configurazione-elettronica

Elementi di chimica
• Gli elementi che costituiscono una colonna individuano un
gruppo
• Tutti gli elementi di un gruppo hanno l’ultimo livello
riempito con un numero di elettroni uguali
• Gli elementi di un gruppo si somigliano chimicamente
perché la situazione elettronica del livello più esterno è
quella che determina il comportamento chimico
Gli elettroni dell’ultimo livello di ciascun elemento ne
determinano il comportamento chimico
Sono chiamati elettroni di valenza
Il numero del gruppo indica quanti elettroni di valenza
caratterizzano quell’elemento e quella famiglia chimica
I gruppi sono indicati con numeri romani
I
II
III
IV
V
VI
VII VIII
pag. 264 Atomi e struttura atomica
»Atomo
La più piccola porzione di un elemento che ne conserva le proprietà.
»Struttura atomica
L’atomo è costituito da un nucleo (formato da protoni e neutroni) e da
elettroni che gli ruotano attorno. Gli elettroni sono disposti in “strati” detti
livelli energetici.
I PROTONI
PARTICELLE CARICHE
POSITIVAMENTE
NUMERO DI PROTONI
PRESENTI NEL NUCLEO
DI UN ATOMO
Ossigeno Z=8
Oro Z=79
Fluoro Z=9
Mercurio Z=80
I NEUTRONI
PARTICELLE PRIVE
DI CARICA
RENDONO STABILE
IL NUCLEO DELL’ATOMO
NUMERO TOTALE
DI PROTONI (Z) E DI NEUTRONI (N)
PRESENTI NEL NUCLEO DI UN ATOMO
A=Z+N
GLI ELETTRONI
PARTICELLE CARICHE
NEGATIVAMENTE
ATOMO ELETTRICAMENTE NEUTRO
N° ELETTRONI ATOMO = N° PROTONI NUCLEO (Z)
GLI ELETTRONI
DETERMINANO LA REATTIVITA’
DI UN ATOMO
L’ORBITALE E’ LA REGIONE DELLO SPAZIO
INTORNO AL NUCLEO
DOVE LA PROBABILITA’ DI TROVARE
UN ELETTRONE E’ MASSIMA
ATOMI AVENTI
STESSO N° ATOMICO Z
E DIFFERENTE N° DI MASSA A
• Uno ione è un atomo o un gruppo atomico che ha
acquisito o perso uno o più elettroni (anioni,
cationi)
9
La ionizzazione:
cationi
• Quando si fornisce il pacchetto
d’energia giusto l’atomo può
E
perdere un elettrone
• Si deve fornire energia all’atomo per
allontanare l’elettrone
• Il primo elettrone perso è sempre il
più lontano dal nucleo
• Quando un atomo neutro perde un
elettrone si carica positivamente
• Si è formato uno ione, un catione
+
N
e-
10
La ionizzazione:
anioni
• Alcuni elementi hanno la capacità di
acquistare elettroni
• Quando uno di tali atomi acquista
un elettrone emette un pacchetto di
energia
• Il primo elettrone acquistato occupa
il livello più lontano dal nucleo
• Quando un atomo neutro acquisisce
un elettrone si carica negativamente
• Si è formato uno ione, un anione
ClE
11
e-
I Gruppo
Periodo I 1
Periodo II 3
VIII
H
II
Li Be
4
Na Mg
Periodo III 11
12
III
IV
V
VI
VII
2
B
C
N
O
F
Ne
7
6
5
Al
13
He
Si
14
8
P
15
9
S
16
10
Cl
17
Ar
18
ATOMO STABILE
SCARSA CAPACITA’
DI REAGIRE
CON ALTRI ATOMI
Gli atomi con meno di 8 elettroni esterni
cercano una situazione stabile
formando dei legami chimici
fino a completare l’ottetto
HANNO SCARSISSIMA REATTIVITA’
NON CEDONO, ACQUISTANO O CONDIVIDONO
ELETTRONI
Disporre gli elettroni
Terzo
livello
Nucleo di
Magnesio
Primo
livello
Due
elettroni
Secondo
livello
17
Per scrivere la configurazione elettronica di un
elemento ci sono tre regole da seguire:
1) Principio della
costruzione progressiva: si
occupano prima gli orbitali
a più bassa energia e poi
quelli a energia più
elevata.
Nome e
Livello ordine di
riempimento
1°
2°
3°
4°
5°
6°
7°
s
s, p
s, p, d
s, p, d, f
s, p, d, f
s, p, d, f
s, p, d, f
N° massimo
di e- per ogni
livello
2
2, 6
2, 6, 10
2, 6, 10,14
2, 6, 10,14
2, 6, 10,14
2, 6, 10,14
2) Principio di esclusione
di Pauli: ogni orbitale può
contenere al massimo due
elettroni, purchè
di spin opposto.
All'interno di ogni orbitale (quadratino)
possono essere inseriti al massimo due
elettroni ma con spin opposto (e quindi
verso delle frecce opposto)
3) Regole di Hund: quando
si devono riempire gli
orbitali aventi la stessa
energia (p-d-f) si colloca
un elettrone su ciascun
orbitale e poi si
completano gli orbitali
semipieni. Se ad esempio,
dobbiamo inserire tre
elettroni nei tre orbitali
2p, gli elettroni devono
essere collocati nel
seguente modo:
Applicando le tre regole
appena
viste,
possiamo
scrivere, a titolo di esempio,
la configurazione elettronica
dell'ossigeno, avente numero
atomico Z = 8
La configurazione elettronica
può essere rappresentata in
modo sintetico, scrivendo gli
elettroni ad esponente della
sigla che identifica l'orbitale.
Per l'ossigeno avremo:
configurazione-elettronicasemplificata
pag. 265/1 Molecole e formule chimiche
Le molecole sono insiemi di atomi (uguali o differenti) uniti mediante legami
chimici.
La molecola è la più piccola parte di una sostanza che ne conserva tutte le sue
proprietà.
pag. 265/2 Molecole e formule chimiche
Le molecole sono identificate da un nome scientifico e da una formula chimica.
Esiste una nomenclatura ufficiale stabilita dalla IUPAC.
NaCl
cloruro di sodio
NaClO
ipoclorito di sodio
NaHCO3
idrogenocarbonato di sodio
pag. 268 I legami chimici
»Legami chimici
Sono le forze mediante le quali gli atomi sono legati tra loro. In questo modo
gli atomi raggiungono una situazione energetica più stabile.
»Tipi di legami
- primari (tra atomi): ionico (con trasferimento di elettroni), covalente
con condivisione di elettroni
- secondari (tra molecole): legame a ponte di idrogeno (tra atomi di
idrogeno e atomi di ossigeno/azoto di molecole differenti), forze di Van
der Waals (interazioni molecolari temporanee)
pag. 269 L’acqua e il legame idrogeno
La molecola di acqua è polare  formazione di legami idrogeno.
Da questi legami derivano le peculiarità dell’acqua (ad es. «solvente
universale»).