I numeri quantici
La regione dello spazio in cui si ha la probabilità massima di trovare un
elettrone con una certa energia è detto orbitale
Gli orbitali vengono definiti dai numeri quantici
Numero quantico principale, n: numero intero
Caratterizza l’energia dell’elettrone
Numero quantico secondario o del momento angolare, l: numero
intero, può assumere tutti i valori compresi nell’intervallo [0, n-1]
Caratterizza la forma della regione di spazio in cui l’elettrone può
trovarsi.
Numero quantico del momento magnetico, ml: numero intero, può
assumere tutti i valori compresi nell’intervallo [-l, l]
Discrimina l’eventuale presenza di assi magnetici preferenziali
LE COMBINAZIONI DEI NUMERI QUANTICI
Forma e proprieta’ dell’orbitale 1s
PROPRIETA’ DELL’ ORBITALE 2s
FORMA E PROPRIETA’ DEGLI ORBITALI 2p
Orbitali di tipo f
COMPORTAMENTO DEGLI ELETTRONI IN UN
CAMPO MAGNETICO
LA SPIEGAZIONE
L’elettrone ruota su se stesso generando un campo magnetico
Esistono due possibili versi di
rotazione: orario e antiorario, a
cui corrispondono due
orientazioni del campo
magnetico opposte
Ogni campo magnetico è caratterizzato
da una grandezza vettoriale, chiamata
momento magnetico, il cui segno
dipende dall’orientazione del campo
Un elettrone ruotando su se stesso può generare solo
due opposti valori di momento magnetico
IL NUMERO QUANTICO DI SPIN
ms: può assumere due valori che per
convenzione vengono indicati con +1/2 e -1/2
In questa notazione semplificata il numero di elettroni di un
certo sottolivello è posto ad apice del simbolo del sottolivello
stesso
livello energetico
(numero quantico principale n)
numero di
elettroni
nell’orbitale
simbolo dell’orbitale
(corrispondente al numero quantico secondario l)
GLI ATOMI POLIELETTRONICI
L’approccio rigoroso per descrivere il moto di più elettroni in un
atomo è la risoluzione dell’ Equazione di Schroedinger
I Problemi:
1. Le soluzioni dell’equazione sono estremamente complesse
da ottenere
2. Per ogni atomo bisognerebbe determinare le opportune
soluzioni (ogni atomo ha una propria struttura atomica)
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)
La configurazione elettronica fondamentale di un atomo può essere
“costruita” utilizzando per primo l’orbitale a più bassa energia e
continuando con quelli immediatamente superiori, nel rispetto del
principio di esclusione di Pauli, finché sono sistemati tutti gli elettroni
dell’atomo
Costruzione delle configurazioni elettroniche
Z= 1
1s1
He
Z=2
1s2
Le seguenti configurazioni non
richiedono alcun commento
Li
Z=3
1s22s1
Perché 2s1 e non 2p1 ?
H
Risposta: L’energia che compete all’orbitale 2s è inferiore a
quella degli orbitali 2p, poiché ha un potere di penetrazione
maggiore
Generalizzazione:
Ordine di penetrazione
ns > np > nd > nf
Costruzione della configurazione elettronica
DOMANDA che succede quando si devono inserire più elettroni in orbitali
dello stesso tipo, ossia degeneri?
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)
Riassumendo…
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, uno con spin in su
(ms=+½) e uno con spin in giù (ms=–½)
2. Gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali a
energia più bassa; penetrazione ed effetti di schermo
suggeriscono la possibile scala energetica degli orbitali
3. Regola di Hund: gli elettroni tendono ad occupare
orbitali degeneri singolarmente, con i loro spin
paralleli
Ordine di riempimento degli orbitali
eccezione
eccezione
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 degli elementi dipendono dal loro numero atomico Z e
del numero di elettroni presenti nell'orbitale atomico più esterno
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 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 aumenta
• La carica nucleare aumenta
• Il numero quantico principale rimane costante
• L’attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza 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
Le differenti proprietà chimiche degli elementi sono spiegabili in
termini di diversa forza di attrazione tra gli elettroni e il nucleo
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 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 OH-
Essendo molto reattivi non si trovano mai come metalli liberi in natura ma come
cationi in sali quali NaCl
