Presentazione standard di PowerPoint
annuncio pubblicitario
Riepilogando…. I numeri quantici LE COMBINAZIONI DEI NUMERI QUANTICI Forma e proprietà dell’orbitale 1s Proprietà degli orbitali 2s Forma e proprietà degli orbitali 2p Forma e proprieta’ degli orbitali d Orbitali di tipo f Comportamento degli elettroni in un campo magnetico IL NUMERO QUANTICO DI SPIN L’elettrone ruota su sé stesso generando un campo magnetico Esistono due possibili versi di rotazione: orario e antiorario, a cui corrispondono due orientazioni opposte del campo magnetico Un elettrone ruotando su sé stesso può generare solo due opposti valori di momento magnetico quindi ms può assumere solo due valori che per convenzione vengono indicati con +1/2 e -1/2. Lo spin dell’elettrone è quantizzato Numeri quantici Configurazione elettronica Ogni atomo è caratterizzato da una particolare disposizione degli elettroni nei suoi orbitali La configurazione elettronica rappresenta tale disposizione ed è una specie di “carta d’identità” dell’atomo In questa notazione semplificata il numero di elettroni di un certo sottolivello è posto ad apice del simbolo del sottolivello stesso Configurazione elettronica degli atomi polielettronici La configurazione elettronica fondamentale di un elemento si può costruire in base alle seguenti regole 1. Principio di esclusione di Pauli: uno stesso orbitale può ospitare al massimo due elettroni, con spin +½ e –½ 2. Regola di Hund: gli elettroni tendono ad occupare orbitali degeneri singolarmente, con i loro spin paralleli 3. Principio della costruzione progressiva: si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata. Il principio di esclusione di Pauli In un atomo non possono coesistere due elettroni caratterizzati dagli stessi valori dei numeri quantici n, l, ml, ms Un orbitale (definito da una terna di valori di n, l e ml) potrà descrivere solo due elettroni, purché questi abbiano valori diversi del numero quantico di spin (elettroni con spin accoppiati o appaiati o antiparalleli) ORDINE DI PENETRAZIONE Regola di Hund o della massima molteplicità Ogni qual volta due o più elettroni “occupano” orbitali degeneri, essi tendono a disporsi in modo da occupare il massimo numero di orbitali e con lo stesso valore di spin (elettroni spaiati con spin paralleli) Regola di Hund o della massima molteplicità Principio della costruzione progressiva Regola di Aufbau Numero atomico e configurazione elettronica PROTONI = p+ NUCLEO NEUTRONI = n ELETTRONI = eNumero di protoni = NUMERO ATOMICO (Z) Nell’atomo neutro Z = numero di elettroni Configurazione elettronica degli elementi Z = 3 Litio (Li) 1s22s1 [He]2s1 Proprietà degli elementi • Le proprietà chimiche e fisiche variano in funzione del numero atomico in maniera regolare e periodica • E’ possibile organizzare gli elementi per numero atomico crescente TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI La POSIZIONE che un elemento occupa nella tabella periodica è un riflesso della sua CONFIGURAZIONE ELETTRONICA La tavola periodica di Mendeleev Nella tavola periodica di Mendeleev il peso atomico era messo in relazione con le proprietà chimiche e fisiche degli elementi La moderna tavola periodica Tavola periodica Periodi La configurazione elettronica si completa gradualmente Le proprietà variano con continuità Gruppi Medesima configurazione elettronica esterna Proprietà chimiche simili Gruppi Periodi Tavola periodica Configurazione elettronica e tavola periodica Gli elementi di un gruppo hanno la stessa configurazione elettronica “esterna” Proprietà periodiche degli elementi Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica Le proprietà atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprietà periodiche degli elementi Carica nucleare (Zeff o Z*) Raggio atomico Energia di ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Carattere metallico • Reattività • Natura del legame • Configurazione cristallina • Proprietà acido-base • Densità • ….. Carica nucleare effettiva La carica nucleare effettiva è la carica reale che l’elettrone “sente” dal nucleo positivo La carica nucleare effettiva è la risultante della forza attrattiva esercitata dal nucleo sull’elettrone e le forze repulsive generate dagli elettroni dei gusci più interni Zeff = Z - S S = costante di schermo Zeff è minore della carica nucleare Zeff aumenta man mano che ci si avvicina al nucleo: ns > np > nd > nf Carica nucleare effettiva Zeff è la stessa per elementi nello stesso gruppo, mentre aumenta spostandosi verso destra nella tavola periodica Raggio atomico Variazione del raggio atomico lungo un gruppo La dimensione di un atomo dipende dalla distanza media degli elettroni di valenza dal nucleo • Aumenta il livello energetico (aumenta n) • Aumenta la distanza media degli elettroni di valenza dal nucleo • Il numero di elettroni di valenza si mantiene costante Il raggio atomico aumenta lungo un gruppo Raggio atomico Variazione del raggio atomico lungo un periodo • Il numero di elettroni di valenza e la carica nucleare aumentano • Il numero quantico principale rimane costante La carica nucleare effettiva aumenta Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo Raggio atomico e ionico Cationi: ioni positivi generati da atomi che cedono uno o più elettroni Anioni: ioni negativi generati da atomi che hanno acquistato uno o più elettroni Raggio ionico minore del raggio atomico Raggio ionico maggiore del raggio atomico Le proprietà periodiche degli elementi Dimensioni dei cationi e anioni (a sinistra) e degli atomi (a destra) in pm Energia o potenziale di ionizzazione Energia di Ionizzazione (E.I.) Minima energia da somministrare ad un atomo isolato in fase gassosa (X), per strappargli un elettrone, trasformandolo in uno ione positivo (X+) X (g) + E.I. X+(g) + e- L’Energia di Ionizzazione è sempre positiva Energia o potenziale di ionizzazione X(g) + Eion X+(g) + e- prima ionizzazione X+(g) + Eion X2+(g) + e- seconda ionizzazione X2+(g) + Eion X3+(g) + e- terza ionizzazione Mg (g) Mg+(g) + eMg+(g) Mg2+(g) + eMg2+(g) Mg3+(g) + e- IE (1) = 738 kJ/mol IE (2) = 1451 kJ/mol IE (3) = 7733 kJ/mol Energia o potenziale di ionizzazione Variazione lungo un gruppo • Il numero di elettroni di valenza si mantiene costante • Aumenta il livello energetico (aumenta il numero quantico principale) L’energia di attrazione tra l’elettrone e il nucleo diminuisce Lungo un gruppo l’energia di ionizzazione diminuisce Energia o potenziale di ionizzazione Variazione lungo un periodo Il numero di elettroni di valenza aumenta Il numero quantico principale si mantiene costante Lungo un periodo la carica nucleare effettiva aumenta L’attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta Lungo un periodo l’energia di ionizzazione aumenta Energia o potenziale di ionizzazione Affinità elettronica E’ la variazione minima di energia che si ha quando un elettrone viene attratto da un atomo isolato allo stato gassoso Ea.e. < O Processo esotermico Elettronegatività Capacità di un atomo in una molecola di attirare elettroni di un altro atomo, impegnato in un legame comune omeopolare eteropolare ionico Carattere metallico Metalli • Elementi con bassa energia di ionizzazione e bassa affinità elettronica • Formano solo ioni positivi • Sono malleabili e duttili • Sono buoni conduttori di corrente e di calore • Sono sistemati a sinistra e al centro della tavola periodica • Sono tutti solidi eccetto il mercurio Non metalli • Hanno elevate energia di ionizzazione e affinità elettronica • Non sono lucenti, né malleabili e non conducono bene corrente e calore • Sono sistemati a destra della tavola periodica • Sono solidi (es. iodio), liquidi (es. bromo) e gassosi (es. cloro) Semi-metalli • • • • • Elementi con alta affinità elettronica Formano difficilmente ioni Hanno aspetto brillante o opaco Sono solidi conducono l’elettricità meno dei metalli e più dei non metalli Carattere metallico Periodicità delle proprietà degli elementi La tavola periodica in relazione alle proprietà chimiche Esempio: I metalli alcalini Hanno caratteristiche di lucentezza, elevata conducibilità termica ed elettrica Reagiscono con acqua dando gli idrossidi e liberando idrogeno 2 M(s) + 2H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g) Possono formare ossidi basici di formula M2O che con acqua danno idrossidi che si comportano come basi forti 2 M(s) + ½O2(g) M2O(s) M2O(s) + H2O(l) 2MOH(s) 2 Li+ + 2 OHEssendo molto reattivi non si trovano mai come metalli liberi in natura ma come cationi in sali quali NaCl
