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Struttura atomica
Elettronegatività
Struttura dell’atomo
L’atomo è la più piccola parte dell’elemento che conserva le
proprietà dell’elemento
Negli atomi ci sono tre diverse particelle sub-atomiche:
-
protoni (con carica positiva unitaria)
nucleoni
-
neutroni (privi di carica)
-
elettroni (con carica negativa unitaria)
Ogni elemento è caratterizzato da un proprio simbolo (H per
idrogeno, O per ossigeno) e da un fisso numero atomico (Z)
Il numero atomico è il numero di protoni posseduto da ogni
atomo dell’elemento
Negli atomi dei diversi elementi c’è sempre un ugual numero
di protoni ed elettroni, perché gli atomi sono privi di carica
}
Pertanto il numero atomico è anche il numero di elettroni
Invece atomi dello stesso elemento possono contenere un
diverso numero di neutroni
1
2
La somma di protoni e neutroni costituisce il numero di
massa (A)
Gli atomi di un elemento sono quindi caratterizzati da un
numero atomico (Z) e da numero di massa (A) e sono indicati
come nuclidi
Esempi di nuclidi:
A
1
A
12
A
37
1H
6C
17Cl
Z
Z
Z
1 protone
6 protoni
17 protoni
0 neutroni
1 elettrone
}massa 1
6 neutroni }massa 12
20 neutroni }massa 37
6 elettroni
17 elettroni
Isotopi: nuclidi dello stesso elemento caratterizzati dallo
stesso numero atomico, ma da un diverso numero di massa
Esempi di isotopi:
A
12
6C
Z
A
Z
13
6C
A
Z
14
6C
3
Massa delle particelle sub-atomiche:
-
protone: 1,67•10-24 g
- neutrone: 1,67•10-24 g
-
elettrone: 9,1•10-28 g
Gli elettroni sono circa 2000 volte più leggeri di protoni e
neutroni
Pertanto la massa dell’atomo è praticamente concentrata
tutta nel nucleo dell’atomo (contenente protoni e neutroni)
Nell’atomo inoltre ci sono enormi spazi vuoti perché il
volume dell’atomo è 1000 miliardi di volte più grande di
quello del nucleo (dove c’è la massa dell’atomo)
Quindi gli elettroni (più leggeri ed anche più piccoli) hanno
grande libertà di movimento in enormi spazi vuoti Per comprendere le proprietà chimiche degli elementi è
necessario studiare gli spazi in cui si muovono i suoi elettroni
4
!
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Orbitali
Orbitale atomico: regione dello spazio attorno al nucleo
dell’atomo in cui c’è elevata probabilità (95%) di trovare
l’elettrone (non è possibile conoscere con certezza la
posizione ed i movimenti di un elettrone)
Ogni orbitale atomico ha il proprio centro di simmetria nel
nucleo
Gli orbitali atomici differiscono per contenuto energetico,
forma, orientazione nello spazio
Per caratterizzare un orbitale atomico occorre conoscere i
numeri quantici
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Numeri quantici: parametri numerici che risolvono un’equazione
che descrive il moto degli elettroni attorno al nucleo
Ci sono 4 numeri quantici (i primi tre descrivono parametri
dell’orbitale; l’ultimo è specifico dell’elettrone)
Il significato dei numeri quantici è il seguente:
-
n: numero quantico principale (energia dell’orbitale)
- l: numero quantico secondario (forma dell’orbitale)
- m: numero quantico magnetico (orientazione dell’orbitale)
-
s: numero quantico di spin (senso di rotazione dell’elettrone)
Energia, forma e numerosità degli orbitali
Anche se potenzialmente infiniti, i massimi valori di n ed l
sperimentalmente ritrovati negli atomi in natura sono:
-
massimo valore di n = 7
All’aumentare del valore di n cresce il contenuto energetico
dell’orbitale; quindi gli orbitali con n = 1 hanno energia
inferiore a quelli con n = 2 e così via fino ad n = 7 Oltre all’energia, gli orbitali atomici assumono forme diverse
a seconda del valore del numero quantico secondario l -
l = 0; orbitale s (forma sferica)
-
l = 1; orbitale p (forme elicoidali)
-
l = 2; orbitale d (forme a quadrifoglio o più complesse)
-
l = 3; orbitale f (altre forme ancora più complesse)
7
Forme degli orbitali (1)
L’unico orbitale s
l = 0; orbitale s
I tre orbitali p
l = 1; orbitali p
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9
Forme degli orbitali (2)
3 orbitali
I cinque orbitali d
l = 2; orbitali d
3 orbitali
1 orbitale
I sette orbitali f
l = 3; orbitali f
Riempimento degli orbitali
Principio di esclusione di Pauli: gli elettroni di uno stesso
elemento non possono avere quaterne uguali di numeri
quantici
Quindi è possibile sistemare al massimo due elettroni con
spin antiparallelo in uno stesso orbitale
Altre regole di riempimento degli orbitali:
-
sistemare gli elettroni cominciando ad occupare gli orbitali
a minor contenuto energetico (scala energetica degli
orbitali)
-
Regola di Hund (o della massima molteplicità): se ci sono
orbitali isoenergetici, gli elettroni si dispongono occupando
il maggior numero di orbitali isoenergetici con spin
parallelo
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Scala energetica degli orbitali
Il livello energetico con n = 1 contiene un solo orbitale (1s)
Il livello energetico con n = 2 è diviso in due sottolivelli e
contiene due tipi di orbitale (2s, 2p)
Con n = 3 ci sono tre sottolivelli e tre tipi di orbitale (3s, 3p,
3d)
Con n = 4 ci sono quattro sottolivelli e quattro tipi di orbitale
(4s, 4p, 4d, 4f)
Ci sono inversioni nell’ordine di riempimento degli orbitali
(esempio: 4s prima del 3d)
E quindi la scala energetica degli orbitali è la seguente:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < …..
Configurazione elettronica
La configurazione elettronica di un elemento indica il tipo di
orbitali ed il numero di elettroni contenuto in ciascuno di essi
In essa sono indicati tutti gli orbitali contenenti elettroni, scritti
secondo l’ordine di riempimento (scala energetica)
Per ciascun orbitale della configurazione elettronica il numero
davanti alla lettera indica il valore di n, la lettera il tipo (forma)
di orbitale, l’esponente il numero di elettroni contenuti in
quell’orbitale
Numero quantico
principale n
Numero di elettroni
nell’orbitale
2
1s Simbolo dell’orbitale
(corrisponde al numero secondario l)
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Ogni elemento possiede una propria configurazione
elettronica, che è diversa da quella degli altri elementi
Esempi
C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Rb (Z = 37):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Configurazione elettronica esterna
Con la configurazione elettronica esterna si indicano invece
solo gli orbitali del livello energetico più esterno
Esempi
C: 2s2 2p2
Cl: 3s2 3p5
Fe: 4s2 3d6
Rb: 5s1
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Configurazione elettronica dei primi 10 elementi
Z=1
H
Z=2
He
Z=3
Li
Z=4
Be
Z=5
B
Z=8
O
Z=6
C
Z=9
F
Z=7
N
Z = 10
Ne
Tavola periodica degli elementi
Tutti gli elementi sono raggruppati nella tavola periodica degli
elementi (tavola di Mendeleev), ordinati secondo il numero
atomico crescente
Nella tavola si distinguono righe orizzontali (periodi) e
colonne verticali (gruppi); inoltre ci sono buchi ed inserzioni,
derivanti dalla necessità di raggruppare elementi con proprietà
chimico-fisiche simili
Periodi: sono 7 e corrispondono al massimo valore del
numero quantico principale n; ogni periodo contiene gli
elementi che riempiono orbitali con n = periodo
Esempi
C (Z = 6; 1s2 2s2 2p2), elemento del 2° periodo Cl (Z = 17; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5), elemento del 3° periodo Fe (Z = 26; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6), elemento del 4° periodo Rb (Z = 37; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1), elemento 5° periodo
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Gruppi: contengono gli elementi con configurazione
elettronica esterna simile; ad esempio i gruppi da 1A ad 8A
raggruppano elementi con lo stesso numero di elettroni
nell’ultimo periodo
Esempi
Gruppo 1A, costituito da H (1s1), Li (2s1), Na (3s1), K
(4s1), Rb (5s1), Cs (6s1) e Fr (7s1);
Gruppo 2A, costituito da Be (2s2), Mg (3s2), Ca (4s2), Sr
(5s2), Ba (6s2) e Ra (7s2);
Gruppo 6A, costituito da O (2s2 2p4), S (3s2 3p4), Se (4s2
4p4), Te (5s2 5p4) e Po (6s2 6p4)
Il gruppo 8A è quello dei gas nobili (conf. elettr. ext. = s2
p6), così chiamati perché non danno reazioni chimiche
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Tavola periodica degli elementi
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Principali proprietà degli elementi
Nella tavola periodica degli elementi è possibile distinguere
elementi con caratteristiche differenti, separati da una linea
obliqua:
-
metalli (a sinistra rispetto alla linea obliqua);
-
non metalli (a destra rispetto alla linea obliqua);
-
semi-metalli (sulla linea obliqua)
La maggior parte degli elementi possiede proprietà metalliche
ed ha consistenza solida (tranne Hg e Fr)
I non metalli sono rappresentati da un numero più ridotto di
elementi, ma svolgono ruoli cruciali per la vita; alcuni sono
solidi, altri liquidi ed altri gassosi
I semi-metalli sono pochi ed alcuni di essi hanno proprietà
interessanti per la loro caratteristica di semi-conduttori 18
Elettronegatività
Misura la tendenza di un atomo ad attirare su di sé gli
elettroni di legame
L’elettronegatività tiene conto dei valori del potenziale di
ionizzazione e di affinità elettronica
Si misura in valori arbitrari e può essere espressa solo per gli
elementi che formano legami chimici (non per i gas nobili)
E’ indispensabile conoscere i valori di elettronegatività degli
elementi più comuni
Esempi
F: 4.0
O: 3.5
N: 3.0
Cl: 3.0
C: 2.5
S: 2.5
P: 2.1
H: 2.1
E’ necessario sapere almeno le differenze di elettronegatività
tra due atomi impegnati in un legame chimico
L’elettronegatività
lungo un gruppo
aumenta lungo un periodo e decresce
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Tabella dei valori di elettronegatività
Come atteso non ci sono i valori di elettronegatività per i
gas nobili
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