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L’atomo polielettronico Abbiamo parlato dell’idrogeno, finora prendiamo in considerazione ora un atomo con due elettroni, l’elio. Rispetto all’atomo di idrogeno, le configurazioni dovrebbero 1s2s avere e la 1s2p, stessa energia. Invece la 1s2s è più bassa in energia della 1s2p. Perché? 1 2 Effetto della carica nucleare 3 Nel caso dell’atomo di idrogeno, l’energia dei livelli dipende solo da n! Nel caso di atomi a più elettroni l’energia dei livelli dipende sia da n che dal l! L’equazione quantomeccanica va corretta per i termini repulsivi degli elettroni, ed il tutto diventa più complicato. 1s 2s 4 Principio di esclusione di Pauli Un orbitale non può essere occupato da più di 2 elettroni e quando 2 elettroni occupano lo stesso orbitale i loro spin devono essere appaiati 5 Riempimento degli orbitali 1 e- = H 2s 1s 2p 6 Riempimento degli orbitali 2 e- = He 2s 1s 2p 7 Riempimento degli orbitali 3 e- = Li 2s 1s 2p 8 Riempimento degli orbitali 4 e- = Be 2s 1s 2p 9 Riempimento degli orbitali 5 e- = B 2s 1s 2p 10 Riempimento degli orbitali 6 e- = C 2s 1s 2p 11 Riempimento degli orbitali 7 e- = N 2s 1s 2p 12 Riempimento degli orbitali 8 e- = O 2s 1s 2p 13 Riempimento degli orbitali 9 e- = F 2s 1s 2p 14 Riempimento degli orbitali 10 e- = Ne 2s 1s 2p 15 16 17 "The law of periodicity first allowed us to perceive undiscovered elements at a distance which formerly was inaccessible to chemical vision." from Dimitri Ivanovich Mendeleev's Faraday lecture before the Chemical Society in London, twenty years after his discovery of periodic law (1889) Nel 1870 il chimico russo Mendeleev ordina gli elementi in funzione del peso atomico crescente dimostrando che le loro proprietà chimiche sono funzioni periodiche del peso atomico. Nasce così la TAVOLA PERIODICA. La rappresentazione risultante era così suddivisa in periodi orizzontali ed in gruppi verticali. Guidato dal principio della periodicità lasciò dei posti vuoti nella tavola, intuendo con sicurezza che dovevano ancora essere scoperti alcuni elementi (es. Tra Ca e Ti). Inoltre riuscì a prevedere le proprietà di alcuni elementi ancora sconosciuti, come gli elementi al di sotto Al e Si, che chiamò eka-alluminio ed eka-silicio. Tali elementi successivamente scoperti erano il Gallio ed il Germanio. Mendeleev incontrò alcune difficoltà per i metalli di transizione. gruppi e periodi elementi transizione (B) IUPAC IUPAC vecchia CAS nome Gruppo 1 IA IA metalli alcalini Gruppo 2 IIA IIA metalli alcalino terrosi Gruppo 3 IIIA IIIB gruppo dello scandio Gruppo 4 IVA IVB gruppo del titanio Gruppo 5 VA VB gruppo del vanadio Gruppo 6 VIA VIB gruppo del cromo Gruppo 7 VIIA VIIB gruppo del manganese Gruppo 8 VIIIA VIIIB gruppo del ferro Gruppo 9 VIIIA VIIIB gruppo del cobalto Gruppo 10 VIIIA VIIIB gruppo del nichel Gruppo 11 IB IB gruppo del rame, anche detti metalli nobili Gruppo 12 IIB IIB gruppo dello zinco Gruppo 13 IIIB IIIA gruppo del boro, anche detti terrosi Gruppo 14 IVB IVA gruppo del carbonio Gruppo 15 VB VA gruppo dell'azoto Gruppo 16 VIB VIA calcogeni Gruppo 17 VIIB VIIA alogeni Gruppo 18 VIIIB o 0 VIIIA gas nobili Gli elementi di uno stesso gruppo hanno configurazione elettronica esterna dello stesso tipo Poiché sono gli elettroni esterni che entrano in gioco nei fenomeni chimici, le proprietà degli elementi appartenenti allo stesso gruppo presentano analogie. Da notare che queste analogie sono assai marcate fra gli elementi successivi al secondo, mentre i primi due elementi presentano proprietà che possono essere notevolmente differenti. Nel V gruppo le proprietà chimico-fisiche di As, Sb e Bi sono simili, ma hanno ben poco in comune con N e P. Poiché aumenta la distanza degli elettroni dal nucleo (raggio atomico), diminuisce l’energia con la quale sono legati gli elettroni esterni Proprietà periodiche • • • • • • • • numero di elettroni esterni carattere metallico energia di ionizzazione affinità elettronica elettronegatività raggio atomico raggio ionico numero di legami Regole • le proprietà periodiche variano con continuità da sinistra a destra e dall’alto al basso • si ripetono simili ogni 8 elementi in successione di numero atomico crescente • in ogni periodo, ciascun elemento mostra valori intermedi tra quello che lo precede e quello che lo segue • si ripetono con valori simili all’interno dei gruppi Una prima grossa divisione degli elementi della tavola periodica consiste nel loro carattere metallico o non metallico Il carattere metallico aumenta: - da destra a sinistra lungo un periodo - dall’alto al basso lungo un gruppo Il raggio atomico Le nuvole elettroniche non hanno dimensioni definite, tuttavia si definisce raggio atomico la metà della distanza che separa i centri di due atomi contigui quando questi formano molecole o si impacchettano in solidi. r Misure date in picometri (pm) 10-12 m Le dimensioni atomiche Le dimensioni atomiche diminuiscono muovendosi lungo un periodo aumentano scendendo lungo un gruppo Energie di Ionizzazione Energia di ionizzazione: Eion o energia di prima ionizzazione si definisce come la quantità di energia necessaria per allontanare a distanza infinita da un atomo allo stato gassoso, l’elettrone più esterno (meno fortemente legato), formando così uno ione positivo X+ X(gassoso) + Eion X+(gassoso) + e- L’energia di ionizzazione si esprime normalmente in elettron-Volt (eV) relativamente ad un singolo elettrone, ovvero in Kcal-1 mol-1 riferendosi ad una mole di elettroni. E’ possibile “strappare” altri elettroni, quindi si possono definire le energie di seconda, terza, etc., ionizzazione. E’ chiaro che l’energia di seconda ionizzazione è sempre più alta di quella di prima ionizzazione. E = h Energie di I e II ionizzazione in funzione del numero atomico Notare a quali elementi corrisponde il massimo di I ionizzazione M → M+ + eM+ → M++ + e- pot. di prima ionizzazione pot. di seconda ionizzazione Na → Na+ + eNa+ → Na++ + eNa++ → Na+++ + e- PI1 = 5.12 eV PI2 = 47.05 eV PI3 = 70.70 eV Li → Li+ + eLi+ → Li++ + eLi++ → Li+++ + e- PI1 = 5.39 eV PI2 = 50.0 eV PI3 = 122.4 eV Gli atomi tendono alla configurazione elettronica più stabile (ns2p6, strato completamente pieno), cioè a quella del gas nobile più vicino. ·Eion diminuisce scendendo nel gruppo perché gli elettroni sono meno attratti dal nucleo. ·Eion aumenta passando dal 1° al 2° gruppo, (X+ ha qui una configurazione ns2, parzialmente stabile) diminuisce al 3° e aumenta nel resto del periodo. Affinità elettronica L’affinità elettronica è l’energia che viene liberata (per convenzione di segno negativo) da un atomo neutro gassoso isolato, nel suo stato fondamentale, quando acquista un elettrone per dare luogo alla formazione di uno ione negativo isolato Elemento(gassoso) + e- Elemento (gassoso) – Raggio ionico L’allontanamento di elettroni da un nucleo atomico comporta una diminuzione delle dimensioni atomiche (minor repulsione fra elettroni). Al contrario, l’inserimento di elettroni comporta un aumento delle dimensioni (maggior repulsione interelettronica) Dimensioni degli ioni L’elettronegatività Elettronegatività è la tendenza con la quale un atomo tende ad attrarre gli elettroni di legame. Non è quindi un valore “assoluto” come l’affinità elettronica Mulliken cercò di darne una spiegazione più generale definendola come la media tra il potenziale di ionizzazione (E.I.) e l’affinità elettronica (E.A.). ((E.I. – E.A.)/2). Elettronegatività degli elementi Esercizi Grammi 0,235 di un ossido di stagno SnxOy, riscaldati in una corrente di idrogeno lasciano un residuo di 0,185 g di Sn metallico. Si scriva la formula empirica dell’ossido. Scrivere la configurazione elettronica ed il diagramma degli orbitali per ciascuno ione e determinare se è diamagnetico o paramagnetico. Al3+; S2-; Fe3+; Co2+; N3-; Ca2+
