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Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano! Per tutti gli orbitali,   e -r/n  a dove a = 53 pm, la funzione  2 che rappresenta la densità elettronica.

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1 Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano! Per tutti gli orbitali,   e -r/n  a dove a = 53 pm, la funzione  2 che rappresenta la densità elettronica diminuisce quindi esponenzialmente con la distanza dal nucleo

2 Probabilità radiale: consideriamo un guscio sferico di spessore dr piccolo con volume V = 4  r 2 dr Permette di valutare la distanza dal nucleo alla quale è piu’ probabile trovare un elettrone E’ il concetto che permette di visualizzare la “distanza” dell’elettrone dal nucleo Raggio più probabile dell’elettrone nell’orbitale 1s, a 0 = 53 pm

3 Probabilità radiale A parità di n, i diversi tipi di orbitali s,p,d,f hanno diverso potere di penetrare negli strati piu’ interni. Gli orbitali s sono infatti quelli piu’ vicini al nucleo rispetto ai p e ai d

4 Il segno degli orbitali

5 Numero quantico di spin m s =1/2, -1/2 E’ indipendente dagli altri numeri quantici Spin = ruotare intorno al proprio asse Anche il protone e il neutrone hanno associato un numero quantico di spin

6 Atomi polielettronici Solo per un sistema semplice come l’atomo di idrogeno è possibile trovare le soluzioni esatte della equazione di Schroedinger e quindi trovare le funzioni d’onda. Per gli atomi polielettronici vi sono piu’ elettroni che si respingono e interagiscono con un numero maggiore di protoni.

7 Atomi polielettronici Per un sistema piu’ complesso, quale per esempio l’atomo di elio, che contiene 2 elettroni, o qualsiasi altro atomo, noi possiamo solo avere delle soluzione approssimate, che corrispondono alle stesse funzioni trovate per l’atomo di idrogeno. Dunque i livelli energetici e gli orbitali s,p, d ed f, definiti per l’atomo di idrogeno, sono utilizzati anche per la descrizione della struttura elettronica di tutti gli atomi, anche i piu’ complessi

8 Atomi polielettronici Q uando ci sono diversi elettroni, la presenza di ciascuno influenza il moto degli altri, e lo stesso dicasi per le energie. Una conseguenza è che le energia degli orbitali di uno stesso livello n non sono tutti uguali ma dipendono anche da l, ovvero s è ad energia più bassa rispetto a p ed a d. L’energia di uno stesso orbitale in atomi differenti dipende dal numero atomico Z dell’atomo: all’aumentare del numero dei protoni, l’energia dell’orbitale diminuisce a causa dell’aumento della carica positiva del nucleo che attrae gli elettroni. Questa diminuzione varia a seconda del tipo di orbitale!

9 Riempimento degli orbitali Variazione di energia in funzione del numero atomico

10 Ordine di riempimento degli orbitali Negli atomi polielettronici E(n,l). Dipende anche da Z.

11 Configurazione elettronica dello stato fondamentale Come gli elettroni si distribuiscono fra i vari livelli energetici nel modo che corrisponde alla minima energia

12 Aufbau (costruzione) Il principio di minima energia Il principio di Pauli La regola di Hund

13 Il principio di minima energia Ogni elettrone deve occupare il livello e l’orbitale disponibile che ha la minima energia

14 Il principio di Pauli In un atomo non possono esistere due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali quindi Un orbitale puo’ contenere al massimo una coppia di elettroni con spin appaiati (o antiparalleli)

15 La regola di Hund Due o piu’ elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) assumendo lo stesso numero quantico di spin (disposizione a spin paralleli)

16 Configurazione elettronica 1s21s2 Strato (indicato dal numero quantico n) orbitale numero di elettroni nell’orbitale

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18 Proprietà periodiche Quale è il significato di periodicità? Quali sono ?

19 Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità

20 Costruiamo la tabella periodica

21 Configurazione elettronica esterna Gli elettroni che occupano il livello energetico, o strato, più esterno definiscono la configurazione elettronica esterna di ciascun elemento Es. Li[He] 2s 1

22 Tavola periodica Periodo = riga: contiene gli elementi con numero atomico (e quindi numero di elettroni crescente) da sinistra verso destra, fino a riempimento di uno strato caratterizzato da un certo numero quantico principale n (non vale per orbitali d e f)

23 Tavola periodica Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma n crescente dall’alto verso il basso

24 Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Sc [Ar]3d 1 4s 2 Fe [Ar]3d 6 4s 2 Ti [Ar]3d 2 4s 2 Co [Ar]3d 7 4s 2 V [Ar]3d 3 4s 2 Ni [Ar]3d 8 4s 2 Cr [Ar]3d 5 4s 1 Cu [Ar]3d 10 4s 1 Mn [Ar]3d 5 4s 2 Zn [Ar]3d 10 4s 2 quando è possibile una configurazione con semiriempimento/riempimento degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

25 Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Y[Kr]4d 1 5s 2 Ru [Kr]4d 7 5s 1 Zr [Kr]4d 2 5s 2 Rh [Kr]4d 8 5s 1 Nb[Kr]4d 4 5s 1 Pd [Kr]4d 10 Mo [Kr]4d 5 5s 1 Ag [Kr]4d 10 5s 1 Tc [Kr]4d 6 5s 1 Cd [Kr]4d 10 5s 2 Non è facile fare previsioni di struttura elettronica per gli elementi di transizione del quinto, sesto e settimo periodo. L’energia degli orbitali varia con Z, e qui questa variazione è apprezzabile.

26 Riempimento degli orbitali f La [Xe]5d 1 6s 2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 4f. Gli elementi corrispondenti sono detti lantanidi. Ac [Rn]6d 1 7s 2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 5f. Gli elementi corrispondenti sono detti attinidi.

27 Tavola periodica e proprietà periodiche

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29 Proprieta’ periodiche Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Le proprieta’ atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprieta’ periodiche degli elementi.

30 Energia di prima ionizzazione Energia minima necessaria per togliere un elettrone ad un atomo neutro isolato gassoso AA + + e -

31 Energia di prima ionizzazione E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, e quindi bisogna spendere energia. Lungo un periodo aumenta il numero di protoni nel nucleo e degli e - dello stesso strato: l’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo. L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo perche l’e - e’ sempre piu’ schermato dal nucleo. Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

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35 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 5s 2 5p 6 2s 1 3s 1 4s 1 5s 1 6s 1 n s 1  (n-1) s 2 (n-1) p 6 Configurazione elettronica del gas nobile precedente

36 Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre. 2s 2 2 p 1 3s 2 3 p 1 n s 2 n p 1  n s 2 2s 2 3s 2

37 Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre. 2s 2 2p 3 3s 2 3p 3 n s 2 n p 4  n s 2 n p 3 2s 2 2p 4 3s 2 3p 4

38 Energie di ionizzazione successive Le energie di seconda ionizzazione sono SEMPRE maggiori, perché la rimozione di un elettrone porta all’aumento dell’attrazione tra il nucleo e gli elettroni rimanenti A+A+ A 2+ + e - A 2+ A 3+ + e - Energia di seconda ionizzazione Energia di terza ionizzazione


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