari alla media delle energie di legame della molecola A 2 e della molecola B 2 : In realtà, sperimentalmente si osserva che E AB è quasi sempre maggiore della media delle energie di legame E A ed E B.

78 L' "extra" energia, E, è dovuta al contributo del carattere ionico presente nel legame della molecola AB. Poiché il carattere ionico del legame covalente è da mettere in relazione con la differenza di elettronegatività dei due atomi legati, Pauling definì la differenza di elettronegatività, E.N., è un fattore di conversione per trasformare le kcal in ev (1eV = 23.1 kcal/mole). Dato che, il metodo suggerito da Pauling consente di valutare solo differenze di elettronegatività, Pauling pose pari a 4 l'elettronegatività del fluoro, l'elemento più elettronegativo, e a partire da esso ricavò i valori degli altri elementi.

79 Elettronegatività H 2,2 Na 0,9 K 0,8 Li 1,0 Rb 0,8 Cs 0,8 Be 1,6 Mg 1,3 Ca 1,0 Sr 1,0 Ra 0,9 Ba 0,9 Sc 1,4 Y 1,1 Ac 1,1 La 1,1 Ti 1,5 Zr 1,3 Hf 1,3 V 1,6 Nb 1,6 Ta 1,5 Cr 1,7 Mo 2,2 W 2,4 Mn 1,6 Tc 1,9 Re 1,9 Fe 1,8 Ru 2,2 Os 2,2 Co 1,9 Rh 2,3 Ir 2,2 Ni 1,9 Pd 2,3 Pt 2,3 Cu 1,9 Ag 1,9 Au 2,5 Zn 1,7 Cd 1,7 Hg 2,0 B 2,0 Al 1,5 Ga 1,8 In 1,8 Tl 2,0 C 2,6 Si 1,8 Ge 2,0 Sn 2,0 Pb 2,3 N 3,0 P 2,2 As 2,2 Sb 2,1 Bi 2,0 O 3,4 S 2,6 Se 2,6 Te 2,1 Po 2,0 F 4,0 Cl 3,2 Br 3,0 I 2,7 At 2,2 Ne 0 Ar 0 Kr 0 Xe 0 Rn 0 He 0 Fr 0,7