10/28/2016
ATOMO POLIELETTRONICO
La teoria fisico-matematica che ha risolto esattamente il problema
dell’atomo di idrogeno non è in grado di descrivere con uguale
precisione l’atomo polielettronico.
Problema: interazioni elettrone-elettrone
Tuttavia, anche per la descrizione dell’atomo polielettronico il
modello atomico che si è dimostrato più utile dal punto di vista
chimico è quello elaborato da Schroedinger.
Inoltre, per poter definire completamente lo stato di un elettrone in
un atomo polielettronico è necessario specificare un quarto numero
quantico: il numero quantico magnetico di spin elettronico (o
numero quantico di spin) ms
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Numero quantico di spin ms
Secondo la teoria quantistica
l’elettrone ha accesso a due stati di
spin rappresentati come e
lo spin elettronico è quantizzato
Nel suo moto attorno al nucleo,
l’elettrone ruota attorno a se stesso, e
può farlo in senso orario (stato )
oppure antiorario (stato )
I due stati di spin sono contraddistinti
dal numero quantico ms :
per lo stato si ha che ms = +1/2
per lo stato si ha che ms = -1/2
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PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI
In un atomo non possono esistere due elettroni che abbiano tutti i
quattro numeri quantici uguali.
Conseguenza: su un orbitale possono stare al massimo due
elettroni, e questi devono avere spin opposto.
Due elettroni con spin opposti che occupano lo stesso orbitale sono
detti appaiati
Due elettroni con lo stesso spin sono detti paralleli
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ATOMO POLIELETTRONICO
Nell’atomo polielettronico, gli stati dei singoli elettroni sono ancora
rappresentati da funzioni d’onda (orbitali), che sono caratterizzati da
numeri quantici con significati analoghi a quelli descritti per l’atomo
di idrogeno:
n definisce un livello energetico o guscio elettronico
l definisce un sottolivello
ml si riferisce all’orientazione dell’orbitale nello spazio
ms è il numero quantico di spin
Mentre per l’atomo di idrogeno l’energia di un orbitale dipende solo
dal numero quantico principale, questo non è più vero per un
atomo polielettronico, per il quale a parità di numero quantico n
l’energia degli orbitali aumenta all’aumentare del valore di l
Quindi per es. l’energia aumenta nell’ordine 3s<3p<3d
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ATOMO
POLIELETTRONICO
Per gli atomi
polielettronici l’energia
degli orbitali dipende
sia dal numero
quantico principale n
che dal numero
quantico angolare l
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Per assegnare gli elettroni agli orbitali atomici si devono seguire:
1. Principio dell’ AUFBAU
gli elettroni vanno disposti negli orbitali secondo energia crescente
2. Principio di Pauli
due elettroni per poter occupare lo stesso orbitale devono avere
spin opposto
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
notazione
a scatole
notazione
spettroscopica
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
notazione
a scatole
notazione
spettroscopica
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ATOMO
POLIELETTRONICO
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
notazione
spettroscopica
notazione
del gas nobile
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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ATOMO
POLIELETTRONICO
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Per assegnare gli elettroni agli orbitali atomici si devono seguire:
1. Principio dell’ AUFBAU
gli elettroni vanno disposti negli orbitali secondo energia
crescente
2. Principio di Pauli
due elettroni per poter occupare lo stesso orbitale devono avere
spin opposto
3. Regola di Hund
la disposizione più stabile di elettroni in un insieme di orbitali
degeneri è quella che corrisponde al massimo numero di
elettroni spaiati, che avranno spin parallelo
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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ATOMO
POLIELETTRONICO
Quarto periodo:
per K (Z=19)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
oppure [Ar] 4s1
per Ca (Z=20):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
oppure [Ar] 4s2
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Dmitri Ivanovic Mendeleev (1843-1907)
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I blocchi della tavola periodica, corrispondenti al
riempimento dei vari tipi di orbitali
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I blocchi della tavola periodica, corrispondenti al
riempimento dei vari tipi di orbitali
Elementi del BLOCCO s
riempimento dell'orbitale
piu' esterno di tipo s
configurazione elettronica
[gas raro] nsx (x=1,2).
Elementi del BLOCCO p
configurazione elettronica
[gas raro] ns2 npx ( x=1..6)
Elementi del BLOCCO d elementi di transizione, caratterizzati da orbitali
d in corso di riempimento
Elementi del BLOCCO f elementi di transizione interna, caratterizzati dal
riempimento degli orbitali 4f (lantanidi) e 5f (attinidi)
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PROPRIETA’ PERIODICHE (1) dimensioni atomiche
Le dimensioni atomiche
sono espresse mediante il
RAGGIO ATOMICO r
METALLI r = 1/2 della distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti nel campione solido
NONMETALLI r = 1/2 della distanza tra i nuclei di due atomi uniti da legame chimico
(raggio covalente)
GAS NOBILI r = 1/2 della distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti in un campione
di gas solidificato
(raggio di van der Waals, in genere maggiore del raggio covalente)
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PROPRIETA’ PERIODICHE (1) dimensioni atomiche
I raggi atomici aumentano scendendo lungo un gruppo
stesso tipo di configurazione elettronica
ma aumenta il numero quantico principale
Esempio:
il raggio atomico del Li [He] 2s1
è piu' piccolo
di quello del Na [Ne] 3s1
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PROPRIETA’ PERIODICHE (1) dimensioni atomiche
I raggi atomici diminuiscono da sinistra a destra lungo il periodo
a parità di numero quantico principale
aumenta la carica nucleare effettiva
Esempio:
il raggio atomico del Li 1s2 2s1
è piu' grande
di quello del Be 1s2 2s2
carica nucleare totale = +3
carica nucleare effettiva = +1
carica nucleare totale = +4
carica nucleare effettiva = +2
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PROPRIETA’ PERIODICHE (1) dimensioni atomiche
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PROPRIETA’ PERIODICHE (1) dimensioni atomiche
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PROPRIETA’ PERIODICHE (2) dimensioni ioniche
Le dimensioni ioniche
sono espresse mediante
il RAGGIO IONICO
A parità di ione considerato
(per es. A+ o B-)
l’andamento periodico del raggio ionico
è analogo a quello del raggio atomico
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PROPRIETA’ PERIODICHE (2) dimensioni ioniche
Il raggio di un catione A+ è sempre più piccolo di quello dell’atomo da
cui deriva, perché togliendo un elettrone si riduce la repulsione tra elettroni,
con conseguente contrazione degli orbitali esterni.
Casi particolari: quando il catione ha il guscio più esterno con numero
quantico inferiore rispetto all’atomo, il catione è molto più piccolo
dell’atomo.
Esempi: Li
→
1s22s1
Li+
1s2
Mg
→ Mg++
1s22s22p63s2 1s22s22p6
Il raggio di un anione B- è sempre più grande di quello del
corrispondente atomo, a causa dell’aumento delle repulsioni
elettrone/elettrone che provoca l’espansione degli orbitali esterni.
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PROPRIETA’ PERIODICHE (2) dimensioni ioniche
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PROPRIETA’ PERIODICHE (3) Energia di Ionizzazione (EI)
E’ l’energia che bisogna impiegare per togliere un elettrone a un atomo
in fase gassosa.
Mg → Mg+ + eMg+
→
Mg++
+
e-
Mg++ → Mg3+ + e-
Mg
EI(1)= 738 KJ mol-1
EI(2)= 1452 KJ
prima ionizzazione
mol-1
EI(3)= 7733 KJ mol-1
Mg+
1s22s22p63s2 1s22s22p63s1
seconda ionizzazione
terza ionizzazione
Mg++
1s22s22p6
Mg3+
1s22s22p5
in generale EI(1) > EI(2) è più difficile rimuovere un elettrone da una
specie con carica positiva
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PROPRIETA’ PERIODICHE (3) Energia di Ionizzazione (EI)
EI diminuisce scendendo lungo un gruppo
stesso tipo di configurazione elettronica
ma aumenta il numero quantico principale
Esempio:
EI del Li [He] 2s1
è maggiore
di quella del Na [Ne] 3s1
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PROPRIETA’ PERIODICHE (3) Energia di Ionizzazione (EI)
EI aumenta da sinistra a destra in un periodo
a parità di numero quantico principale
aumenta la carica nucleare effettiva
Esempio:
EI del Li 1s2 2s1
carica nucleare effettiva = +1
è minore
di quella del Be 1s2 2s2
carica nucleare effettiva = +2
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PROPRIETA’ PERIODICHE (3) Energia di Ionizzazione (EI)
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PROPRIETA’ PERIODICHE (3) Energia di Ionizzazione (EI)
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PROPRIETA’ PERIODICHE (4) Affinità Elettronica (AE)
E’ l’energia che bisogna fornire (o che si libera) quando un atomo in fase
gassosa acquista un elettrone.
quando l'anione formato e' stabile (caso più comune) si libera
energia:
F + e- → F-
AE = -328 KJ mol-1
quando l'anione formato non e' stabile il processo avviene con
assorbimento di energia:
He + e- He-
AE = +21 KJ mol-1
In generale AE (in valore assoluto)
diminuisce scendendo lungo un gruppo
aumenta da sinistra a destra in un periodo
(ma l’andamento non è del tutto regolare)
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Stabilità degli ioni in base a EI e AE
In base ai valori di EI e AE possiamo prevedere quali saranno gli ioni più stabili per
ciascun elemento.
Gli elementi della parte sinistra della tavola periodica (METALLI), caratterizzati da
EI non troppo elevata e AE relativamente bassa, formeranno facilmente cationi.
Gli elementi della parte destra della tavola periodica (NONMETALLI), caratterizzati
da EI molto alta e AE alta, formeranno facilmente anioni.
In generale, gli ioni stabili sono quelli che hanno la stessa configurazione
elettronica del gas nobile che li precede o li segue nella tavola periodica.
Evidentemente la configurazione elettronica dello PSEUDO GAS NOBILE è
particolarmente stabile.
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Stabilità degli ioni in base a EI e AE
Quali saranno gli ioni più stabili per gli elementi dei gruppi principali?
gruppo 1
A+ (es. Na+)
gruppo 2
A++ (es. Ca++)
gruppo 13 A3+ (es. Al3+)
gruppo 14 A4+ (es. Sn4+)
gruppo 15 A3- (es. N3-)
gruppo 16 A= ( es. O=)
gruppo 17 A-
(es. F-)
Gli elementi che più facilmente formano ioni sono quelli dei gruppi vicini
al gruppo 18 (e quindi gli elementi dei gruppi 1, 2, 16, 17)
che rispettivamente perdendo o acquistando 1 o 2 elettroni
raggiungono la configurazione elettronica dello pseudo gas raro.
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RELAZIONI DIAGONALI
Gli elementi disposti
in coppie diagonali
manifestano spesso
proprietà chimiche
simili
BORO
SILICIO
40
20
