proprietà periodiche!!! tutti X -

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1 Molte delle proprietà degli elementi variano periodicamente lungo la tavola periodica(che si chiamerà periodica per qualche motivo!) L origine delle proprietà periodicheva ricercata nella struttura (o configurazione) elettronica degli atomi tutti M + tutti M 2+ Esistono diverse tutti X 2- proprietà periodiche!!! tutti X - 1

2 L elettronegatività 2

3 Il raggio atomico Il raggio atomico aumenta scendendo lungo un gruppo e spostandosi da destra a sinistra lungo un periodo Raggio atomico (in pm) Come si spiega tutto questo? In prima approssimazione con un modello a gusci (o strati) concentrici: passando da un periodo al successivo si passa da un guscio più piccolo ad uno più grande 3

4 Il modello a gusci (o strati) Il primo guscio può contenere al massimo2e - :H(1e - ),He(2e - ) H He Li Be O Ne Il secondo guscio può contenere fino a 8e - : Li, Be, B, C, N, O, F, Ne (altri 2e - sono già presenti nel primo guscio!!!) Passando al Naha inizio il riempimento del terzo guscio: 2e - nel primo guscio, 8e - nel secondo e 1e - nel terzo 4

5 Effetto schermo Nell'ambito di questa rappresentazione a strati, un dato guscio elettronico non percepisce solo l'attrazione della carica nucleare, ma anche la repulsione dei gusci elettronici più interni. In pratica, dal punto di vista del guscio elettronico considerato, è come se la carica nucleare fosse, per l'appunto, schermata; l'effetto schermo fa sì che la carica nucleare effettivamente percepita dal guscio elettronico in questione sia minore di quanto si potrebbe prevedere sulla base del numero atomico. Partendo dal modello a gusci e tenendo conto dell effetto schermo, siamo in grado di razionalizzare l andamento dei raggi atomici osservato? 5

6 Le proprietà periodiche: il raggio atomico Spostandosi nel periodo: gli elettroni vengono aggiungendosi nello stesso strato e, quindi, più o meno alla stessa distanza dal nucleo di quelli preesistenti. Data la loro condizione diffusa non esercitano l uno sull altro uno schermo efficace nei confronti della carica nucleare sicché lungo il periodo la carica nucleare effettiva cresce attraendo gli elettroni e contraendo il volume dell atomo Scendendo lungo il gruppo: di periodo in periodo gli elettroni più esterni occupano strati viaviapiùlontanidalnucleo 6

7 Le proprietà periodiche: il raggio ionico Il raggio ionico aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce spostandosi da sinistra a destra cationi anioni 7

8 Le proprietà periodiche: il raggio ionico I cationi sono più piccoli degli atomi dai quali derivano perché si formano da essi grazie alla perdita di uno o più elettroni ed espongono il nocciolo generalmente più piccolo dell atomo progenitore. Come i raggi atomici diminuiscono lungo il periodo (aumenta la carica del nucleo) ed aumentano scendendo lungo il gruppo (si occupano strati di numero atomico crescente). Gli anioni sono più voluminosi degli atomi progenitori per l aumentato numero di elettroni nello strato di valenza e gli effetti repulsivi che si generano. Come i raggi atomici diminuiscono lungo il periodo (aumenta la carica del nucleo) ed aumentano scendendo lungo il gruppo (si occupano strati di numero atomico crescente). 8

9 Le proprietà periodiche: l energia di ionizzazione Energia di ionizzazione: è la quantità di energia che un atomo isolato deve assorbire per rimuovere l elettrone più esterno(cioè legato più labilmente) Mg Mg + + e - I 1 = energia di prima ionizzazione Mg + Mg 2+ + e - I 2 = energia di seconda ionizzazione I 2 > I 1 Energia di prima ionizzazione in kj/mol L energia di ionizzazione cala scendendo lungo il gruppo e cala (anche se con qualche irregolarità) spostandosi da destra a sinistra lungo il periodo (diminuisce con l aumentare del raggio atomico) 9

10 Le proprietà periodiche: l energia di ionizzazione Scendendo lungo il gruppo: gli elettroni più esterni occupano strati via via più lontani dal nucleo che lo lega, di conseguenza, più labilmente Spostandosi nel periodo: gli elettroni vengono aggiungendosi nello stesso strato e, quindi, più o meno alla stessa distanza dal nucleo di quelli preesistenti. Data la loro condizione diffusa non esercitano l uno sull altro uno schermo efficace nei confronti della carica nucleare sicché lungo il periodo la carica nucleare effettiva cresce attraendo gli elettroni e incrementando l energia di ionizzazione Quando un atomo perde un e -, da quale guscio proviene tale elettrone? Ovviamente da quello più esterno!!! 10

11 Le proprietà periodiche: l energia di ionizzazione riassumendo L energia di prima ionizzazione è massima per gli elementi vicini all elio e minima per quelli vicini al cesio. L energia di secondo ionizzazione è più elevata della primaria (per un certo elemento) a causa della presenza di una carica positiva, e molto più alta se l elettrone da allontanare appartiene ad uno strato chiuso(completo = stabile). Un blocco di metallo è costituito da un insieme ordinato di cationi (sfere) circondati da un mare di elettroni. Gli elettroni sono mobili. I metalli si trovano nella porzione inferiore sinistra della tavola periodica perché questi elementi possiedono bassa energia di ionizzazione e possono facilmente cedere i loro elettroni. Le energie di ionizzazione successive di alcuni elementi. Si noti il grande aumento di energia necessario per rimuovere un elettrone da un guscio interno. 11

12 Le proprietà periodiche: l affinità elettronica Affinità elettronica: è una misura dell energia che si libera quando un atomo isolato acquista un elettrone L affinità elettronica cala (anche se ci sono alcune irregolarità) scendendo lungo il gruppo e spostandosi da destra a sinistra lungo il periodo(diminuisce con il raggio atomico) O + e - O - + e - O - AE 1 = prima affinità elettronica O 2- AE 2 = seconda affinità elettronica AE 2 < AE 1 12

13 Conseguenze sui materiali 13

14 Conseguenze sui materiali Un pezzo di zolfo (a sinistra) se percosso con un martello si frantuma in polvere fine. Il rame (a destra) si può ottenere in grandi pezzi di rame nativo, modellare in palline, martellare in lamine sottili o tirarne fili. 14

15 I metalli alcalini e alcalino-terrosi Gli elementi del blocco s godono di energia di ionizzazione bassa il che vuol dire che gli elettroni più esterni sono ceduti con facilità: Un elemento del gruppo 1 formerà ioni +1 (Li +, Na +, K + ). Un elemento del gruppo 2 formeràioni+2(mg 2+,Ca 2+,Ba 2+ ). Unelementodelgruppossaràunmetalloreattivo. Poiché l energia di ionizzazione è minima in fondo al gruppo gli elementi più pesanti (cesio, bario) reagiscono più vigorosamente. Data la loro grande attitudine a perdere elettroni: 1. Formano composti ionici 2. Si usano spesso come riducenti I metalli alcalini sono tutti teneri e di colore argenteo. Per proteggerlo dal contatto con l aria il sodio viene conservato sotto olio di paraffina; una superficie tagliata di fresco ed esposta si ricopre di uno strato di ossido 15

16 Gli elementi del blocco p a destra Gli elementi che occupano la parte a destra del blocco p hanno affinità elettronica elevata: tendono ad acquistare elettroni completando gli strati esterni. Fatta eccezione per i tellurio e polonio, i componenti dei gruppi 16 e 17 sono non metalli. Reagiscono con i metalli formando anioni e, quindi, composti ionici. Gli elementi del gruppo 16. Da sinistra a destra: ossigeno, zolfo, selenio e tellurio. Si noti l evoluzione da non metallo a metallo 16

17 Utilizzando il modello a gusci (o a strati) è stato possibile razionalizzare diverse proprietà periodiche e capire qualcosa di più sulla struttura dell atomo e su come questa influenzi le proprietà della materia. Ma è tutto così semplice? Ovviamente no!!! Il modello a gusci è utile per la sua semplicità ma è, appunto, troppo semplice. Il moto di un elettrone attorno al nucleo non è infatti confinato sulla superficie del guscio a cui appartiene. E invece descritto da funzioni matematiche estremamente complesse che prendono il nome di funzioni d onda orbitaliche o, più semplicemente, orbitali. A seconda dell atomo con cui avremo a che fare sarà necessario considerare gliorbitali:s,p,d,f 17

18 Come sono fatti gli orbitali s? Gli orbitali s hanno simmetria sferica: quello che cambia nel passare da un orbitale s al successivo sono le dimensioni che crescono nell ordine 1s < 2s < 3s 18

19 Come sono fatti gli orbitali p? L orbitale p è in genere rappresentato come diretto lungo gli assi perpendicolari, x, y, z, e si usano i simboli p x, p y, p z. Cambia l orientazione ma la forma è sempre la stessa. Analogamente agli orbitali s, anche per i p le dimensioni crescono nell ordine: 2p < 3p < 4p Come sono fatti gli orbitali d? 19

20 Come sono fatti gli orbitali f? 20

21 La tavola periodica rivisitata alla luce degli orbitali s, p, d, f 21

22 Gli orbitali sono definiti in funzione di QUATTRO Numeri Quantici Numero quantico principale, n: puòaverevaloriinterie positivi(non zero). E legato alle dimensioni dell orbitale(1s, 2s e 3s differiscono per il valore di n) n = 1, 2, 3, Numero quantico secondario o orbitale, l: puòassumeretuttiivaloriinteritra0 edn-1. E legato allaformadell orbitale(2s e 2p differisconoper ilvaloredil) l = 0, 1, 2, 3,, n-1 s, p, d, f Numero quantico magnetico, m l,: puòassumeretuttiivaloriinteri, positivie negativi, compresitra+le l. E legato all orientazionespazialedell orbitale(px, p y e p z differisconoper ilvaloredim l ) -l, -l+1, -l+2,, 0, 1, 2,, l-1, l E il quarto???? 22

23 Lo spin elettronico: il quarto numero quantico L elettrone ruota intorno a se stesso generando un campo magnetico Esistono due possibilità di rotazione dell elettrone (o spin elettronico) descrittedalnumeroquanticodispin,m s. Il numero quantico di spin non dipende da altri numeri quantici ma può assumere valore +1/2 o-1/2 23

24 Gli Orbitali 24

25 Configurazioni elettroniche e processo di Aufbau Regole per l assegnazione degli elettroni agli orbitali Gli elettroni occupano gli orbitali in modo da minimizzare l energia dell atomo Orbitali caratterizzati dagli stessi valori di n ed l, ma diverso valore di m l hanno la stessa energiae sono detti orbitali degeneri 25

26 Processo di Aufbau In un atomo non possono esistere due elettroni aventi tutti i quattro numeri quantici uguali (Principio di esclusione di Pauli); in un orbitale possono quindi esistere al massimo due elettroni purché abbiano spin opposti Quando sono disponibili orbitali di energia identica gli elettroni inizialmente occupano questi orbitali singolarmente e con spin paralleli (Regola di Hund) Esempio: descrizione della configurazione elettronica del carbonio (Z = 6): C 1s 2 2s 2 2p 2 Ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici: Iniziando dalla riga in alto si seguono le frecce Perché gli atomi seguono queste regole???? 26

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30 Elettroni di valenza ed interni Gli elettroni contenuti nel guscio elettronico più esterno sono chiamati elettroni di valenza. Gli elettroni che si trovano nei gusci sottostanti a quello di valenza sono chiamati elettroni interni. Gli elettroni di valenza sono quelli che si trovano a più alta energia e pertanto sono quelli che entrano in gioco durante le reazioni chimiche. Nel caso del carbonio (Z = 6): C 1s 2 2s 2 2p 2 Elettroni interni Elettroni di valenza Gli elettroni di valenza servono a costruire i legami chimici. Infatti essendo più esterni sono meno legati al nucleo e possono essere più facilmente messi in gioco nella formazione di legami 30