Configurazioni Elettroniche
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Comunicazioni Docente - Studenti 1. Lista di distribuzione: francesco.musiani.ChimGenBiotech 2. Scrivere (moderatamente) a: [email protected] 3. Avvisi sul sito del docente: https://www.unibo.it/sitoweb/francesco.musiani 4. Materiale didattico e archivio esami disponibile (per ora) al sito: http://bioinorg.agrsci.unibo.it/musiani Come Iscriversi alla Lista di Distribuzione http://www.unibo.it Servizi Online Liste di Distribuzione Avvisi La Teoria dell’Atomo di Bohr • L’atomo di idrogeno v r La Teoria dell’Atomo di Bohr Modello di Bohr dell’atomo di idrogeno: Vedi documento “Atomo di Bohr.pdf” sul materiale didattico per la derivazione di queste equazioni Livelli Energetici dell’Atomo di Idrogeno La Teoria dell’Atomo di Bohr • Modello di Bohr vale anche per atomi idrogenoidi: 1 solo elettrone, numero di protoni >1 • Modello di Bohr non vale per atomi polielettronici (non riesce a tener conto delle interazioni fra elettroni). • Modello di Bohr-Sommerfeld: considera orbite ellittiche invece che circolari. Vale solo per atomo di elio (2p + 2e). La Teoria Probabilistica dell’Atomo • Concetto di probabilità (P) • Probabilità che l’elettrone si trovi in una certa regione di spazio (orbitale) • Si definisce una funzione matematica, ψ, che descrive gli orbitali, tale per cui: ψ2 = densità di probabilità = P / dV La Teoria Quantistica dell’Atomo Le ψ(x,y,z) che soddisfano l’equazione di Schroedinger e le condizioni sopra descritte dipendono matematicamente da una serie di quattro numeri interi detti numeri quantici: n = 1, 2, …, ∞ l = 0, 1, …, (n-1) m = (-l), (-l+1), (-l+2), …, 0, …, (+l) s = +½, -½ n = numero quantico principale, indica l’energia; l = numero quantico secondario, descrive la forma dell’orbitale; m = numero quantico magnetico, descrive la orientazione dell’orbitale; s = numero quantico di spin, indica il senso di rotazione dell’elettrone. La Teoria Quantistica dell’Atomo La Teoria Quantistica dell’Atomo La Teoria Quantistica dell’Atomo La Teoria Quantistica dell’Atomo Un piano nodale (o regione nodale) è una regione dello spazio in cui ψ(x,y,z) = 0 Passando per un piano nodale ψ(x,y,z) cambia di segno. La Teoria Quantistica dell’Atomo Per l’atomo di idrogeno è possibile dimostrare che ψ(r,ϑ,ϕ,n,l,m) è divisibile in due componenti: ψ(r,ϑ,ϕ,n,l,m) = R(r,n,l) · Θ(ϑ,l,m) · Φ(ϕ,m) · Τ(ϑ,ϕ,l,m) Componente radiale Componente angolare «Probabilità» dalla «Densità di Probabilità» Per ottenere la probabilità (P) di trovare l’elettrone ad ogni distanza r dal nucleo, dobbiamo moltiplicare la densità di probabilità ψ2 per il volume di un guscio sferico di spessore infinitamente piccolo, ࢎ ࢂ܌: dV(h) = 4πr2 + 8πhr + 4πh2 Per uno spessore ࢎ infinitamente piccolo, vale che La Funzione d’Onda 1s Moltiplicando il quadrato della funzione per 4πr2 otteniamo la probabilità di trovare l’elettrone in un guscio sferico di raggio dr La Funzione d’Onda 2s l numero dei piani nodali è uguale a (n – 1). Nell’orbitale 2s esiste una superficie nodale costituito da una sfera a distanza ca. 2a0 dove la funzione cambia segno. La Funzione d’Onda 2p Per gli orbitali p (l = 1) la probabilità di trovare l’elettrone è zero sul nucleo ed ha un andamento simmetrico nelle due direzioni dell’asse, cambiando segno. Energie degli Orbitali negli Atomi Idrogenoidi 3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dxz 3dyz 3dz2 3dx2-y2 2s 2px 2py 2pz 1s Effetto Schermo degli Elettroni Energie degli Orbitali • A causa dell’effetto schermo, sottogusci elettronici caratterizzati dallo stesso numero quantico principale (ma diverso numero quantico secondario) hanno energie diverse: ࡱ ࢙ < ࡱ < ࡱ ࢊ < ࡱ(ࢌ) • L’energia dipende non solo da n ma anche da l. • L’energia di un orbitale con lo stesso n ed l dipende dal numero di cariche sul nucleo. Energie degli Orbitali Energie degli Orbitali Struttura Elettronica degli Atomi Polielettronici • La configurazione elettronica di un atomo mostra il numero di elettroni in ogni orbitale atomico. • Principio di minima energia. • Il Principio di esclusione di Pauli stabilisce che: “Due elettroni in un atomo non possono avere gli stessi quattro numeri quantici”. • La conseguenza è che ogni orbitale può essere occupato da un massimo di due elettroni. • Regola di Hund: “quando due o più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si dispongono nel numero massimo possibile di orbitali mantenendo gli spin paralleli”. Energie degli Elettroni Configurazioni Elettroniche H: 1s1 Configurazioni Elettroniche He: 1s2 Configurazioni Elettroniche Li: 1s22s1 = [He]2s1 Configurazioni Elettroniche Be: 1s22s2 = [He]2s2 Configurazioni Elettroniche B: 1s22s22p1 = [He]2s22p1 Configurazioni Elettroniche C: 1s22s22p2 = [He]2s22p2 Configurazioni Elettroniche N: 1s22s22p3 = [He]2s22p3 Configurazioni Elettroniche O: 1s22s22p4 = [He]2s22p4 Configurazioni Elettroniche F: 1s22s22p5 = [He]2s22p5 Configurazioni Elettroniche Ne: 1s22s22p6 Configurazioni Elettroniche Na: 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1 Configurazioni Elettroniche Mg: 1s22s22p63s2 = [Ne]3s2 Configurazioni Elettroniche Al: 1s22s22p63s23p1 = [Ne]3s23p1 Configurazioni Elettroniche Si: 1s22s22p63s23p2 = [Ne]3s23p2 Configurazioni Elettroniche P: 1s22s22p63s23p3 = [Ne]3s23p3 Configurazioni Elettroniche S: 1s22s22p63s23p4 = [Ne]3s23p4 Configurazioni Elettroniche Cl: 1s22s22p63s23p5 = [Ne]3s23p5 Configurazioni Elettroniche Ar: 1s22s22p63s23p6 Configurazioni Elettroniche K: [Ar]4s1 Configurazioni Elettroniche Ca: [Ar]4s2 Configurazioni Elettroniche Metalli di Transizione Configurazioni Elettroniche Sc: [Ar]4s23d1 Configurazioni Elettroniche Ti: [Ar]4s23d2 Configurazioni Elettroniche V: [Ar]4s23d3 Configurazioni Elettroniche Cr: [Ar]4s13d5 Configurazioni Elettroniche Mn: [Ar]4s23d5 Configurazioni Elettroniche Fe: [Ar]4s23d6 Configurazioni Elettroniche Co: [Ar]4s23d7 Configurazioni Elettroniche Ni: [Ar]4s23d8 Configurazioni Elettroniche Cu: [Ar]4s13d10 Configurazioni Elettroniche Zn: [Ar]4s23d10 Configurazione Elettronica e Tavola Periodica • La configurazione elettronica di un atomo può essere stimata usando la tavola periodica. • La vera configurazione deve essere determinata sperimentalmente. Configurazione Elettronica e Tavola Periodica • La Tavola Periodica Configurazione Elettronica e Tavola Periodica • La Tavola Periodica (Mendeleev, 1869) Configurazione Elettronica e Tavola Periodica • La Tavola Periodica Proprietà dell'elemento Previsione di Mendeleev (1871) Verifica sperimentale (1886) Massa atomica relativa 72 72,3 Volume atomico (cm³/mol) 13 13 Densità del metallo (g/cm³) 5,5 5,5 Punto di fusione del metallo Alto 937 °C Aspetto del metallo Grigio Grigio Formula dell'ossido EO2 GeO2 Aspetto dell'ossido Bianco Bianco Formula del cloruro ECl4 GeCl4 Punto di ebollizione del clor. Inferiore a 100 °C 84 °C Le Proprietà Periodiche degli Elementi • Le proprietà chimiche degli elementi riflettono la loro struttura elettronica. • La struttura elettronica è periodica. • Le proprietà chimiche degli elementi sono periodiche. - Raggio atomico - Energia di ionizzazione - Affinità elettronica - Reattività Raggio Atomico Andamento Periodico del Raggio Atomico Andamento Periodico del Raggio Atomico Rahm, M.; Hoffmann, R.; Ashcroft, N. W. (2016) Chem. Eur. J. 22:14625-14632. Andamento Periodico del Raggio Atomico Il raggio atomico aumenta rispetto all’elemento precedente!!! Energia di Ionizzazione Energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo nel suo stato fondamentale. Esempio: Idrogeno 0 I = ΔE = 1312 kJ mol-1 Energia necessaria a rimuovere una mole di elettroni. Una mole = 6,022 x 1023 Energia H(g) → H+(g) + e− 1s Andamento Periodico dell’Energia di Ionizzazione Affinità Elettronica Quantità di energia in gioco quando si aggiunge un elettrone ad un atomo gassoso neutro. A(g) + e− → A−(g) ΔE = affinità elettronica Se l’affinità elettronica è positiva allora il processo è favorito; l’energia viene liberata nell’ambiente esterno. Se l’affinità elettronica è negativa, allora il processo è sfavorito; l’energia viene assorbita dall’ambiente esterno. Andamento Periodico dell’Affinità Elettronica Andamento Periodico dell’Affinità Elettronica Metalli e Non-Metalli • I metalli sono caratterizzati da basse energie di ionizzazione e affinità elettroniche. • I non-metalli sono caratterizzati da elevate energie di ionizzazione e affinità elettroniche. Reattività • Metallo + ossigeno ossido (basico) ۴ ܍+ ۽ → ۴۽܍ • Metallo + idrogeno idruro ܉ۼ+ ۶ → ܉ۼ۶ • Non metallo + ossigeno ossido (acido o anidride) ۱ + ۽ → ۱۽ • Non metallo + idrogeno idracido ۱ܔ + ۶ → ۶۱ܔ Reattività • Ossido basico + acqua idrossido ۴ ۽܍+ ۶ → ۽۴۽ ܍۶ • Ossido acido + acqua ossiacido ۱۽ + ۶ → ۽۶ ۱۽ • Idrossido + ossiacido sale + acqua ۴۽ ܍۶ + ۶ ۱۽ → ۴܍۱۽ + ۶ ۽ • Idrossido + idracido sale + acqua ۽܉ۼ۶ + ۶۱܉ۼ → ܔ۱ ܔ+ ۶ ۽
