LEZIONE 2 Configurazioni elettroniche e tavola periodica

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LEZIONE 2
Configurazioni elettroniche e tavola
periodica
Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica
Proff. M. De Rosa / C. Schiraldi
COSTRUZIONE DELLA
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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1. Principio di Aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali in
ordine crescente di energia. /¶HQHUJLD dipende dai numeri
quantici n ed l.
2. Principio di esclusione di Pauli: in un atomo due elettroni
non possono essere descritti dalla stessa sequenza dei quattro
numero quantici (principale, secondario, magnetico, spin) Ÿ
in un orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni.
3. Regola di Hund: quando si hanno a disposizione più orbitali
degeneri (es. 2p), gli elettroni tendono a occuparli con spin
paralleli finché ci sono orbitali vuoti a disposizione.
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Riempimento degli orbitali in ordine
crescente di energia
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7s
6s
6p
6d
6f
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
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n=4
Energia
n=3
3d
3p
3s
n =2
4f
4d
4p
4s
2p
2s
n =1
1s
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Principio di esclusione di Pauli
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In un orbitale ci sono al massimo 2 e
In uno stesso
orbitale,
caratterizzato da
una terna di
numeri quantici
(n, l, m) si
possono
avere
soltanto
due
elettroni che, in
tal caso, devono
avere
spin
opposti.
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Distribuzione degli elettroni
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Il numero di sottolivelli in ogni livello è uguale al numero
quantico principale n:
n=1 (1s)
n=2 (2s, 2p)
n=3 (3s, 3p, 3d)
n=4 (4s, 4p, 4d, 4f)
Il numero massimo di
elettroni in un sottolivello è:
s
2e
p 6e
d 10e
f 14e
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Il numero massimo di
elettroni in un livello è 2n2.
2e
n=1 (1s2)
n=2 (2s2, 2p6)
8e
2
6
10
n=3 (3s , 3p , 3d )
18e
2
6
10
14
n=4 (4s , 4p , 4d , 4f ) 32e
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Distribuzione degli elettroni
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Livello
(n)
Sottolivelli
(s, p, d, f)
Numero di
elettroni nei
sottolivelli
Numero totale
di elettroni nel
livello (2n2)
1
1s
2
2
2
2s
2p
2
6
8
3
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
2
6
10
2
6
10
14
4
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18
32
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Esempi
‡ Scrivere la configurazione elettronica
GHOO¶RVVLJHQR2= ‡ 1s2 2s2 2p4
1s
2s
2p
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Riempimento dei livelli n=1 e n=2
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1s
2s
H 1s1
2px
2py
2pz
He 1s2
Li 1s2 2s1
Be 1s2 2s2
B 1s2 2s2 2p1
C 1s2 2s2 2p2
N 1s2 2s2 2p3
O 1s2 2s2 2p4
F 1s2 2s2 2p5
Ne 1s2 2s2 2p6
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energia
Dopo il riempimento degli orbitali 3s 3p, il 19°
elettrone YDDGRFFXSDUHO¶RUELWDOHV. Completato
questo orbitale (con il Ca), il 21° elettrone si va a
porre in uno dei cinque orbitali 3d.
4s
3s
2s
1s
3d
3px 3py 3pz
2px 2py 2pz
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TAVOLA PERIODICA
9 Tavola periodica
9 Metalli e non metalli
9 Reattività dei gruppi I, II, VI, VII
9 Cenni su III, IV, V gruppo
9 Gas nobili
9 Valenza
9 Affinità elettronica
9 Energia di ionizzazione
9 Elettronegatività
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LA TAVOLA PERIODICA
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Dmitri Mendeleev
(1834-1907)
‰Concepita dal chimico Mendeleev sulla base di
analogie e differenze di comportamento tra i
vari elementi
‰Riorganizzazione e razionalizzazione successiva
in termini di struttura elettronica dei vari
elementi
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LA TAVOLA PERIODICA
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‡ Otto colonne = VIII gruppi
‡ Sette righe = 7 periodi
‡ I gruppi sono numerati da I a VIII da sinistra a destra e i periodi da 1 a
GDOO¶DOWRLQEDVVR
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‡ Gli elementi a sinistra sono detti del blocco s, quelli a destra sono detti del
blocco p e quelli al centro del blocco d (elementi di transizione).
‡ Nel VI periodo, tra il lantanio e O¶DIQLR si trovano ulteriori 14 elementi detti
lantanidi. Nel VII periodo si ha un analogo gruppo di elementi aggiuntivi
detti attinidi. Lantanidi e attinidi costituiscono il gruppo f della tavola
periodica.
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CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI IN
METALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)
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Una linea diagonale che taglia la tabella periodica, come descritto in
figura, consente di individuare gli elementi di tipo metallico e non
metallico
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GLI ELEMENTI METALLICI
9 Solidi a temperatura ambiente (ad eccezione del
mercurio: Tf= ±39°C)
9 Alta conducibilità elettrica
9 Ottimi conduttori del calore
9 Alto potere riflettente e lucentezza metallica
9 Duttili e malleabili
9 Se riscaldati o esposti a radiazioni elevate si rileva
effetto fotoelettrico ed effetto termoionico
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GLI ELEMENTI NON METALLICI
9 Possono essere gas, liquidi o solidi a temperatura
ambiente
9 Cattivi conduttori di calore
9 Isolanti
9 Non riflettono la luce e non hanno aspetto
metallico
9 Allo stato solido sono in genere fragili
9 Non mostrano effetto fotoelettrico o termoionico
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ELEMENTI RAPPRESENTATIVI DI
METALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)
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35235,(7$¶'(,0(7$//,$/&$/,1,
(I GRUPPO)
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3
Li
‡ Hanno tutti carattere metallico
‡ Formano cationi di carica +1
‡ Reagiscono con H2, O2 (formando ossidi basici di formula M2O
6,939
che con acqua danno idrossidi che si comportano come basi forti),
alogeni e H2O (la rex con acqua è violenta, la reattività aumenta
Na
22,990
lungo il gruppo)
19
K ‡ Essendo molto reattivi non si trovano in natura come metalli liberi ma
39,102
soprattutto sottoforma di sali
11
37
Rb
85,47
55
2 Li + H2
2 LiH
2 Na + Cl2
2 NaCl
2 Li(s) + ½O2(g) o Li2O(s)
Cs
132,91
Li2O(s) + H2O(l) o LiOH(s) o 2 Li+ + 2 OH-
2 Na + 2 H2O
2 NaOH + H2
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35235,(7$¶'(,0(7$//,
ALCALINO-TERROSI (II GRUPPO)
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‡ Hanno tutti carattere metallico, sono più duri rispetto ai metalli
alcalini fondono a temperature più alte e sono meno reattivi
‡ Formano cationi di carica +2 (il Be, con Eion più alta, forma anche
4
Be
9,0122
12
Mg
24,312
20
Ca
40,08
legami covalenti)
‡ Reagiscono con H2, O2 (formando ossidi basici di formula MO),
alogeni e H2O (la rex con acqua è meno violenta di quella dei metalli
alcalini)
‡ In natura si trovano soprattutto sottoforma di Sali e ossidi
Ca + H2
CaH2
Be + Cl2
BeCl2
38
Sr
87,62
56
Ba
Ca(s) + ½O2(g) o CaO(s)
CaO(s) + H2O(l) o CaOH2(s) o Ca2+ + 2 OH-
137,34
Mg + 2 H2O
Mg(OH)2 + H2
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GRUPPI III-VI
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III
VII
NON METALLI
METALLI
Gli elementi dei Gruppi dal III al VII hanno caratteristiche varie,
LQTXDQWRDOO¶LQWHUQRGHOORVWHVVRJUXSSRYLVRQRHOHPHQWLFRQ
carattere metallico e non metallico.
III GRUPPO
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Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2 np1
Il boro è un non metallo
mentre Al, Ga, In e Tl sono tutti metalli.
5
B
10,811
13
Al
26,982
Indio (In) (in alto)
31
Ga
69,72
Alluminio (Al) (in basso)
49
In
114,82
81
Tl
204,37
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Elementi del gruppo IV
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Pb
Si
Sn
C
Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2 np2
carbonio (non metallo),
silicio e germanio (semi metalli)
stagno e piombo (metalli)
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Gli elementi del V gruppo hanno configurazione
elettronica ns2 np3, quelli del VI ns2 np4
La situazione nei Gruppi V e VI è simile a quella del
Gruppo IV, ma aumenta la presenza di elementi non
metallici.
Così,
nel
Gruppo
V
si
passa
GDOO¶azoto
(un
gas,
e
principale
costituente
GHOO¶DWPRVIHUD e dal fosforo (non metalli) DOO¶DUVHQLFR e
DOO¶DQWLPRQLR (semimetalli) e al bismuto (metallo) Gli
elementi del V gruppo hanno configurazione elettronica
ns2 np3, quelli del VI ns2 np4
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7
N
14,007
15
P
30,9738
33
As
74,922
51
Sb
121,75
83
Bi
208,980
azoto liquido (N2)
bismuto (Bi)
fosforo bianco (P4)
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arsenico (As) antimonio (Sb)
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35235,(7$¶'(*/,(/(0(17,
DEL VI GRUPPO
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gas
O2 + 2H2
2H2O
S + H2
H2S
solidi
O, S e Se sono non metalli;
Te è un semimetallo
Po è un metallo
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35235,(7$¶'(*/,(/(0(17,'(/9,,
GRUPPO: ALOGENI
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9
F
18,998
17
Cl
35,453
35
Br
79,909
53
I
‡ Gli alogeni sono tipici non metalli.
‡ Hanno configurazione ns2 np5
‡ A temperatura ambiente, Fluoro e Cloro sono
gassosi, il Bromo è liquido e lo Iodio è solido.
‡ Tutti gli alogeni formano una molecola
biatomica: F2, Cl2, Br2 e I2.
126,904
cloro
bromo
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iodio
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5($77,9,7$¶'(*/,$/2*(1,
‡ 5HDJLVFRQRFRQO¶+2 per dare composti gassosi
solubili in acqua a carattere acido:
Cl2 + H2
F2 + H2
2 HCl
2HF
‡ Reagiscono con i metalli dando alogenuri
I2 + 2 Na
2 NaI
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35235,(7$¶'(*/,(/(0(17,'(/
VIII GRUPPO: GAS NOBILI
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2
9 Hanno configurazione elettronica ns2 np6
9 Sono tutti gas a temperatura ambiente
He
4,0026
10
Ne
20,183
18
9 Sono dei tipici non metalli
Ar
39,948
36
9 Hanno struttura monoatomica
Kr
83,80
54
9 Sono fortemente inerti
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Xe
131,30
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/(35235,(7$¶3(5,2',&+(
‡
‡
‡
‡
ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE
RAGGIO ATOMICO
AFFINITÀ ELETTRONICA
ELETTRONEGATIVITÀ
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ENERGIA DI IONIZZAZIONE
‡ /¶HQHUJLDGLLRQL]]D]LRQH (EI) di un
HOHPHQWRqO¶HQHUJLDQHFHVVDULDSHU
allontanare un elettrone da un atomo
GHOO¶HOHPHQWRDOORVWDWRJDVVRVR
Atomo +
Energia di ionizzazione
ione + elettrone
Elemento
Idrogeno (H)
EI
2,18x10-18 J
Elio (He)
3,9x10-18 J
Sodio (Na)
0,8x10-18 J
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ENERGIA DI IONIZZAZIONE
Gli elettroni di H e He appartengono entrambi al
primo livello energetico (n=1) e sono circa alla
stessa distanza dal nucleo. Tuttavia la carica
QXFOHDUHGHOO¶HOLRqPDJJLRUHGLFRQVHJXHQ]Dq
più grande la forza di attrazione tra nucleo ed
elettroni.
Elemento
EI
Idrogeno (H)
2,18x10-18 J
Elio (He)
3,9x10-18 J
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Energia di ionizzazione
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$OO¶LQWHUQRGLXQJUXSSRO¶HQHUJLDGLSULPDLRQL]]D]LRQHGHFUHVFH
DOO¶DXPHQWDUHGHOQXPHURDWRPLFR
$OO¶LQWHUQRGLXQSHULRGRO¶HQHUJLDGLLRQL]]D]LRQHDXPHQWDDOO¶DXPHQWDUHGHO
numero atomico.
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RAGGIO ATOMICO
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Diminuzione
del raggio
Aumento del numero quantico n
Aumento della carica nucleare
Aumento del raggio
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$)),1,7$¶(/(77521,&$
‡ (¶GHILQLWDaffinità elettronica la variazione di
energia che si misura quando un atomo libero
cattura un elettrone
‡ Es.
Cl (g) + e-(g)
Cl-(g)
'E = -3,61 eV
‡ 6LGLFHFKHLOFORURKDXQ¶DIILQLWjHOHWWURQLFD(a)
di 3,61 eV.
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$)),1,7$¶(/(77521,&$
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/¶DIILQLWjHOHWWURQLFDDXPHQWDGDVLQLVWUDDGHVWUDOXQJRXQSHULRGR
HGLPLQXLVFHGDOO¶DOWRYHUVRLOEDVVRLQXQJUXSSR
/DSHULRGLFLWjFRQFXLYDULDO¶HQHUJLDGLDIILQLWjQRQqFRVuULJRURVD
FRPHTXHOODFRQFXLYDULDO¶HQHUJLDGLLRQL]]D]LRQH
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(/(77521(*$7,9,7$¶
La capacità di un atomo in una molecola di
attrarre a sè gli elettroni di legame è chiamata
elettronegatività.
Tale capacità ha un andamento periodico:
aumenta procedendo lungo un periodo e
diminuisce scendendo lungo un gruppo
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,YDORULGHOO¶HOHWWURQHJDWLYLWjGHJOLHOHPHQWL
elemento più
elettronegativo
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