L’atomo
La Chimica studia composizione, struttura, proprietà e trasformazioni della materia.
La materia é costituita da atomi uguali o diversi uniti fra loro da forze di legame,
dipendenti dalla struttura elettronica degli atomi.
Thomson (1910). Scariche elettriche attraverso gas rarefatti: produzione di
particelle cariche negativamente (elettroni) e di particelle cariche positivamente
(ioni) di massa molto più grande.
Ipotesi già suggerita da Faraday per spiegare la conduzione elettrica salina.
01 - 1 - Mattiello
Rutherford (1911). Struttura planetaria dell’atomo.
Il nucleo é composto da particelle di due tipi: Protoni e Neutroni (nucleoni).
Protoni: massa e carica elementare positiva.
Neutroni: particelle con massa praticamente uguale a quella dei protoni ma carica nulla.
Z = numero di protoni presenti nel nucleo: NUMERO ATOMICO
Z é caratteristico di ogni atomo.
A = numero di nucleoni presenti nel nucleo: NUMERO DI MASSA
01 - 2 - Mattiello
Atomi aventi stesso numero atomico Z ma diverso numero di massa A vengono detti
isotopi di un elemento. Nell’esempio sono indicati due isotopi (generalmente detti
nuclidi) del carbonio.
12
6
C
13
6
C
La massa di un nuclide è inferiore alla massa ottenuta sommando le masse delle
particelle che lo costituiscono, tale differenza (∆m) viene indicata come difetto di
massa.
Nella formazione di un nucleo a partire da protoni e neutroni vengono a confronto
forze di natura elettrostatica (repulsive) e forze nucleari (attrattive), la grande
quantità di energia prodotta nel processo viene indicata col termine BE (binding
energy) energia di legame. Il calcolo di questa energia è possibile per mezzo della
equazione di Einstein: ∆m=BE/c2
con ∆m (Kg), BE (joule), c=2,9979x108 ms-1.
In genere, in campo nucleare, l’energia viene espressa in elettronvolt (eV): energia
cinetica che un elettrone acquista sotto la differenza di potenziale di 1 volt.
1 eV = 1,61x10-19 (coulomb) x 1 (volt) = 1,61x10-19 (joule)
01 - 3 - Mattiello
L’unità di massa atomica (uma oppure u, ora Da, Dalton) è definita come 1/12
della massa totale (nucleo + elettroni) del 12C (carbonio-12). Le masse di tutti i
nuclidi vengono quindi riferite a questa grandezza e sono perciò delle masse
atomiche relative.
Massa del
12
C = 1,99252x10-26 kg = 12 u
1,66054x10-27 kg = 1 u = 1 Da
protone = 1,0073 u
neutrone = 1,0087 u
elettrone = 5,4858x10-4 u
In generale però non ci si riferisce ad un particolare isotopo di un elemento ma alla
miscela naturale degli isotopi che costituiscono quel dato elemento, quindi la
massa atomica relativa usata in realtà è la massa media della miscela naturale
degli isotopi di quell’elemento.
12
( C) (98,89%) = 12,00000 u
13
( C) (1,11%) = 13,0034 u
(C)=12,011 u
01 - 4 - Mattiello
Elettroni: particelle ruotanti attorno al nucleo con carica elementare negativa e
massa circa 2000 volte più piccola di quella del protone.
In un atomo il numero dei protoni é pari al numero degli elettroni: l'atomo é
elettricamente neutro.
Si considerano orbite approssimativamente circolari di raggio 10-10 m mentre il
raggio del nucleo é r=10-15 m.
La struttura atomica é quindi una struttura pressoché vuota.
Es: nucleo di 1 cm allora raggio orbita r=1 km.
Questo modello dinamico é (evidentemente) stabile anche se in disaccordo con la
teoria elettromagnetica classica: gli elettroni dovrebbero (in movimento in un campo
elettrico) irradiare energia e cadere sul nucleo.
01 - 5 - Mattiello
Modello quantistico dell’atomo di idrogeno.
Bohr (1913). Teoria basata sui seguenti postulati:
1. All’elettrone che si muove attorno al nucleo sono permessi solo alcuni stati, detti
stazionari, a ciascuno dei quali corrisponde un valore definito di energia.
2. Quando un elettrone si trova in uno stato stazionario non emette energia.
Quando l’elettrone viene portato ad uno stato di energia superiore (stato eccitato)
esso risulta instabile, e, dopo un tempo brevissimo, ritorna allo stato iniziale (stato
fondamentale)
emettendo
un
quanto
di
radiazione
elettromagnetica
(diseccitazione) di energia hν, pari alla differenza di energia tra i due stati.
3. In ogni stato l’elettrone si muove su un’orbita circolare intorno al nucleo.
4. Gli stati permessi agli elettroni sono caratterizzati dalla quantizzazione del
momento della quantità di moto.
01 - 6 - Mattiello
Applicando la teoria quantistica di Planck all’atomo, Bohr conclude che il sistema
atomico si trova in uno stato stazionario a condizione che il momento angolare
dell’elettrone che ruota attorno al nucleo sia pari ad un multiplo intero della
grandezza h/2π
⎛ h⎞
mvr = n⎜ ⎟
⎝ 2π⎠
dove:
m e v = massa e velocità dell’elettrone;
r = raggio dell’orbita;
h = costante di Planck (6,6x10-34 Js)
Questa é quindi l’espressione della quantizzazione del momento angolare
Viene quindi introdotto n = numero quantico principale (1,2,3,...)
01 - 7 - Mattiello
Quantizzazione dei raggi delle orbite dell’atomo.
Consideriamo l’atomo di idrogeno: 1 protone e 1 elettrone (Z=1).
Eguagliamo le forze che agiscono sull’elettrone in movimento su un’orbita circolare:
Attrazione elettrostatica:
dalla legge di Coulomb si ha Fe=qq'/Dr2 dove q, q'= cariche; r=distanza; D=cost
dielettrica del mezzo.
Nel nostro caso q, q'=e; D=1 per cui:
Fe= e2/r2 (attrazione fra protone ed elettrone)
Forza centrifuga:
Fe=ma=mv2/r
Eguagliando le due forze si ha:
mv2/r = e2/r2
Ricordando che: mvr=nh/2π e che, quindi: r2=n2h2/4π2m2v2
sostituiamo r2: 1/r = e24π2m/n2h2 per cui, evidenziando il raggio r, avremo:
⎛
⎞
h2
⎟
r = n ⎜⎜
2 2⎟
⎝ 4me π ⎠
2
01 - 8 - Mattiello
Espressione che quantizza i raggi delle orbite:
Per n=1 => r=
Per n=2 => r=
Per n=3 => r=
12 x 0,053 = 0,053 nm
22 x 0,053 = 0,212 nm
32 x 0,053 = 0,477 nm
Quantizzazione dell’energia dell’elettrone dell’atomo di idrogeno.
Energia: (in genere) capacità a compiere un lavoro.
Consideriamo ora l’energia totale dell’elettrone dell’atomo di idrogeno.
E = V+T
V = energia potenziale = -e2/r (é nulla per r-> ∞)
T = energia cinetica = mv2/2 = +e2/2r (cfr. forze)
E = -e2/r +e2/2r = -e2/2r
Si avrà:
En = -
dato che (cfr. raggio) r=n2(h2/4me2π2)
4 2
1 ⎛ 2me π ⎞
⎜⎜
⎟⎟
2
2
n ⎝ h
⎠
Dove risulta quindi quantizzata l’energia.
01 - 9 - Mattiello
Per n=1 => E1 = -217,5 x 10-20 J
Per n=2 => E2 = -54,4 x 10-20 J
Per n=3 => E3 = -24,2 x 10-20 J
Per n=1 l’atomo di H si trova quindi allo
stato fondamentale con contenuto di
energia totale minimo
Quindi si può fornire energia ad un
elettrone e farlo passare ad uno stato
stazionario
a
contenuto
energetico
maggiore (p. es.: E1 -> E2) solo per
quantità fissate di energia (p. es.: E2 E1).
Comunque, l’energia da fornire mediante
una radiazione deve avere una frequenza
opportuna:
ε=hν
una radiazione emette energia per quanti
ε dipendenti dalla frequenza ν.
01 - 10 - Mattiello
Vediamo il passaggio E1 -> E2 :
E 2 − E1 ) ⎛ 2me 4 π 2 ⎞⎛ 1
(
ν=ε h=
=
h
⎜
⎝
trasformando la frequenza in numeri d'onda
h3
1⎞
⎟⎜ 2 − 2 ⎟
⎠⎝ n1 n 2 ⎠
ν =1 λ = ν c
si ha:
⎛1 1⎞
⎛ 2me 4 π 2 ⎞⎛ 1 1 ⎞
ν =⎜
⎟⎜ 2 − 2 ⎟ = R⎜ 2 − 2 ⎟
3
⎝ ch ⎠⎝ n1 n 2 ⎠
⎝ n1 n 2 ⎠
dove R = costante di Rydberg = 1,09737x107m-1
Per mezzo di queste relazioni quindi é possibile calcolare tutte le frequenze che
l’atomo di idrogeno può assorbire (emettere) quando si ha un salto energetico da
parte dell’elettrone.
Spettro di emissione dell'idrogeno.
Si può notare quindi come sia importante la spettroscopia cioè una tecnica capace di
determinare (per es. nel caso dell’atomo H) le energie dei differenti stati stazionari (per es.
righe spettroscopiche).
Nel 1885 Balmer ottenne in tale modo, cioè per mezzo di tecniche spettroscopiche, cioè
empiricamente, il valore della costante di Rydberg, R, calcolato poi 30 anni dopo da Bohr.
01 - 11 - Mattiello
01 - 12 - Mattiello
Successivi completamenti della quantizzazione di Bohr.
Il comportamento spettroscopico dell’atomo di He (Z=2) presentava delle anomalie:
si avevano degli sdoppiamenti delle singole righe spettroscopiche; evidentemente
potevano esistere diversi livelli energetici (sempre quantizzati).
Sommerfeld ipotizzò, in atomi multielettronici, che le orbite potessero essere non
solo circolari, ma anche ellittiche.
Quindi fu necessario introdurre un nuovo parametro per definire le orbite ellittiche:
il numero quantico angolare l con valori l = 0,1,2,3,n-1
Sempre per via empirica, successivamente l'analisi spettroscopica mostrò la
presenza di ulteriori sdoppiamenti di righe: questi furono spiegati introducendo due
nuovi numeri quantici:
il numero quantico magnetico m = 0, ±1, ±2, ±3,... ±l
considerando il campo magnetico generato da una carica elettrica (elettrone) in
movimento, ed inoltre
il numero quantico magnetico di Spin (ms)=±1/2
considerando l’ulteriore campo magnetico generato dalla rotazione (oraria o
antioraria) dell’elettrone attorno al proprio asse.
01 - 13 - Mattiello
Principio di esclusione di Pauli
Per definire lo stato di un elettrone in un atomo sono necessari quindi 4 numeri
quantici:
n = principale = 1,2,3,.....n
l = angolare = 0,1,2,... (n-1)
m = magnetico = 0±1±2,… ±l
ms = spin = ±1/2
"In un atomo o in un una molecola costituita da uno o più atomi non
possono coesistere 2 o più elettroni con i 4 numeri quantici uguali"
In Tabella 1 sono riportate, a titolo di esempio, le possibili quaterne di numeri
quantici che caratterizzano gli elettroni che occupano i livelli energetici con numero
quantico principale n = 1, n = 2, n = 3.
Tale tabella mostra come, per il principio di Pauli, sul livello con numero quantico
principale n non possono esistere più di 2n2 elettroni.
01 - 14 - Mattiello
01 - 15 - Mattiello
La trattazione quantistica dell’atomo é il prodotto di interpretazioni successive di dati
sperimentali: le conclusioni coincidono con la successiva, più rigorosa trattazione
ondulatoria.
La trattazione quantistica dell'atomo iniziata da Bohr e perfezionata da Sommerfeld,
Goudsmit, Uhlenbeck, Pauli ed altri fra il 1913 ed il 1925, non può essere ritenuta
soddisfacente perché essa non è il prodotto della elaborazione di una teoria unitaria,
ma il risultato della necessità di interpretare successivi, imprevisti comportamenti
sperimentali. Tuttavia i suoi risultati possono ritenersi operativamente validi perché
trovano conferma, anche se con significato concettualmente diverso nella
applicazione della meccanica ondulatoria alla struttura dell'atomo.
01 - 16 - Mattiello
Rappresentazione dell'atomo H nella teoria ondulatoria
Nel modello di Bohr dell'atomo di idrogeno nel suo stato fondamentale, veniva
definita con esattezza la distanza dell'elettrone dal nucleo: 0,053 nm.
Nel modello ondulatorio non esiste più l'elettrone come particella (nel senso di non
essere più localizzabile su una traiettoria): esso è delocalizzato su un'onda
stazionaria, che può pensarsi come una nube di elettricità, in ogni punto della
quale esiste una certa densità di elettricità proporzionale alla probabilità di trovare in
quel punto l'elettrone. Nel modello ondulatorio dell'elettrone non si può perciò
parlare di distanza dell'elettrone dal nucleo, ma di probabilità di trovare
l'elettrone ad una data distanza dal nucleo.
Troviamo così ancora una coincidenza di risultati fra teoria quantistica e teoria
ondulatoria; ma in realtà la differenza concettuale fra questi due risultati
numericamente uguali è profonda: in un caso si afferma che l'elettrone si trova ad
una distanza di 0, 053 nm dal nucleo, nell'altro si afferma che 0, 053 nm è la
distanza alla quale è massima la probabilità di trovare l'elettrone, che è delocalizzato
sull'orbitale.
01 - 17 - Mattiello
Il probabilismo della fisica moderna in confronto al determinismo della fisica classica
rappresenta la linea di separazione fra fisica classica e fisica moderna, e trova la sua
espressione quantitativa nel principio di indeterminazione di Heisenberg (Nobel
1932):
"non è possibile determinare esattamente
posizione e velocità di un corpuscolo"
e
contemporaneamente
Se questo, di massa m, si muove su una traiettoria, e la misura della sua distanza
rispetto ad un punto di riferimento vale r±∆r (∆r rappresenta l'incertezza della
misura) e quella della sua velocità vale v±∆v, esiste la relazione:
∆v ∆r ≥ h/4πm
01 - 18 - Mattiello
Forme degli orbitali
Orbitali s (l=0). La trattazione ondulatoria dell'atomo di idrogeno portava alla
conclusione che la probabilità radiale di trovare nello spazio l'elettrone dell'atomo H
(nel suo stato fondamentale n=1, l=0) è massima alla distanza di 0,053 nm dal
nucleo, cioè su una superficie sferica con raggio 0,053 nm, e centro nel nucleo.
Possiamo perciò immaginare la distribuzione di carica elettrica negativa attorno al
nucleo dell'atomo H nel suo stato fondamentale, come una nube sferica di elettricità
la cui densità massima è a 0,053 nm dal nucleo stesso.
Quanto è stato detto nel caso particolare dell'elettrone sull'orbitale 1 s (indicato per
brevità come elettrone 1s) dell'atomo di idrogeno, può essere generalizzato per ogni
elettrone ns di ogni atomo, e pertanto la distribuzione di elettricità di un orbitale s
attorno al nucleo è sempre a simmetria sferica (fig. 2a), con massimo di densità a
distanza diversa per ciascun valore di n e per ciascuna specie atomica.
01 - 19 - Mattiello
Orbitali p (l=1). Gli orbitali p, possibili per ogni valore n≥2, sono in numero di 3,
perché ad l=1 corrispondono per m i tre valori m=1, m=0, m=-1 (tab. 2); per un
generico numero quantico principale n, gli orbitali p sono quindi:
ψn11
ψn10
ψn1-1
Il calcolo relativo alla distribuzione della carica degli elettroni sugli orbitali p porta ad
attribuire ad essi la stessa forma, e tre orientazioni ortogonali fra loro. In
figura tali orbitali sono rappresentati separatamente per chiarezza, ma vanno
immaginati riuniti in un'unica terna di assi, alla cui origine si trova il nucleo; le
diverse orientazioni degli orbitali p vengono spesso indicate scrivendo, con ovvia
notazione, px, py, pz.
I numeri quantici che determinano il valore dell'energia di un orbitale sono n ed l:
poiché i tre orbitali p relativi ad uno stesso n hanno uguali i valori di n e di l, essi
sono isoenergetici: orbitali di uguale energia vengono indicati con il nome di
degeneri, e pertanto si usa dire che l'orbitale p è 3 volte degenere.
01 - 20 - Mattiello
Distribuzione della carica negativa (delocalizzazione dell'elettrone attorno al nucleo):
a) sull'orbitale s; b) sui 3 orbitali p; c) sui 5 orbitali d.
01 - 21 - Mattiello
Orbitali d (l=2). Gli orbitali d, possibili solo per n≥3, sono in numero di 5, perché
(tab. 2) ad l=2 corrispondono 5 valori di m: 2, 1, 0, -1, -2; pertanto per un valore
del numero quantico principale n (≥3) gli orbitali d sono:
ψn22
ψn21
ψn20
ψn2-1
ψn2-2
Le forme calcolate per la distribuzione della carica degli elettroni sugli orbitali d sono
rappresentate in fig. 2c.
I cinque possibili orbitali d, analogamente a quanto detto per i tre orbitali p, e con le
stesse limitazioni, hanno uguale energia e pertanto si dice che il sottolivello d è 5
volte degenere. Anche gli orbitali d, come quelli p, vengono distinti con diversi indici:
i tre orbitali d che bisecano i piani XY, XZ, YZ, vengono indicati con dxy, dxz, dyz;
l'orbitale lungo gli assi XY con dx2-y2 e quello, deformato lungo l'asse Z, con dz2.
Non tratteremo i successivi orbitali f.
01 - 22 - Mattiello
Un orbitale può essere:
a) non occupato,
b) occupato da un elettrone (che in tal caso è detto elettrone dispari);
c) occupato da due elettroni.
Riferendosi alla tab. 2, dalla quale risulta che gli orbitali che possono esistere in
corrispondenza ai valori di n sono: uno se n = 1, quattro se n = 2, nove se n= 3,
cioè in generale n2, e ricordando che su ciascun orbitale possono esistere al
massimo 2 elettroni (principio di Pauli), si conclude che il numero massimo di
elettroni che in un atomo polielettronico può occupare il livello con numero quantico
principale n, è 2n2; risultato questo già incontrato nella trattazione quantistica.
01 - 23 - Mattiello
Energia degli orbitali
L'orbitale di per sé non ha realtà fisica, perché è soltanto una espressione
matematica che rappresenta un elettrone di un atomo; la frase energia di un orbitale
va quindi intesa come energia dell'elettrone rappresentato da quell'orbitale o, come
si usa dire, dell'elettrone che occupa quell'orbitale.
Questa energia è l'energia potenziale dell'elettrone rispetto al nucleo: essa ha segno
negativo e valore assoluto uguale al valore, sempre positivo, dell'energia di
ionizzazione.
In un atomo isolato e non soggetto a campi elettrici o magnetici, l'energia degli
orbitali, cioè degli elettroni, è determinata essenzialmente dal numero quantico n, e,
assai meno, dal numero quantico l.
All'aumento del valore di n corrisponde l'allontanamento dell'elettrone dal nucleo, e
quindi l'indebolimento del suo legame con esso, e l'aumento della sua energia
potenziale.
01 - 24 - Mattiello
Gli elettroni più legati al nucleo sono quelli più vicini ad esso, cioè quelli con n = 1;
gli elettroni meno legati, perché più lontani e più schermati, sono gli elettroni col più
elevato valore di n.
Sono questi ultimi, detti anche elettroni esterni oppure elettroni di valenza quelli
che determinano le proprietà chimiche dell'atomo.
La formula En= -1/n2 (2mπ2e4/h2), ottenuta nella teoria quantistica, ma
operativamente valida anche nella teoria ondulatoria, consente di calcolare le
energie degli orbitali che possono esistere nell'atomo di idrogeno nel suo stato
fondamentale (n=1) e nei suoi stati eccitati (n>1); tale formula è valida però
soltanto per sistemi costituiti da un nucleo e da un solo elettrone, come l'atomo H, lo
ione He+ e pochi altri sistemi detti idrogenoidi; non è valida per atomi
polielettronici.
Il calcolo delle energie degli orbitali di questi atomi è difficoltoso e approssimato,
perché mancano i mezzi matematici adatti per il calcolo rigoroso dell'entità delle
azioni repulsive fra tutti gli elettroni dell'atomo.
01 - 25 - Mattiello
La fig. 3 mostra la variazione delle energie degli orbitali di un atomo polielettronico al variare di n e di l: la
più elevata differenza di energia fra due orbitali successivi si ha fra gli orbitali con n=1 e con n=2 (elettroni
1s e 2s); all'aumentare del valore di n diminuisce la differenza di energia fra gli orbitali con numero quantico
principale n ed n+1.
Figura 3 Ordine crescente delle energie degli orbitali di un atomo polielettronico al variare di n (1÷6) e di l
(0÷3).
01 - 26 - Mattiello
Principio della massima molteplicità
Tale principio (F. Hund; 1925) afferma che "se più elettroni occupano orbitali
degeneri, essi si distribuiscono sul numero massimo possibile di questi; se
alcuni orbitali sono occupati da un solo elettrone, gli spin di questi elettroni
sono fra loro paralleli."
01 - 27 - Mattiello
Costruzione ideale di atomi (Aufbau)
L'insieme delle conoscenze acquisite sulla distribuzione degli elettroni negli orbitali e
sulle loro energie, consente di affrontare ora il problema della determinazione della
configurazione elettronica di ciascuna specie atomica nel suo stato fondamentale;
questo, per convenzione, è così stabilito: atomo isolato con contenuto di energia
minimo, a temperatura e pressione ambiente e in assenza di campi elettrici o
magnetici esterni.
Le strutture elettroniche condizionano la formazione dei legami fra gli atomi che
costituiscono le molecole, e fra le molecole che costituiscono la materia (gassosa,
liquida, solida).
Il problema viene affrontato mediante il metodo della costruzione ideale
dell'atomo; per costruire idealmente l'atomo di numero atomico r, si immagina di
disporre di un nucleo di carica +1, nel campo elettrico del quale viene portato un
elettrone, formando così l'atomo di numero atomico 1; al nucleo di questo viene poi
addizionato un protone ottenendo lo ione positivo dell'atomo di numero atomico 2:
la successiva aggiunta a questo di un elettrone genera l'atomo neutro di numero
atomico 2; e così via fino ad ottenere l'atomo neutro di numero atomico r.
La configurazione che gli elettroni assumono attorno al nucleo viene determinata in
base ai seguenti tre punti:
01 - 28 - Mattiello
a) ogni elettrone aggiunto durante l'Aufbau va ad occupare il livello di più bassa
energia fra quelli disponibili;
b) per il principio di Pauli in un atomo non possono esistere due o più elettroni con i
4 numeri quantici uguali; di conseguenza su uno stesso orbitale ψnlm potranno
trovarsi al massimo due elettroni, con spin antiparalleli;
c) per il principio di Hund gli elettroni si distribuiscono su una famiglia di orbitali
degeneri in modo da occupare il numero massimo possibile di questi orbitali; se
alcuni orbitali sono occupati da un solo elettrone, gli spin di questi elettroni sono
paralleli.
Vediamo ora, come esempio di Aufbau, la costruzione di un atomo di ossigeno.
L'atomo di ossigeno ha una carica nucleare + 8 e pertanto nell'atomo O esistono 8
elettroni; secondo quanto è stato detto, immaginiamo di disporre di un nucleo con
carica +1 e di aggiungere ad esso un elettrone; poi di aggiungere un protone (carica
+1) al nucleo e un secondo elettrone, e così via, alternativamente, fino a
raggiungere 8 cariche positive nel nucleo ed 8 elettroni attorno ad esso.
Tenendo presenti i punti a, b, c, determiniamo ora su quali livelli si stabiliscono i
successivi elettroni aggiunti (sottintendendo che precedentemente all'aggiunta di
ciascun elettrone sia stato aggiunto un protone (carica +1) al nucleo).
01 - 29 - Mattiello
In base a convenzioni internazionali, l'atomo di ossigeno viene rappresentato con il
simbolismo 1s2 2s2 2p4 e tale grafia indica che nell'atomo di ossigeno esistono:
2 elettroni sull'orbitale 1s (n = 1, l = 0: 1s2)
2 elettroni sull'orbitale 2s (n = 2, l = 0: 2s2)
4 elettroni sui 3 orbitali 2p (n = 2, l = 1: 2p4)
01 - 30 - Mattiello
Il Sistema Periodico degli Elementi
Quanto fino ad ora si è visto sulla struttura dell'atomo ci consente di dare una base
razionale al sistema periodico degli elementi, che fu genialmente ma empiricamente
impostato da Mayer e da Mendeleyev (indipendentemente l'uno dall'altro, e quasi
contemporaneamente, nel 1869), raggruppando le specie atomiche allora note, in
base alle poche conoscenze fisiche e chimiche a quel tempo disponibili.
Un fenomeno di natura chimica è essenzialmente basato su azioni elettriche fra
atomi, che perdono, acquistano, mettono a comune elettroni: questa premessa fa
subito intuire l'esistenza di relazioni assai strette fra proprietà chimiche e struttura
elettronica.
Un atomo polielettronico può essere immaginato come costituito dal nucleo attorno
al quale gli elettroni sono delocalizzati in successive nubi di elettricità, di varia forma
e dimensione (orbitali), sempre più lontane dal nucleo all'aumentare del numero
quantico principale n.
Gli elettroni più vicini al nucleo (n=1) sono ovviamente quelli legati più fortemente
ad esso; a mano a mano che si passa ad elettroni più esterni la forza del legame
diminuisce, perché aumenta la distanza nucleo-elettroni, e perché aumenta la
schermatura della carica nucleare.
01 - 31 - Mattiello
L'entità della schermatura della carica nucleare da parte degli elettroni condiziona
fortemente le proprietà chimiche dell'atomo.
Gli elettroni più esterni di un atomo sono perciò quelli meno fortemente
legati, cioè quelli che possono essere mobilizzati con minore spesa di
energia.
Quindi, sono gli elettroni più esterni degli atomi quelli che ne determinano
le proprietà chimiche.
Se si ordinano i vari atomi secondo i valori crescenti del numero atomico (Z) a
partire dall'idrogeno (Z=1), e di ciascuno di essi si determina, con il metodo
dell'Aufbau, la struttura elettronica, si manifesta un'ordinata replica delle
strutture elettroniche esterne; questa periodicità di struttura rappresenta la
base razionale del sistema periodico stabilito, come si è detto, da Mayer e da
Mendeléyev su basi empiriche.
01 - 32 - Mattiello
01 - 33 - Mattiello
Il meccanismo della Aufbau, applicato ai successivi atomi ordinati secondo il numero
atomico crescente, e andando a capo, come si è detto, ogni volta che n aumenta di
una unità, mette in evidenza il periodico ripetersi delle strutture elettroniche esterne
di detti atomi.
Ciò è già visibile in fig. 5, nonostante essa comprenda soltanto un piccolo numero di
atomi (da Z=1 a Z=20): Li, Na, K, ad esempio, hanno tutti struttura elettronica
esterna costituita da un elettrone s; O, S hanno ambedue struttura elettronica
esterna costituita da 6 elettroni, 2 di tipo s e 4 di tipo p, (s2p4); tale periodicità
risulta ancora più evidente se si effettua l'Aufbau anche degli elementi successivi al
ventesimo.
Si è detto che sono gli elettroni esterni degli atomi (elettroni di valenza) che
condizionano le proprietà chimiche, e si è visto che le loro strutture si ripetono
periodicamente negli atomi ordinati secondo il numero atomico crescente.
Anche le proprietà chimiche dovranno periodicamente ripetersi ed è in questa
conclusione che troviamo la base logica, razionale del sistema periodico.
Le relazioni fra struttura elettronica e proprietà chimiche formano la base
dell'interpretazione del comportamento chimico dei vari elementi e dei loro
composti.
01 - 34 - Mattiello
01 - 35 - Mattiello
01 - 36 - Mattiello
