Orbitali nei primi tre livelli

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1 Orbitali nei primi tre livelli

2 La tavola periodica degli elementi

3 Numeri quantici e tavola

4 Configurazioni elettroniche degli atomi Elenco degli orbitali occupati in un atomo nel suo stato fondamentale (ground state) di minor energia. L ordine dei livelli energetici degli orbitali Teoricamente 1s<2s<2p<3s<3p <3d <4s<4p<5s<4d In pratica 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d

5 Il principio di esclusione di Pauli Un orbitale può contenere un massimo di due elettroni. Ed essi devono avere spin opposto. Elettroni appaiati con spin opposto creano campi magnetici nulli ed atomi con elettroni spaiati creano campi magnetici

6 AUFBAU: (costruzione) Regole: 1. L'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile 2. Principio di Pauli: un orbitale può essere vuoto oppure occupato da un massimo di due elettroni. Due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin antiparallelo. 3. Principio di Hund: il riempimento di un orbitale degenere (stessa energia) si ha soltanto se gli altri orbitali degeneri sono già occupati da un elettrone

7 Modi di rappresentazione delle configurazioni elettroniche 4s 3s 2s 3p 2p Esempio del Calcio (Ca, Z=20) Spettroscopico 1s 2, 2s 2 p 6,3s 2 p 6,4s 2 Gas nobili [Ar]4s 2 1s

8 Tabella periodica Lo schema complessivo della tavola periodica fu scoperto dal chimico russo Mendeleev nel 1869 che dispose gli elementi in gruppi e periodi in ordine di peso atomico. La tavola periodica è divisa in blocchi, dall'ultimo sottolivello occupato in base al principio di Aufbau. Gli elementi appartenenti ai blocchi s e p sono detti elementi dei gruppi principali. Il numero del periodo di un elemento corrisponde al numero quantico principale del guscio di valenza dei suoi elettroni. Il numero del gruppo corrisponde alla somma dei numeri degli elettroni s e p presenti nel guscio di valenza. Tutti i membri dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione di valenza (con valori differenti di n).

9 Tabella periodica: i blocchi Ultimo sottolivello occupato in base al principio di Aufbau: blocco s, blocco d, blocco p

10 Tabella Periodica: i gruppi e i periodi Gruppi Periodi

11 Periodicità delle proprietà Le proprietà degli elementi mostrano una sorprendente periodicità. Dimensioni degli atomi energia di ionizzazione affinità elettronica elettronegatività.

12 Dimensioni degli atomi Raggi atomici: come definire il raggio di un atomo. Il raggio atomico diminuisce nel periodo da sinistra verso destra ed aumenta nel gruppo dall alto verso il basso La diminuzione che si osserva nell'ambito di un periodo, per esempio dal Li al Ne, è il risultato dell'aumento delle attrazioni del nucleo L'aumento all'interno di un gruppo, per esempio dal Li al Cs, è perchè gli elettroni più esterni occupano livelli che sempre più lontani dal nucleo. raggi atomici

13 L energia di ionizzazione è l energa che si deve fornire all atomo per strappare un elettrone Aumenta spostandosi verso destra e verso l alto nella tavola periodica degli elementi. Aumenta nel un periodo: gli atomi diventano più piccoli, gli elettroni sono più vicini ad un nucleo più fortemente carico Diminuisce nel gruppo: perchè l'elettrone più esterno e più distante dal nucleo Le basse energie di ionizzazione giustificano il carattere metallico,

14 Affinità elettronica. l energia liberata quando un atomo neutro viene addizionato di un elettrone (formazione di anione): E(g) + e - E - (g) + AF Si dice che un elemento ha una elevata affinità elettronica forma un anione in modo esortermico, entalpia negativa, i valori più alti si riscontrano in prossimità del fluoro.

15 Elettronegatività Energia di ionizzazione bassa alta Affinità elettronica bassa alta Comportamento cationi anioni elettronegatività χ (la lettera greca chi), definita come energia di ionizzazione+affinità elettronica 2 Elettronegatività bassa alta Comportamento cationi anioni

16 Configurazioni elettroniche degli ioni I cationi (ioni con carica +) si formano togliendo elettroni dagli orbitali a maggior energia (esterni) Gli anioni (-) aggiungendo elettroni agli orbitali disponibili a minore energia

17 Metalli non metalli

18 Metalli e non-metalli

19 Blocco s

20 Blocco p

21 Blocco d

22 Gli elementi del blocco d sono metalli di transizione. Quelli che si trovano a destra, come il rame e l'oro, sono meno reattivi. Le proprietà degli elementi del blocco d sono intermedie, o di transizione, tra quelle degli elementi del blocco s e quelle degli elementi del blocco p; da qui l'origine del loro nome comune, «metalli di transizione». la capacità che molti di essi presentano di formare più cationi di carica differente. Il ferro, forma ioni ferro(ii) e ferro (III), rame forma ioni rame(i) e rame(ii),