CAPITOLO 2
ATOMI POLIELETTRONICI E TAVOLA
PERIODICA
2.1
(a) non è corretto poichè il numero quantico magnetico ml può avere solo valori interi.
(c) non è corretto poichè il massimo valore per il numero quantico secondario l è n − 1.
(e) non è corretto poichè il numero quantico di spin ms può avere solo valori ½ e -½.
2.3
L’orbitale 2s con il metodo SCF di Hartree del Berillio è meno diffuso (più piccolo) di quello del litio poichè
il berillio ha numero atomico quattro e quindi quattro protoni nel nucleo mentre il litio ha solo tre protoni nel
nucleo. L’aumentato numero di protoni nel nucleo aumenta l’attrazione elettrostatica coulombiana fra
elettroni e nucleo.
Il metodo SCF tiene in considerazione la repulsione elettrone-elettrone, che rende gli orbitali mediamente più
estesi. Siccome la carica del nucleo è la stessa per i due orbitali e la sola differenza è la repulsione
interelettronica, gli orbitali 2s SCF del litio dovrebbero essere un po’ più estesi di quelli idrogenoidi. (si veda
la Figura 2.2)
2.5
Siccome il numero atomico è dispari, è impossibile che tutti gli elettroni siano accoppiati. L’elemento è
paramagnetico
2.7
Le configurazioni elettroniche degli elementi sono:
2 2 3
tre elettroni di tipo p.
(a) N: 1s 2s 2p
2 2 6 2 2
(b) Si: 1s 2s 2p 3s 3p
sei elettroni di tipo s.
2 2 6 2 4
(c) S: 1s 2s 2p 3s 3p
non ci sono elettroni di tipo d.
2.9
Le configurazioni elettroniche per lo stato fondamentale del Se è: [Ar]4s 3d 4p .
2.11
B: 1s 2s 2p
As: [Ar]4s 3d 4p
2 3
2 10 5
V: [Ar]4s 3d
I:
[Kr]5s 4d 5p
2 8
1 14 10
Ni: [Ar]4s 3d
Au: [Xe]6s 4f 5d
Qual è il significato di “[Ar]”? di “[Kr]”? di “[Xe]”?
2.13
Ci sono 12 elettroni:
Orbitale
n
1s
1
2
2
2
1
2
l
0
ml
0
ms
+ 12
1s
1
0
0
− 12
2s
2
0
0
+ 12
2s
2
0
0
− 12
2p
2
1
1
+ 12
2p
2
1
1
− 12
2p
2
1
0
+ 12
2p
2
1
0
− 12
2p
2
1
−1
+ 12
10
10
4
3
Brian B. Laird, Chimica Generale – Copyright © 2010 The McGraw-Hill Companies S.r.l., Publishing Group Italia
CAPITOLO 2: ATOMI POLIELETTRONICI E TAVOLA PERIODICA
2p
2
1
−1
− 12
3s
3
0
0
+ 12
3s
3
0
0
− 12
221
L’elemento è il magnesio.
2.15
A causa della regola di Hund ci sono più elementi paramagnetici che diamagnetici. Ci sono tanti elementi a
numero atomico pari quanti dispari. Tutti gli elementi a numero dispari di elettroni sono paramagnetici
poichè hanno almeno un elettrone disaccoppiato. Alcuni elementi a numero pari di elettroni sono
paramagnetici a causa della regola di Hund.
2.17
(a)
(b)
(c)
(d)
2.19
Si tratta di un metallo di transizione. Si ricordi che negli ioni dei metalli di transizione gli orbitali (n−1)d
sono più stabili dell’orbitale ns. Quindi quando si forma un catione da un metallo di transizione, gli elettroni
vengono rimossi sempre prima dall’orbitale ns e poi se necessario dagli orbitali (n−1)d. Siccome il catione
ha carica +3, sono stati tolti 3 elettroni d. Siccome il sotto livello 4s è meno stabile del 3d, due elettroni sono
2 6
stati tolti dal 4s e uno dal 3d. La configurazione elettronica dell’atomo neutro è [Ar]4s 3d . Questa è la
configurazione elettronica del ferro.
2.21
Sc3+ [Ar]
Ti4+ [Ar]
V5+ [Ar]
3
Cr3+ [Ar]3d
5
Mn2+ [Ar]3d
2.23
Isoelettronici significa che le specie hanno lo stesso numero di elettroni e la stessa configurazione elettronica.
2+
−
−
3−
−
2+
3+
−
2−
−
F e N (10 e )
Fe e Co (24 e )
S e Ar (18 e )
Be e He (2 e )
2.25
(a) Ti: [Ar] 4s2 3d2
V+: [Ar] 4s1 3d3
(b) Quando si forma un catione dai metalli di transizione gli elettroni vengono emessi prima dall’orbitale ns
e poi dagli orbitali (n – 1)d.
2.27
La definizione adottata dall’International Union of Pure and Applied Chemists (IUPAC) è che Gli elementi
di transizione (metalli di transizione) hanno livelli d semipieni o danno origine a cationi che hanno livelli d
semipieni. Zn, Cd, e Hg non soddisfano a questa definizione. Zn, Cd, e Hg formano cationi per perdita degli
elettroni esterni s.
2.29
As:
Fe:
B:
Ba:
I:
2.31
Se ha bassa resistenza elettrica e conduce bene il calore è un metallo.
2.33
L’energia di ionizzazione è l’energia richiesta per allontanare un elettrone da un elemento o uno ione in fase
gas. Maggiore è l’attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo, maggiore è l’energia di ionizzazione.
1s22s22p5 (alogeno)
1s22s22p63s23p64s2 (metallo alcalino terroso)
1s22s22p63s23p64s23d6 (metallo di transizione)
1s22s22p63s23p64s23d104p3 (Gruppo 5A)
metalloide
metallo
metalloide
metallo
non metallo
Cu+
Ag+
Au+
Au3+
Pt2+
10
[Ar]3d
10
[Kr]4d
10
[Xe]4f145d
8
[Xe] 4f145d
8
[Xe] 4f145d
Xe:
Li:
Cl:
P:
Si:
non metallo
metallo
non metallo
non metallo
non metallo
222
CAPITOLO 2: ATOMI POLIELETTRONICI E TAVOLA PERIODICA
Minore è il raggio, maggiore è l’attrazione elettrostatica fra elettroni e nucleo e maggiore è l’energia di
ionizzazione
2.35
.
2.37
Be: [He] 2s2
B: [He] 2s2 2p1
L’andamento generale dell’aumento dell’elettronegatività da sinistra a destra nella tavola periodica è dovuto
all’aumento della carica nucleare. L’energia di ionizzazione del boro è minore di quella del berillio poiché gli
elettroni più esterni del boro si trovano in orbitali 2p che hanno maggiore energia (meno stabili) dell’orbitale
2s del berillio che contiene i suoi elettroni più esterni.
Si ricordi che solitamente le dimensioni atomiche variano nel modo seguente:
(1) Da sinistra a destra lungo un periodo il raggio atomico diminuisce a causa dell’aumento della carica
nucleare effettiva.
(2) Dall’alto in basso lungo un gruppo, il raggio atomico aumenta poiché le dimensioni orbitaliche
aumentano all’aumentare del numero quantico principale.
Gli atomi che si stanno considerando appartengono tutti allo stesso periodo. L’atomo più a sinistra del
periodo ha il maggiore raggio atomico, e l’atomo più a destra ha il più piccolo. In ordine di dimensione
atomica decrescente si ha:
Na > Mg > Al > P > Cl
Verifica: Si veda la Figura 2.16 del testo.
+
2+
2.39
Lo ione Cu è più grande Cu
2.41
Si considera il punto di ebollizione dell’argon approssimativamente uguale alla media dei punti di ebollizione
di neon e kripton, in base alla posizione nella tavola periodica nel Gruppo 8A.
−245.9°C + (−152.9°C)
= − 199.4°C
b.p. =
2
In effetti il punto di ebollizione dell’argon è −185.7°C.
2.43
L’andamento generale per l’energia di prima ionizzazione è che aumenta da sinistra a destra lungo un periodo
e diminuisce dall’alto in basso lungo un gruppo. K ha la minore energia di ionizzazione. Ca, a destra del K,
ha maggiore energia di ionizzazione. Muovendosi da sinistra a destra nella tavola periodica, le energie di
dissociazione aumentano muovendosi verso il P. Nel gruppo degli alogeni il F ha maggiore energia di
dissociazione rispetto a P. Infine Ne è a destra di F nel secondo periodo quindi ha maggiore energia di
ionizzazione. L’ordine corretto è:
K < Ca < P < F < Ne
Si veda la Tabella 2.2 del testo.
2.45
Gli elementi del gruppo 3A (come Al) hanno un solo elettrone nell’orbitale p, che è ben schermato dalla
carica nucleare dagli elettroni più interni. E’ richiesta minore energia per allontanare un elettrone in un
orbitale p che per rimuovere un elettrone accoppiato nell’orbitale s come nel caso del Mg.
2.47
Rimuovere elettroni esterni richiede minore energia se sono schermati da elettroni interni.
L’elettrone nell’orbitale 3s è più facile da allontanare. La configurazione elettronica a gas nobile come
2 2 6
1s 2s 2p , è molto stabile, quindi è molto difficile allontanare un elettrone.
Si veda la Tabella 2.2.
2.49
Il numero atomico del mercurio è 80.
1 ⎞
⎛1
ΔE = (2.18 × 10−18 J)(802 ) ⎜ 2 − 2 ⎟ = 1.395 × 10−14 J
1
∞
⎝
⎠
ΔE =
perché ha un elettrone in più.
1 kJ
1.395 × 10−14 J 6.022 × 1023 ions
×
×
= 8.40 × 106 kJ mol−1
1000 J
1 ion
1 mol
CAPITOLO 2: ATOMI POLIELETTRONICI E TAVOLA PERIODICA
223
2.51
L’affinità elettronica aumenta da sinistra a destra lungo un periodo ad eccezione dei gas nobili. Il Cl ha la
maggior affinità elettronica.
2.53
I metalli alcalini hanno configurazione elettronica di valenza ns per cui possono accettare un altro elettrone
2
nell’orbitale. Invece i metalli alcalino terrosi hanno configurazione elettronica ns per cui un ulteriore
elettrone dovrebbe entrare nell’orbitale p a più alta energia.
2.55
Gli elementi del Gruppo 1B sono molto meno reattivi di quelli del Gruppo 1A. Hanno maggiori energie di
ionizzazione a causa dello schermaggio degli elettroni d.
2.57
Applicando il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
(a) F
↑↓
2
2
5
1s
2s
2p
(b) P
[Ne]
↑↓ ↑ ↑ ↑
2
3
3s
3p
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
(c) Co
[Ar]
↑↓
2
7
4s
3d
2.59
(a)
(b)
(c)
(d)
2.61
In accordo con l’Handbook of Chemistry and Physics (edizione 1966-67), il potassio ha punto di fusione di
63.6°C, il bromo è un liquido rosso marrone con punto di fusione di −7.2°C, e il bromuro di potassio (KBr) è
un solido incolore con punto di fusione di 730°C. M è il potassio (K) e X è il bromo (Br).
2.63
(a) (i)
(ii)
(iii)
(b) (i)
(ii)
(iii)
2.65
Lo zolfo ha configurazione elettronica dello stato fondamentale [Ne]3s 3p . Ha tendenza ad accettare un
−
2−
elettrone per diventare S . Anche se aggiungere un altro elettrone permette di formare S , che è
isoelettronico con Ar, l’aumento della repulsione interelettronica rende questo processo non favorevole.
2.67
La percentuale di volume occupato da K in confronto con quello di K è:
4
π (133 pm)3
volume of K + ion
3
× 100% =
× 100% = 23.3%
4
volume of K atom
π (216 pm)3
3
+
Quindi c’è una diminuzione di volume (100 − 23.3)% = 76.7% quando K si forma da K.
2.69
H e He sono specie isoelettroniche con due elettroni. Siccome H ha un solo protone, mentre He ne ha due,
−
−
il nucleo di H attrae i due elettroni meno fortemente rispetto a He. Quindi, H è più grande.
2.71
La reazione che rappresenta l’affinità elettronica del cloro è:
−
−
→ Cl (g)
ΔH° = +349 kJ mol-1
Cl(g) + e ⎯⎯
1
−
−
S+e → S
2+
3+
−
Ti → Ti + e
2+
−
+
Mg + e → Mg
2−
−
−
O → O +e
Entrambi reagiscono con acqua per dare idrogeno;
i loro ossidi sono basici;
i loro alogenuri sono ionici.
Entrambi sono forti agenti ossidanti;
entrambi reagiscono con idrogeno per formare HX (dove X è Cl o Br);
−
−
entrambi formano alogenuri (Cl o Br ) quando combinati con metalli (Na, K, Ca, Ba).
2
4
+
−
−
224
CAPITOLO 2: ATOMI POLIELETTRONICI E TAVOLA PERIODICA
L’energia di una mole di fotoni nei processi seguenti deve essere di +349 kJ.
−
−
Cl (g) + hν ⎯⎯
→ Cl(g) + e
ΔH° = -349 kJ mol-1
Si converte l’energia di un fotone per calcolare la lunghezza d’onda del fotone.
349 kJ
1 mol photons
1000 J
×
×
= 5.80 × 10−19 J photon −1
23
1 mol photons 6.022 × 10 photons
1 kJ
Da cui:
hc
(6.63 × 10−34 J s)(3.00 × 108 m s −1 )
λ =
=
= 3.43 × 10−7 m = 343 nm
E
5.80 × 10−19 J
La radiazione cade nella regione dell’ultravioletto nello spettro.
2.73
L’aggiunta di un elettrone a un atomo neutro è un processo sfavorevole solitamente a causa della repulsione
elettrone-elettrone. L’aggiunta di un secondo e terzo elettrone non avviene spontaneamente e quindi è
difficile misurarne l’affinità elettronica.
2.75
Caratteristiche fisiche: Solido; apparenza come lo iodio; punto di fusione maggiore di 114°C.
2.77
Z = 119
2.79
Tra la seconda e la terza ionizzazione c’è un salto energetico importante, che suggerisce una variazione del
numero quantico n. Il terzo elettrone allontanato proviene dallo strato più interno, del core gas nobile, che è
difficile da strappare. Per cui l’elemento appartiene al Gruppo 2A.
2.81
(a) SiH4, GeH4, SnH4, PbH4
(b) Il carattere metallico aumenta spostandosi dall’alto in basso nella tavola periodica. Per cui, RbH
dovrebbe avere carattere più ionico di NaH.
(c) Siccome Ra si trova nel Gruppo 2A, la reazione con acqua dovrebbe essere analoga a quella degli altri
elementi del gruppo.
Ra(s) + 2H2O(l) → Ra(OH)2(aq) + H2(g)
(d) Berillio (relazione diagonale)
2.83
Si riarrangia l’equazione per risolvere per l’energia di ionizzazione (EI).
1
EI = hν − mu 2
2
L’energia cinetica dell’elettrone emesso è data. Si sostituisce h, c, e λ nella reazione precedente.
(6.63 × 10−34 J s)(3.00 × 108 m s −1 )
− (5.34 × 10−19 J) = 6.94 × 10−19 J
EI =
−9
162 × 10 m
Si esprime in kJ mol-1.
1 kJ
6.94 × 10−19 J 6.022 × 1023 photons
×
×
= 418 kJ mol−1
1 photon
1 mol
1000 J
2.85
Na ⎯⎯
→ Na + e
I1 = 495.9 kJ mol-1
+
+
Questa equazione è l’opposto dell’affinità elettronica per Na . Quindi l’affinità elettronica di Na è +495.9
-1
kJ mol . Si noti che è positiva, per cui è energia liberata quando un elettrone viene aggiunto a un atomo o a
uno ione.
2.87
Fe [Ar]3d → Fe [Ar]3d
2+
5
3+
4
Mn [Ar]3d → Mn [Ar]3d
Uno strato semi pieno ha una extrastabilità. Per cui l’ossidazione del manganese è meno facile.
2 14
+
2+
10
6
Configurazione elettronica: [Rn]7s 5f 6d 7p 8s
6
1
−
3+
5
CAPITOLO 2: ATOMI POLIELETTRONICI E TAVOLA PERIODICA
2.89
225
Si riarrangia l’equazione per risolvere per Zeff.
Z eff = n
I1
1312 kJ mol –1
Li: Z eff = (2)
Na: Z eff = (3)
K:
Z eff = (4)
520 kJ mol –1
= 1.26
1312 kJ mol –1
495.9 kJ mol –1
= 1.84
1312 kJ mol –1
418.7 kJ mol –1
= 2.26
1312 kJ mol –1
Lungo un gruppo, Zeff aumenta.
Zeff
1.26
=
= 0.630
Li:
2
n
Z
1.84
= 0.613
Na: eff =
3
n
Zeff
2.26
=
= 0.565
K:
4
n
Il rapporto Zeff/n è circa costante per cui l’effetto di schermo è all’incirca lo stesso.
2.91
Per un atomo di boro nello spazio tutte le direzioni sono equivalenti. L’orbitale 2p può essere orientato secondo
qualsiasi direzione. L’elettrone disaccoppiato del boro ha uguale probabilità di essere in uno dei tre orbitali 2p. Per
questo l’atomo di boro ha forma sferica.
