La configurazione elettronica esterna

Configurazione elettronica e
Tavola periodica
Lezioni 13-16
Orbitali possibili
Gusci e sottogusci
Gli elettroni che occupano orbitali con lo
stesso valore di numero quantico
principale n si dice che sono nello
stesso guscio elettronico. Gli orbitali di
un dato guscio possono essere
classificati in sottogusci, ciascuno dei
quali è caratterizzato da un differente
valore del numero quantico angolare l e
da una forma caratteristica.
Gli elettroni negli orbitali
Gli elettroni sono presenti a partire dagli orbitali che hanno energia
minore, cioè da quelli che hanno un più basso valore del numero
quantico principale n.
Principio di esclusione di Pauli
Due elettroni in un atomo non possono essere
descritti dalla stessa sequenza dei quattro
numeri quantici (n, l, ml, ms)
Nessun orbitale atomico può
contenere più di due elettroni
n=1, l=0, ml=0, ms=–1/2
1s
n=1, l=0, ml=0, ms=+1/2
Gli “ orbitali ” non
costituiscono
letteralmente delle
cose o delle scatole
nelle
quali
si
mettono gli elettroni.
I termini “orbitale” e
“ funzione ” d ’ onda
sono sinonimi.
In un unico orbitale non vi possono essere più di due elettroni e,
se ve ne sono due, essi devono avere numero di spin opposto.
L’energia degli orbitali
•
L’energia degli orbitali aumenta
all’aumentare dei valori di n e di l.
• A parità di forma, e quindi di l,
l’energia aumenta con n.
• A parità di n l’energia aumenta
secondo l’ordine s, p, d, f.
• A parità di n e di l gli orbitali
sono isoenergetici.
“The Shell Game”
(n = 1)
+
n=1
n=2
n=3
“The Shell Game”
(n = 2)
+
n=1
n=2
n=3
“The Shell Game”
(n = 3)
+
n=1
n=2
n=3
L’ordine di riempimento degli
orbitali
• In ogni orbitale non vi possono essere più di
due elettroni.
• I due elettroni che occupano lo stesso
orbitale hanno spin opposto.
• Ogni elettrone va a occupare l’orbitale che ha
energia minore, tra quelli non completi già
con due elettroni.
• Nel completamento di orbitali isoenergetici,
gli elettroni occupano, con spin parallelo tra
loro, il maggior numero possibile di quelli
vuoti.
Ordine di riempimento degli orbitali
La configurazione elettronica
Magnetismo
W. Gilbert: la Terra è una
grande calamita sferica che
dà origine ad un campo
magnetico che circonda il
pianeta.
• Per misurare le proprietà
magnetiche di un campione
viene usata una bilancia
magnetica: il campione viene
prima
pesato
con
l ’ elettromagnete spento. Poi
viene acceso e si ripesa il
campione. Se la sostanza è
paramagnetica il campione
viene attratto dal campo
magnetico ed il suo peso
apparente aumenta.
Il paramagnetismo e gli elettroni spaiati
Diamagnetico = tutti gli spin
N S
elettronici “sono appaiati”,
=
il campo magnetico è cancellato
Paramagnetico = elettroni spaiati
S
N
N
=
Sostanze diamagnetiche
Possiedono elettroni accoppiati e
sono leggermente respinte da un
campo magnetico intenso: la
maggior parte
delle
sostanze
appartiene a questa categoria.
S
Sostanze paramagnetiche
Parecchi metalli e altri composti che
possiedono elettroni spaiati sono
attratti da un campo magnetico.
Sostanze ferromagnetiche (ad es. la magnetite Fe3O4)
presentano forti proprietà magnetiche e possono essere elementi, leghe, o
composti: in esse gli atomi contenenti elettroni dispari danno luogo ad
allineamenti locali formando domini magnetici
Riassumendo:
1. Sono possibili al massimo 2 elettroni per orbitale.
2. Gli elettroni andranno ad occupare orbitali disponibili a più
bassa energia = “Principio Aufbau” (costruzione ideale di
atomi).
3. Due elettroni non possono avere gli stessi numeri quantici:
“Principio di esclusione di Pauli”.
l=0
1
2
3
ml = 0
n=1
2
3
4
5
6
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Regola di Hund
Px
Py
Pz
Px
X
Py
Pz
4. Quando si riempie un sottoguscio, gli elettroni
riempiono dapprima gli orbitali vuoti, poi quando non
sono più disponibili orbitali si appaiano
La disposizione più stabile di elettroni è
quella che possiede il massimo numero di
elettroni spaiati.
La configurazione elettronica
All’estrema destra del Sistema, vi è il blocco degli orbitali p. In questo
blocco abbiamo gli elementi nei quali l’ultimo elettrone è disposto in un
orbitale p. I due blocchi, s e p, formano otto colonne, chiamate gruppi
principali. Nel Sistema periodico abbiamo perciò otto gruppi principali.
Al centro del Sistema periodico, c’è il blocco degli orbitali d. Gli
elementi che appartengono a questo blocco sono chiamati
elementi di transizione. Più in basso, in marrone, troviamo il
blocco degli orbitali f,
Tavola Periodica
• Nel Sistema periodico ci sono 7 periodi, 8 gruppi, il blocco
degli elementi di transizione e il blocco degli orbitali f ;
• In ogni casella sono indicati il numero atomico, il simbolo
chimico e il peso atomico dell’elemento;
• Gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero
atomico;
• Gli orbitali sono disposti in ordine crescente di energia;
• In corrispondenza di ogni valore del numero quantico
principale si trovano gli orbitali s e p che hanno quel valore
di n.
Configurazione elettronica esterna
Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione
elettronica esterna.
Le proprietà chimiche degli elementi non dipendono dal numero totale
degli elettroni, ma dalla configurazione elettronica esterna.
Le proprietà chimiche degli elementi dello stesso gruppo, aventi la stessa
configurazione elettronica esterna, sono simili.
I gas inerti e l’ottetto
Gli elementi dell’ottavo gruppo hanno proprietà chimiche e
fisiche che differiscono nettamente da quelle di tutti gli altri.
Elio (He), neon (Ne), argon (Ar), cripto (Kr), xenon (Xe) e
radon (Rn) si trovano comunemente allo stato aeriforme,
sono molto stabili, hanno scarsissima reattività chimica, con
gran difficoltà formano composti e si trovano, perciò, sempre
allo stato atomico. Proprio per la loro scarsissima reattività
questi elementi sono stati chiamati gas inerti o gas nobili
La configurazione elettronica esterna dei gas nobili è s2p6. I gas inerti
hanno otto elettroni negli orbitali s e p più esterni. La configurazione
elettronica esterna s2p6 si chiama ottetto.
Un elemento chimico, nel corso delle reazioni in cui è coinvolto, tende a
raggiungere la configurazione elettronica esterna s2p6, cioè l’ottetto, che
è la configurazione stabile a bassa energia.
Volumi atomici
Volume atomico e raggio atomico
aumentano scendendo nel gruppo e
diminuiscono andando verso destra
nel periodo.
Cationi ed anioni
• Un atomo che ha ceduto uno o più
elettroni è uno ione positivo o catione.
• Un atomo che ha acquistato uno o più
elettroni è uno ione negativo o anione.
Cationi ed anioni
Ogni atomo è elettricamente neutro, perché contiene lo
stesso numero di cariche positive e negative. Se un
atomo cede uno o più elettroni, la carica positiva del
nucleo non è più neutralizzata e ci sono cariche positive
in eccesso; se acquista uno o più elettroni le cariche in
eccesso sono quelle negative. Il risultato è che l’atomo
si è trasformato in una specie chimica diversa, detta
ione, con una o più cariche elettriche positive o negative.
Aumenta
Aumenta
Energia di I° ionizzazione
Trend generale per le energie di
prima ionizzazione
Energia richiesta per rimuovere un elettrone da un
atomo gassoso isolato.
Na  Na+ + e-
Mg(g)  Mg+(g) + eMg+(g)  Mg2+(g) + e-
EI1 = 738 kJ/mol
EI2 = 1451 kJ/mol
EI1 = Energia di prima ionizzazione, sempre positiva o endotermica
poichè l’energia deve essere ceduta per rimuovere un elettrone.
EI2 = Energia di seconda ionizzazione, sempre maggiore di quella di
prima ionizzazione.
Si chiama energia di ionizzazione di un elemento l’energia necessaria
per sottrarre a un suo atomo l’elettrone più esterno.
E’ l’energia associata con l’acquisto di un
elettrone da parte di un atomo gassoso isolato
Un
valore
di
affinità elettronica
PIU’ NEGATIVO
significa
che
l’atomo ha una
maggior
affinità
per
l’elettrone.
Maggiore
sarà
l’energia rilasciata,
più stabile risulterà
l’anione.
Cl + e-  Cl- (+ / – E)
Affinità elettronica
Affinità elettronica
Le affinità elettroniche diventano
più grandi (più negative) lungo un
periodo a causa dell’aumento
dell’effetto della carica nucleare
Aumenta l’affinità
per l’elettrone
EA diventa più
negativa
Aumenta l’affinità per l’elettrone
EA diventa più negativa
I cationi perdono densità
elettronica e sono più
piccoli dell’atomo da cui
derivano
Aumentano le
repulsioni elettroneelettrone e gli anioni
sono più grandi
dell’atomo da cui
derivano
Cationi
Anioni
Capacità di un atomo in una molecola di attrarre elettroni di un altro
atomo, impegnato in un legame comune; in molecole con atomi
diversi, gli elettroni di legame tendono perciò a creare una situazione
asimmetrica sbilanciata verso l'atomo più elettronegativo.
Movimento degli elettroni di legame
Maggiore affinità
elettronica
Legame polare tra
gli atomi A e B
(A), se i due atomi hanno
lo stesso volume, le forze
si bilanciano e gli elettroni
si distribuiscono alla
stessa distanza dai due
nuclei. (B), se invece i due
atomi hanno volume
diverso, gli elettroni di
legame si spostano verso
l’atomo più piccolo. (C),
l’elettronegatività degli
elementi aumenta nel
periodo e diminuisce nel
gruppo.
Alta elettronegatività = Alta attrazione per l’elettrone
= Alta carica nucleare effettiva
Gli atomi con elevate elettronegatività hanno anche alte
energie di ionizzazione ed elevate affinità per l’elettrone
L’elettronegatività diminuisce nel gruppo e aumenta nel periodo.
Si definisce elettronegatività di un elemento la tendenza che ha un
atomo dell’elemento ad attirare verso di sé gli elettroni di legame