Presentazione di PowerPoint

Struttura elettronica e tavola
periodica
Esperimento di Thomson
elettrone
Si ottenne il rapporto carica/massa.
Con l’esperimento di Millikan venne determinato il
valore della carica.
Esperimento di Rutherford
Nucleo estremamente denso, carico positivamente e
circondato da cariche negative.
Raggio del nucleo
10-13 cm
Esperimento di Rutherford
Primi modelli atomici
Onde elettromagnetiche
La lunghezza d’onda (λ) è
la distanza tra due
massimi consecutivi
1 nm = 10-9 m
λν = c
La frequenza (ν) è il
numero di cicli d’onda
nell’unità di tempo. La
sua unità di misura è
l’hertz (Hz = ciclo/s).
Spettro elettromagnetico
E = hν
E = hc/λ
dove h è la costante di Planck
h = 6.626 x 10-34 Js
E = hc/λ
L’energia è correlata alla
lunghezza d’onda.
Ogni elemento ha uno spettro caratteristico che
può essere usato per identificarlo
Come si vede negli spettri atomici di ciascun elemento
compaiono solo alcune lunghezze d’onda definite.
I fotoni possono avere solo alcune energie ben definite.
Modello atomico di Bohr
Modello planetario quantizzato.
Si ha orbita per un elettrone quando:
forza attrattiva
tra nucleo ed
elettrone
momento angolare
dell’elettrone
=
=
forza centrifuga della
rotazione
dell’elettrone intorno
al nucleo
multiplo intero
della costante di
Planck
Riproduce perfettamente lo
spettro dell’atomo d’idrogeno
... e basta.
Modello planetario
orbita
sole
pianeta
forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta
orbita
nucleo
elettrone
+
Modello di Bohr
Un elettrone di massa me si muove su un orbita circolare
ad una distanza r dal nucleo.
• Se l’elettrone ha velocità v, mevr sarà il suo momento
angolare.
Bohr postulò che nell’atomo di idrogeno erano permesse
solo quelle orbite il cui momento angolare è un multiplo
intero di h, la costante di Planck, diviso 2π:
mevr = n (h/2π)
E= -k/n2
En= -RH/n2
En= -RH/n2
dove RH è la costante di Rydberg e
n è detto numero quantico principale e può assumere
solo valori interi.
Normalmente,
n=1 stato fondamentale
n=2 stato eccitato
n=3 stato eccitato
Postulato di De Broglie
• La luce ha proprietà corpuscolari (Einstein)
• Gli elettroni hanno proprietà ondulatorie
(Davisson-Germer)
• De Broglie correla entrambi gli aspetti
h
λ=
mv
h (costante di Planck) = 6,626× 10-34 Js
Dualismo onda-materia (de Broglie)
Ad ogni particella, di massa m che si muove
con velocità v, è associata un onda di
lunghezza λ:
h
λ=
mv
elettroni
Conseguenza:
per gli elettroni in un atomo sono possibili solo “onde
stazionarie”
Principio di indeterminazione di Heisenberg
px
x
∆x ∆px ≈ h
Il principio d’indeterminazione di
Heisenberg
Per una particella in movimento non è possibile
determinare con precisione la posizione se non a
scapito della velocità.
Per una particella di
massa m che si muove
lungo l’asse x alla
velocità v
h
∆x∆v ≥
2mπ
∆x = incertezza sulla posizione
∆ν = incertezza sulla velocità
h = 6,626 .10-34 Js
Equazione di Schrödinger
Per una particella che si muove lungo la dimensione
x, con energia E e con potenziale V(x):
h2 d2 ψ(x )
− 2
+ V(x )ψ(x ) = Eψ(x )
2
8π m d x
ψ(x ) è la funzione d’onda che
descrive la particella.
L’equazione d’onda di Schrödinger
L’elettrone ha un comportamento ondulatorio
In forma compatta
HΨ = EΨ
E’ un equazione differenziale
ψ(x ) è una funzione d’onda che descrive la
particella, ma in se non ha un significato fisico, è
solo un artificio matematico.
Tuttavia:
2
ψ(x ) = P(x )
P(x) è la probabilita di trovare la particella alla
coordinata x
• H è un modo di scrivere l’energia
•
H = Ecinetica +Epotenziale ( 1/2mv2 – e2/r )
Ψ funzione d’onda soluzione dell’equazione
d’onda
– Esistono infinite soluzioni
E energia associata a Ψ o più Ψ (funzioni d’onda
degeneri)
− Ψ non ha significato fisico, Ψ2 rappresenta la
probabilità di trovare l’elettrone in una data regione
nello spazio
− Ψ descrive una regione nello spazio dove ha
probabilità di esistere l’elettrone (orbitale)
L’atomo di idrogeno
ψ2
per n=1
L’equazione di Shrodinger è un’equazione
differenziale del second’ordine, la cui soluzione
non è un unica funzione, ψ(x), ma una famiglia di
funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori
di alcuni parametri (numeri quantici), ψn,,m(x).
Numeri quantici:
n (principale) = 1, 2, 3, …
 (momento angolare) = 0, 1, … (n-1)
m (momento magnetico) = -, …, 0, …, +
Significato fisico di n, l ed ml
• n è associato all’energia dell’orbitale
(volume)
• l è associato alla forma dell’orbitale
• ml è associato all’orientazione nello
spazio dell’orbitale
Il numero quantico principale n
R
En = − 2
n
Il numero quantico secondario l
Il numero quantico secondario l
Il numero quantico secondario l
Il numero quantico secondario l
Il numero quantico ms
Esperimento di Stern-Gerlach
Atomi con numero
dispari di elettroni
ms =
1/2
Numero quantico di spin
Una particella
carica, che ruota
su stessa, genera
un campo
magnetico.
S
N
Un elettrone possiede un numero quantico di campo
magnetico di “spin”, che può avere solo due valori,
ms = +½ e ms = -½.
principale, n, ≥ 1;
individua i livelli di energia possibili.
orbitale, l; 0 ≤ l ≤ (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è
più probabile trovare l’elettrone.
magnetico, m; - l ≤ m ≤ + l; indica piccole variazioni di energia
dell’elettrone in presenza di un campo
magnetico.
di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2
Ogni elettrone, in un atomo, è definito
dai suoi numeri quantici:
n = 1, 2, 3, …
 = 0, 1, … (n-1)
ψn,,m(x)
m = -, …, 0, …, +
s = +½, -½
In un atomo non possono esistere più
elettroni con tutti i numeri quantici
uguali.
(Principio di esclusione di Pauli)
n=1
l=0 orbitali s (sharp)
m=0
n=2
1 orbitale 1s
l=0 orbitali s (sharp)
m=0
1 orbitale 2s
l=1 orbitali p (principal)
m=-1,0,+1
n=3
3 orbitali 2p
l=0 orbitali s (sharp)
m=0
1 orbitale 3s
l=1 orbitali p (principal)
m=-1,0,+1
3 orbitali
3p
5 orbitali
3d
l=2 orbitali d(diffuse)
m=-2,-1,0,+1,+2
n=4
l=0 orbitali s (sharp)
m=0
1 orbitale 4s
l=1 orbitali p (principal)
m=-1,0,+1
3 orbitali 4p
l=2 orbitali d(diffuse)
m=-2,-1,0,+1,+2
5 orbitali 4d
l=3 orbitali f (fundamental)
m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
….
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d …
7 orbitali 4f
Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare
un elettrone in una certa zona dello spazio.
Orbitali atomici:
s (orbitale sferico)
p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani)
d (5 orbitali orientati nello spazio)
…..
In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d …
1 orbitale s può contenere due
elettroni
3 orbitali p possono contenere
sei elettroni
5orbitali d possono contenere
dieci elettroni
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 …
Le energie degli orbitali nell’atomo
di H e negli atomi idrogenoidi
atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo protone e quindi
da un solo elettrone. È un atomo fittizio per il quale è relativamente
facile definire le funzioni “orbitali atomici”
Gli atomi polielettronici
• Gli elettroni:
• Interagiscono
• Non vale la trattazione fatta per l’atomo d’idrogeno
• Si assume comunque l’esistenza degli orbitali
– Si schermano
• Un elettrone in un orbitale s è più vicino al nucleo di uno
presente negli orbitali p
• Va considerata, sugli elettroni più esterni, la carica nucleare
efficace Zeff
• La sequenza energetica degli orbitali dipende anche dal tipo di
orbitale cioè da l
Sequenza energetica negli
atomi polielettronici
Le configurazioni elettroniche
• Si ottengono applicando:
– Il principio di aufbau al diagramma delle energie
• Il riempimento del diagramma energetico avviene
iniziando dal livello più basso 1s e via di seguito
– Il principio di Pauli
• In un orbitale possono esistere solo due elettroni e
devono avere spin opposto
– La regola di Hund
• A parità di energia gli elettroni si distribuiscono negli
orbitali occupando il massimo volume
Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di
un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro
nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si
devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica.
Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono
differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che
un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due
elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½.
Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali,
corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati”
ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo
successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin
di segno opposto.
E
5p
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
↓↑
1s
↓↑
↓↑
↑
↑
Ossigeno,
ha 8 elettroni.
1s2 2s2 2p4
Spesso le configurazioni
elettroniche sono abbreviate;
iniziano col simbolo del gas
nobile precedente.
Primi schemi di classificazione
Triadi di Döbereiner
Ca
40
Sr Ba
88 137
(40 + 137)
2 = 88
Primi schemi di classificazione
Legge delle ottave di Newlands
La legge delle ottave non andava
oltre l’elemento calcio …
Nel 1869 Dmitri Mendeleev
presentò la prima tabella
periodica organizzata in modo da
arrangiare gli elementi secondo i
pesi atomici crescenti
Mendeleev
• stabilì che se il peso atomico di un elemento lo
faceva posizionare nel posto sbagliato, allora il
peso atomico era errato (corresse le masse
atomiche di Be, In e U).
Legge Periodica
Se gli elementi vengono considerati secondo il
peso atomico crescente, esiste un andamento
periodico nelle loro proprietà fisiche e chimiche.
• era così sicuro della sua classificazione che
predisse le proprietà fisiche di tre elementi che
erano ancora sconosciuti.
Nel 1913 Henry
Moseley, mediante
il suo lavoro con i
raggi X, determinò
l’attuale carica
nucleare degli
elementi (numero
atomico). Arrangiò
poi gli elementi in
ordine di numero
atomico crescente
MoseleyÍs X-ray spectra of several elements
La tabella periodica
Gruppo
Periodo
H
Gas
Li Be
Liquidi
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Solidi
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
He
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
H
He
Li Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Massa atomica
Numero atomico
8
Ossigeno
15,9994
Elettronegatività
13,61
Prima
ionizzazione
(eV)
O
0,66
[He] 2s2 2p4
Raggio atomico (Å)
3,5
-2
Numeri di
ossidazione
Legge Periodica
Se gli elementi vengono considerati secondo il
numero atomico crescente, esiste un andamento
periodico nelle loro proprietà fisiche e chimiche.
I gruppo A: I metalli alcalini
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
II gruppo A: I metalli alcalinoterrosi
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
VII gruppo B: Gli alogeni
F
Cl
Br
I
At
I gas nobili
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
I metalli di transizione
Lantanidi
Attinidi
Gli ioni con le strutture dei gas nobili
56Ba
9F
[Xe]6s2  Ba2+ [Xe] + 2e-
[He]2s22p5 + 1e-  F- [He]2s22p6
I cationi dei gas metalli di transizione
I metalli di transizione non formano ioni con
configurazioni dei gas nobili.
Quando gli atomi dei metalli di transizione formano
ioni positivi si perdono per primi gli elettroni del
sottolivello s più esterno.
25Mn
[Ar]4s23d5

Mn2+ [Ar]3d5
Proprietà periodiche
Il raggio atomico è definito come
la metà della distanza minima di
avvicinamento tra gli atomi di
una sostanza elementare.
Raggi ionici (cationi)
Gli ioni positivi sono più
piccoli degli atomi dei metalli
dai quali si formano.
Raggi ionici (anioni)
Gli ioni negativi sono
più grandi degli atomi
dei metalli dai quali si
formano.
Energia di ionizzazione di un
atomo (o potenziale di
ionizzazione):
A(g) → A+(g) + e-(g) ∆H ° = I1
Affinità elettronica di un atomo:
A-(g) → A(g) + e-(g)
∆H ° = A
Energie di ionizzazione (kJ/mole)
Affinità elettronica (kJ/mole)
Elettronegatività:
tendenza di un atomo ad attrarre
su di se gli elettroni di un legame.
Energia di
Affinità
Elettronegatività ∝
+
ionizzazione elettronica
L’ Elettronegatività
È una misura empirica della tendenza di un atomo in
una molecola ad attrarre gli elettroni di legame
Elettronegatività secondo Pauling
Se nella molecola AB il legame fosse
omopolare, l'energia di legame, EAB, dovrebbe
risultare pari alla media delle energie di
legame della molecola A2 e della molecola B2:
In realtà, sperimentalmente si osserva che EAB è quasi
sempre maggiore della media delle energie di legame EA ed
EB.
L' "extra" energia, ∆E, è dovuta al contributo del carattere ionico
presente nel legame della molecola AB.
Poiché il carattere ionico del legame covalente è da mettere in
relazione con la differenza di elettronegatività dei due atomi legati,
Pauling definì la differenza di elettronegatività, ∆E.N.,
0.208 è un fattore di conversione per trasformare le kcal in eV (1eV =
23.1 kcal/mole).
Dato che, il metodo suggerito da Pauling consente di valutare solo
differenze
di
elettronegatività,
Pauling
pose
pari
a
4
l'elettronegatività del fluoro, l'elemento più elettronegativo, e a
partire da esso ricavò i valori degli altri elementi.
Elettronegatività
He
H
2,2
Li
1,0
0
Be
B
1,6
Na Mg
0,9
1,3
K
Ca
Sc
Ti
Rb
Sr
1,0
Y
1,1
Zr
Nb Mo Tc
1,6
2,2
1,9
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Fr Ra
Ac
0,8
0,8
0,8
0,7
1,0
0,9
0,9
1,4
1,1
1,1
1,5
1,3
1,3
V
1,6
1,5
Cr
1,7
2,4
1,9
N
O
2,6
3,0
3,4
4,0
F
Ne
Al
Si
P
S
2,6
Cl
3,2
Ar
Br
Kr
1,5
1,8
2,2
0
0
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge As
Se
Ru Rh
2,2
2,3
Pd
Ag
Cd
In
Sn Sb
Te
2,1
2,7
I
Xe
Os
Ir
Pt
Au Hg
Tl
Bi
Po
At
Rn
Mn Fe
1,6
C
2,0
1,8
2,2
1,9
2,2
1,9
2,3
2,3
1,9
1,9
2,5
1,7
1,7
2,0
1,8
1,8
2,0
2,0
2,0
Pb
2,3
2,2
2,1
2,0
2,6
2,0
3,0
2,2
0
0
0