Struttura elettronica e tavola periodica. Esperimento di Thomson Si ottenne il rapporto carica/massa. Con l’esperimento di Millikan venne determinato.

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1 Struttura elettronica e tavola periodica

2 Esperimento di Thomson Si ottenne il rapporto carica/massa. Con l’esperimento di Millikan venne determinato il valore della carica. elettrone

3 Esperimento di Rutherford Nucleo estremamente denso, carico positivamente e circondato da cariche negative. Raggio del nucleo 10 -13 cm

4 Esperimento di Rutherford

5 Primi modelli atomici

6 Onde elettromagnetiche La lunghezza d’onda ( ) è la distanza tra due massimi consecutivi 1 nm = 10 -9 m La frequenza ( ) è il numero di cicli d’onda nell’unità di tempo. La sua unità di misura è l’hertz (Hz = ciclo/s).  = c

7 E = h Spettro elettromagnetico E = hc/ dove h è la costante di Planck h = 6.626 x 10 -34 Js

8 E = hc/ L’energia è correlata alla lunghezza d’onda.

9 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.

10 Modello atomico di Bohr Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone forza centrifuga della rotazione dell’elettrone intorno al nucleo = momento angolare dell’elettrone multiplo intero della costante di Planck = Riproduce perfettamente lo spettro dell’atomo d’idrogeno... e basta.

11 Modello planetario forza centrifuga = forza di gravitazione tra sole e pianeta + nucleoorbitaelettrone - pianeta soleorbita

12 Modello di Bohr Un elettrone di massa m e si muove su un orbita circolare ad una distanza r dal nucleo. Se l’elettrone ha velocità v, m e vr 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 2  : m e vr = n (h/2  ) E= -k/n 2 E n = -R H /n 2

13 dove R H è la costante di Rydberg e n è detto numero quantico principale e può assumere solo valori interi. Normalmente, per l’atomo di idrogeno n=1 stato fondamentale n=2 stato eccitato n=3 stato eccitato

14 La luce ha proprietà corpuscolari (Einstein) Gli elettroni hanno proprietà ondulatorie (Davisson-Germer) De Broglie correla entrambi gli aspetti h (costante di Planck) = 6,626  10 -34 Js Postulato di De Broglie

15 Dualismo onda-materia ( Dualismo onda-materia (de Broglie) Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza : elettroniConseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo “onde stazionarie”

16 x pxpx Principio di indeterminazione di Heisenberg

17 Il principio d’indeterminazione di Heisenberg  x = incertezza sulla posizione  = incertezza sulla velocità h = 6,626. 10 -34 Js 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

18 Equazione di Schrödinger Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): è la funzione d’onda che descrive la particella.

19 L’equazione d’onda di Schrödinger L’elettrone ha un comportamento ondulatorio In forma compatta E’ un equazione differenziale

20 è una funzione d’onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

21 H è un modo di scrivere l’energia H = Ecinetica +Epotenziale ( 1/2mv 2 – e 2 /r )  funzione d’onda soluzione dell’equazione d’onda –Esistono infinite soluzioni E energia associata a  o più  (funzioni d’onda degeneri)  non ha significato fisico,  2 rappresenta la probabilità di trovare l’elettrone in una data regione nello spazio  descrive una regione nello spazio dove ha probabilità di esistere l’elettrone (orbitale)

22 L’atomo di idrogeno per n=1 22

23 m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + m (momento magnetico) = -, …, 0, …, + L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione,  (x), ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici),  n,,m (x). n (principale) = 1, 2, 3, … (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) Numeri quantici:

24 Significato fisico di n, l ed m l n è associato all’energia dell’orbitale (volume) l è associato alla forma dell’orbitale m l è associato all’orientazione nello spazio dell’orbitale

25 Il numero quantico principale n

26 Il numero quantico secondario l

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30 Il numero quantico m s Esperimento di Stern-Gerlach Atomi con numero dispari di elettroni m s = ± 1/2 m s = ± 1/2

31 Numero quantico di spin NS Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di “spin”, che può avere solo due valori, m s = + ½ e m s = - ½. Una particella carica, che ruota su stessa, genera un campo magnetico.

32 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

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34 Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, … = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½  n,,m (x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli)

35 n=1 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 1s n=2 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 2s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 2p n=3 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 3s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 3p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 3d

36 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,+37 orbitali 4f …. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d …

37 Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio. Orbitali atomici: s s (orbitale sferico) p p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d d (5 orbitali orientati nello spazio) ….. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

38 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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 …

39 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”

40 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 la carica nucleare efficace Z effVa considerata, sugli elettroni più esterni, la carica nucleare efficace Z eff lLa sequenza energetica degli orbitali dipende anche dal tipo di orbitale cioè da l 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 la carica nucleare efficace Z effVa considerata, sugli elettroni più esterni, la carica nucleare efficace Z eff lLa sequenza energetica degli orbitali dipende anche dal tipo di orbitale cioè da l

41 Sequenza energetica negli atomi polielettronici

42 Le configurazioni elettroniche Si ottengono applicando: principio di aufbau –Il principio di aufbau al diagramma delle energie Il riempimento del diagramma energetico avviene iniziando dal livello più basso 1s e via di seguito principio di Pauli –Il principio di Pauli In un orbitale possono esistere solo due elettroni e devono avere spin opposto regola di Hund –La regola di Hund A parità di energia gli elettroni si distribuiscono negli orbitali occupando il massimo volume

43 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.

44 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s5pE Ossigeno, ha 8 elettroni. 1s 2 2s 2 2p 4   

45 Spesso le configurazioni elettroniche sono abbreviate; iniziano col simbolo del gas nobile precedente.

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47 Proprietà periodiche Il raggio atomico è definito come la metà della distanza minima di avvicinamento tra gli atomi di una sostanza elementare.

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50 Gli ioni positivi sono più piccoli degli atomi dei metalli dai quali si formano. Raggi ionici (cationi)

51 Raggi ionici (anioni) Gli ioni negativi sono più grandi degli atomi dei metalli dai quali si formano.

52 Affinità elettronica di un atomo: A - (g)  A(g) + e - (g)  H ° = A Energia di ionizzazione di un atomo (o potenziale di ionizzazione): A(g)  A + (g) + e - (g)  H ° = I 1

53 Energie di ionizzazione (kJ/mole)

54 Affinità elettronica (kJ/mole)

55 Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre su di se gli elettroni di un legame. Elettronegatività Energia di ionizzazioneAffinitàelettronica+

56 L’ Elettronegatività È una misura empirica della tendenza di un atomo in una molecola ad attrarre gli elettroni di legame

57 Elettronegatività secondo Pauling Se nella molecola AB il legame fosse omopolare, l'energia di legame, E AB, dovrebbe risultare pari alla media delle energie di legame della molecola A 2 e della molecola B 2 : In realtà, sperimentalmente si osserva che E AB è quasi sempre maggiore della media delle energie di legame E A ed E B.

58 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.

59 ElettronegativitàH2,2 Na0,9 K0,8 Li1,0 Rb0,8 Cs0,8 Be1,6 Mg1,3 Ca1,0 Sr1,0 Ra0,9 Ba0,9 Sc1,4 Y1,1 Ac1,1 La1,1 Ti1,5 Zr1,3 Hf1,3 V1,6 Nb1,6 Ta1,5 Cr1,7 Mo2,2 W2,4 Mn1,6 Tc1,9 Re1,9 Fe1,8 Ru2,2 Os2,2 Co1,9 Rh2,3 Ir2,2 Ni1,9 Pd2,3 Pt2,3 Cu1,9 Ag1,9 Au2,5 Zn1,7 Cd1,7 Hg2,0 B2,0 Al1,5 Ga1,8 In1,8 Tl2,0 C2,6 Si1,8 Ge2,0 Sn2,0 Pb2,3 N3,0 P2,2 As2,2 Sb2,1 Bi2,0 O3,4 S2,6 Se2,6 Te2,1 Po2,0 F4,0 Cl3,2 Br3,0 I2,7 At2,2 Ne0 Ar0 KrKr00KrKr000 Xe0 Rn0 He0 Fr 0,7

60 Relazioni ponderali Un’equazione chimica letta in termini di moli anziché di molecole consente di passare da quantità microscopiche a quantità macroscopiche (espresse con ordine di grandezza che va dai grammi fino alle tonnellate)

61 Convenzioni La reazione può essere scritta utilizzando una freccia orizzontale ( ) oppure una doppia freccia ( ) a) se la reazione produce una trasformazione completa ed è irreversibile a) se la reazione avviene solo parzialmente ed è reversibile

62 Convenzioni Bisogna indicare con dei simboli lo stato fisico delle sostanze coinvolte nella reazione: (S) = solido(soln) = genericamente in soluzione (l) = liquido(aq) = in soluzione acquosa (g) = gassoso Si indicano in basso a destra della formula Es: C (s) + O 2(g) CO 2(g) Se tutte le sostanze, reagenti e prodotti, si trovano nella stessa fase si dice che la reazione è in fase omogenea, se si trovano in fasi diverse si dice che la reazione è in fase eterogenea

63 Convenzioni Se la reazione avviene in soluzione, spesso le sostanze possono essere presenti in forma ionica. Si usa scrivere allora solo gli ioni effettivamente coinvolti. Gli ioni che non partecipano alla reazione si dicono ioni spettatori e possono essere omessi.

64 Reazioni in forma ionica Na 2 CO 3(s) + CaCl 2(s) 2NaCl (s) + CaCO 3(s) In forma ionica: Na + + CO 3 2- + 2Cl - 2Na + + 2Cl - + CaCO 3(s) Eliminando gli ioni spettatori: CO 3 2- + Ca 2+ CaCO 3(s)

65 Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di sintesi: A + B AB Es: 2Cu + O 2 2CuO

66 Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di analisi: AB + calore A + B Es: CuCO 3 calore CuO + CO 2(g)

67 Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di precipitazione: A + B C (s) + D Una reazione è detta di precipitazione quando provoca la formazione di un composto insolubile. I reagenti sono considerati in soluzione acquosa e solubili. Es: Pb(NO 3 ) 2 + 2KI 2KNO 3 + PbI 2(s) giallo

68 Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di sostituzione o di scambio: AB + C AC + B AB + CD CB + AD Si ha una reazione di sostituzione (scambio semplice) quando un elemento ne sostituisce un altro in un composto liberandolo : AB + C AC + B Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 Si ha una reazione di doppio scambio quando due composti reagiscono fra loro scambiandosi reciprocamente un elemento : AB + CD CB + AD NaI + HCl NaCl + HI

69 Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di combustione: Combustibile + Comburente prodotti + calore Una reazione è detta di combustione quando un composto, detto combustibile, reagisce con l’ossigeno e sviluppa una sensibile quantità di calore oltre ai prodotti della combustione. CH 4 + 2O 2 CO 2(g) + 2H 2 O (g) + Calore Per innescare una reazione di combustione è necessaria una sufficiente temperatura di accensione.

70 Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di ossido – riduzione (redox): Una reazione di ossido – riduzione è una reazione in cui si verifica uno scambio di elettroni da una sostanza all’altra. 2Al (s) + 3CuCl 2(aq) 2AlCl 3(aq) + 3Cu

71 Preparazione dei principali composti inorganici OSSIDI Metallo + O 2 4Li (s) + O 2(g ) 2Li 2 O ANIDRIDI Non Metallo + O 2 S (s) + O 2(g) SO 2(g) 2N 2(g) + 5O 2(g) 2N 2 O 5(g) Calcinazione di sali  CaCO 3(s) CaO + CO 2  Pb(NO 3 ) 2 PbO + N 2 O 5  FeSO 3(s) FeO (s) + SO 2(g)

72 prof.ssa Guarino Rosa Preparazione dei principali composti inorganici IDROSSIDI 1.Metalli del 1° e 2° gruppo con H2O 2K + 2 H 2 O 2KOH + H 2 Ca + 2H 2 O Ca(OH) 2 + H 2

73 Preparazione dei principali composti inorganici IDROSSIDI Ossidi dei metalli del 1° e 2° gruppo + H 2 O Na 2 O + H 2 O 2NaOH CaO + H 2 O Ca(OH) 2

74 prof.ssa Guarino Rosa Preparazione dei principali composti inorganici IDROSSIDI 3.Sale solubile e idrossido per preparare dei metalli di transizione CrCl 3 +3NaOH Cr(OH) 3 + 3NaCl FeCl 3 + 3NaOH Fe(OH) 3 + 3NaCl

75 prof.ssa Guarino Rosa Preparazione dei principali composti inorganici ACIDI OSSIGENATI Anidridi (ossidi di non metalli) con H 2 O SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3 Cl 2 O + H 2 O 2HClO

76 prof.ssa Guarino Rosa Preparazione dei principali composti inorganici SALI 1.Idrossido + acido 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 2.Metallo + acido Mg + 2HNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + H 2 3.Ossido + acido CuO + H 2 SO4 CuSO4 + H 2 O 4.Ossido + anidride CaO + CO 2 CaCO 3

77 Preparazione dei principali composti inorganici SALI 5.Doppio scambio tra Sali AgNO 3 + NaI Ag I + NaNO 3 6.Idrossido + anidride Ba(OH) 2 + CO 2 BaCO 3 + H 2 O 7.Metallo + non metallo 2Al + 3Cl 2 2AlCl 3 8.Decomposizione 2KClO 3 2KCl + 3O 2 calore