Diapositiva 1 - Docenti.unina
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Orbitali atomici Configurazione elettronica degli elementi con numero atomico da 1 a 18 Il numero di elettroni Consentiti per ciascun livello energetico principale è uguale a 2n2 dove n è il numero quantico principale n=1 2 elettroni n=2 8 elettroni n=3 18 elettroni Il principio di AUFBAU Aufbau: a ogni elettrone di un atomo si assegna un orbitale e si costruisce la configurazione elettronica più stabile (a più bassa energia). Si devono seguire alcune regole: 1. Un orbitale può contenere al massimo 2 elettroni, purchè abbiano spin opposti (s = ± ½) 2. gli elettroni devono essere inseriti negli orbitali secondo un ordine di energia crescente degli orbitali 3. tutti gli orbitali della stessa energia devono essere riempiti prima di passare al riempimento degli orbitali ad energia maggiore. 4. quando si aggiungono elettroni in orbitali della stessa energia, prima di accoppiare due elettroni in uno stesso orbitale, s’inserisce un elettrone in ciascun orbitale, mantenendo gli spin paralleli (regola di Hund) 5. Non possono esistere in un atomo due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali (principio di esclusione di Pauli) Proprietà magnetiche degli atomi • Se l’atomo ha elettroni spaiati con spin paralleli, possiede un momento magnetico permanente proporzionale al numero di elettroni spaiati. L’atomo viene attratto verso un campo magnetico applicato dall’esterno. Tali atomi si dicono paramagnetici (H, N, Na, O, Cr…) • Se l’atomo ha tutti gli elettroni accoppiati con spin paralleli, ha un comportamento opposto: non genera di per sé un campo magnetico, ma la presenza di un campo magnetico esterno induce un campo magnetico indotto che si oppone a quello esterno. Tali atomi si dicono diamagnetici (He, Be…) e sono quindi respinti da un campo magnetico applicato. Schema a frecce diagonali 7s 7p 6s 6p 6d 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Precessione degli orbitali Ci sono delle inversioni della successione degli orbitali dovute alla alla forma complessa degli orbitali La Tavola periodica Le proprietà periodiche e gli elementi chimici Tavola periodica di Mendeleev Mendeleev: Padre della Tavola Come lavorò… Mise gli elementi in righe seguendo la massa atomica crescente. Mise gli elementi in colonna in funzione di come reagivano. Problemi… Lasciò delle caselle vuote dicendo che esistevano elementi non scoperti. (Aveva ragione!) Interruppe la sequenza di masse crescenti per mantenere elementi con uguale reattività nella stessa colonna [es. Inversione di Te (MW 127,60) e I (MW126,90). La forma attuale della tavola periodica He H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ar gruppo K Ca Sc Ti V Ne Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr periodo Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Ra Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr • Periodi: Righe orizzontali - contengono elementi con numero atomico Z progressivamente crescente • Gruppi: Colonne verticali - contengono atomi con uguale configurazione elettronica esterna e quindi stesso comportamento chimico La forma attuale della tavola periodica Ora gli elementi sono messi in righe aumentando il NUMERO ATOMICO Z !! 1-18 nuova nomenclatura IUPAC - 1985 I gruppi originariamente contenevano elementi con lo stesso comportamento chimico ora contengono atomi con uguale configurazione elettronica esterna e quindi stesso comportamento chimico orbitali p orbitali s H Li orbitali d Be Na Mg K Ca Sc Ti Rb Sr Y V Cr Mn Fe Co Ni He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi I Po At Ra Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa orbitali f Xe U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr BLOCCO s: elementi dei primi due gruppi del sistema periodico; gli elettroni riempiono gli orbitali s BLOCCO p: elementi a destra della tavola periodica; gli elettroni riempiono gli orbitali p BLOCCO d: elementi di transizione della zona centrale della tavola periodica; gli elettroni riempiono gli orbitali d BLOCCO f: elementi di transizione interna formato da due serie di 14 elementi elencati a parte nella tavola periodica e dalle proprietà molto simili. Gruppi… la Tavola periodica è utile!! • Gli elementi nello stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili!! (Mendeleev aveva questo scopo.) Perchè?? • Hanno lo stesso numero di elettroni nell’ultimo livello energetico. • Formeranno lo stesso numero di ioni. • Le proprietà chimico fisiche degli elementi sono determinate dal numero di elettroni nell’ultimo livello energetico! Elementi che appartengono allo stesso gruppo rappresentano una “famiglia” La tavola periodica degli elementi 7 file orizzontali (periodi) e 18 colonne verticali (gruppi) Gruppo 1, con esclusione dell’H (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): metalli alcalini Gruppo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): metalli alcalino-terrosi Gruppo 16 (O, S, Se, Te, Po): calcogeni Gruppo 17 (F,Cl, Br, I, At): alogeni Gruppo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn): gas nobili (o rari) Le famiglie di elementi ELEMENTI RAPPRESENTATIVI: gruppi A, con i sottolivelli s e p del livello esterno incompleti, cosiddetti perché le loro proprietà sono rappresentative di quelle di tutti gli altri elementi. ELEMENTI DI TRANSIZIONE: gruppi B, tutti metalli con i sottolivelli d incompleti. ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNA: Lantanoidi e Attinoidi, differiscono solo per la configurazione interna dei sottolivelli 4f e 5f rispettivamente. I metalli sono caratterizzati da: - basse energie di ionizzazione - affinità elettroniche piccole o positive - bassa elettronegatività Come risultato tendono a perdere gli elettroni di valenza formando cationi: Na+ Ca2+ Al3+ I non-metalli sono caratterizzati da: - elevate energie di ionizzazione - affinità elettroniche negative e grandi - elevata elettronegatività Come risultato tendono ad acquistare elettroni formando anioni monoatomici ed ossanioni: Cl- Br- S2- NO3- SO42- ClO4- Sono esclusivamente metallici/non-metallici solo i gruppi all’estrema sinistra/destra della tavola periodica. I A metalli alcalini II A metalli alcalino-terrosi (VI A VII A O, S, Se; Te, Po) alogeni I gruppi IIIA-VA presentano elementi non-metallici all’inizio e metallici alla fine. Idrogeno • L’idrogeno appartiene ad una propria famiglia. • Elemento più diffuso nell’universo • L’ idrogeno è diatomico ed è molto reattivo. • Forma composti con tutti gli elementi della tavola periodica Metalli alcalini Metalli alcalino terrosi • 1° colonna della tavola periodica (1° Gruppo) escluso l’idrogeno. • Metalli molto reattivi, sempre combinati con elementi in natura (come sali). • Abbastanza morbidi da essere tagliati con un coltello • Seconda colonna nella tavola periodica. (2° Gruppo) • Metalli reattivi, sono sempre combinati con non metalli in natura. • Molti di questi elementi sono importanti minerali nutrienti (come Mg e Ca) Metalli di Transizione • Elementi dei gruppi 3-12 (IIIB-IIB) • Meno reattivi dei metalli dei primi gruppi • Includono metalli usati in gioielleria e costruzione. • Alcuni sono essenziali negli organismi viventi Famiglia del Boro • Elementi del gruppo 13° o IIIA • Le caratteristiche metalliche aumentano dal Boro al Tallio • Alluminio è un metallo poco denso Famiglia del Carbonio • Elementi del gruppo 14° o IVA • Contiene elementi importanti per la vita e i computer. • Il carbonio è la base di una branca della chimica. • Silicio e Germanio sono importanti semiconduttori. • Lo stagno e il piombo dei sono metalli. Il piombo ha una elevata densità Famiglia dell’azoto • Elementi del gruppo 15° o VA • Azoto costituisce i ¾ dell’atmosfera. • Azoto e fosforo sono entrambi parte della chimica della vita. • La maggior parte dell’azoto è per lo più indisponibile per le molecole biologiche. Famiglia dell’Ossigeno • Elementi del gruppo 16° o VI A • Ossigeno è necessario per la respirazione. • Molti composti della vita, contengono zolfo (rosso d’uovo, cipolle, i capelli ecc.) Alogeni • Elementi del 17° gruppo o VII A • Molto reattivi, volatili, diatomici, non metalli • Sempre combinati con altri elementi in natura. • Usati come disinfettanti e per rafforzare lo smalto dei denti. I Gas Nobili • Elementi del 18° gruppo o VIII A • NON sono reattivi, gas monoatomici • Utlizzati nel luci al “neon” • Hanno un livello energetico di valenza pieno. Configurazione elettronica e periodicità • Gli elementi che appartengono allo stesso gruppo nella tavola periodica hanno la stessa configurazione elettronica esterna • A questa periodicità fa riscontro una periodicità nelle proprietà fisiche e chimiche dei vari elementi (gli elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà simili) • Quindi le proprietà degli elementi chimici dipendono dagli elettroni più esterni (detti elettroni di valenza) e da quanto questi sono legati al nucleo Atomi polielettronici - effetto schermante • In un atomo polielettronico ogni elettrone è sottoposto all’azione attrattiva del nucleo e a quella repulsiva degli altri elettroni • Tale effetto si traduce in un effetto schermante tra nucleo ed elettrone considerato; è come se gli altri elettroni diminuissero l’azione attrattiva della carica nucleare e quindi come se l’elettrone considerato sentisse una carica nucleare inferiore a quella reale Proprietà periodiche La carica nucleare effettiva cresce da sinistra a destra lungo un periodo • Gli elettroni di valenza sono legati in modo sempre più stretto (l’energia degli orbitali diminuisce progressivamente) • L’elettrone più esterno diventa sempre più difficile da asportare • Gli atomi vanno incontro ad una contrazione Il numero quantico principale cresce scendendo lungo un gruppo • La carica nucleare effettiva non varia apprezzabilmente • Gli elettroni di valenza sono sempre più lontani dal nucleo, quindi diventano via via più facilmente asportabili • Gli atomi vanno incontro ad una espansione Tavola periodica lato esterno Tavola periodica lato interno Proprietà fisiche e chimiche Alcune proprietà degli elementi mostrano variazioni graduali procedendo attraverso un periodo o gruppo Conoscere queste tendenze permette di comprendere le proprietà chimiche Affinità elettronica Energia di ionizzazione Elettronegatività Raggio atomico Stato fisico, colore Affinità elettronica X + e- X- (anione) + Eea (E emessa) Affinità elettronica: è la quantità di energia rilasciata quando un atomo neutro isolato in fase gassosa acquista un elettrone per formare uno ione gassoso con una carica −1. L’affinità elettronica è negativa (E<0). Questo significa che non necessitano di energia per acquistare un elettrone; al contrario, la rilasciano. Gli atomi che propendono maggiormente all’acquisto di elettroni hanno un’affinità più negativa. Aumenta dal basso in alto in un gruppo da sinistra a destra in un periodo. L' Energia di ionizzazione (E.I.) L’energia di ionizzazione (Ei) di un atomo rappresenta l’energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo l’elettrone legato ad esso più debolmente. Si formerà uno ione positivo: X + Ei Ei>0 X+ (catione) + e- (elettrone) per convenzione L’energia di II ionizzazione (Eii) è l’energia necessaria a strappare un secondo elettrone. Eii > Ei Aumenta dal basso in alto in un gruppo da sinistra a destra in un periodo. Andamento dell’energia di prima ionizzazione Elettronegatività • L’elettronegatività è la capacità degli atomi di attrarre elettroni di legame. • Questa proprietà permette di definire il tipo di legame che l’elemento forma con un altro elemento. Aumenta dal basso in alto in un gruppo da sinistra a destra in un periodo. Scala di Pauling E’ l’intrinseca tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni Elettronegatività = Affinità elettronica + Energia di ionizzazione 2 0,7<E<4,0 L’elemento più elettronegativo della tavola periodica è il Fluoro. Il suo valore di elettronegatività è 4,0 e l’elemento meno elettronegativo è della tavola periodica è il Francio. Il suo valore di elettronegatività è 0,7 Perché gli atomi presentano quest’andamento regolare nella variazione di queste proprietà? Perchè l’andamento assume proprio quella direzione? • Perché gli atomi tendono ad acquisire o perdere elettroni per raggiungere configurazioni elettroniche stabili cioè con livelli energetici pieni! Raggio atomico Le dimensioni di un atomo è determinata dalla distanza degli elettroni dal nucleo. Questa grandezza viene stimata assumendo che il raggio di un atomo sia uguale alla metà della distanza tra i due nuclei adiacenti in un solido. Gli atomi diventano sempre più grandi scendendo lungo le colonne della tavola periodica. Gli atomi diventano sempre più piccoli muovendosi da sinistra a destra lungo le righe della tavola periodica La variazione di alcune proprietà Energia di ionizzazione Elettronegatività Raggio Atomico Proprietà metalliche Proprietà metalliche Raggio Atomico Elettronegatività Energia di ionizzazione
