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4 | 0Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La nascita della teoria dei quanti (Cap.4) Energie di.

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1 4 | 0Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La nascita della teoria dei quanti (Cap.4) Energie di prima ionizzazione e periodicità Lo spettro elettromagnetico Spettri di righe degli atomi Dualismo onda-corpuscolo Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno Quantizzazione Transizioni elettroniche

2 4 | 1Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il grafico delle energie di prima ionizzazione (I 1 ) in funzione del numero atomico mostra la natura periodica delle proprietà degli elementi Energie di prima ionizzazione

3 4 | 2Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Andamento dell’energia di prima ionizzazione nella tavola periodica

4 4 | 3Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Z

5 4 | 4Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Logaritmi delle tre energie di ionizzazione del litio in funzione del numero di elettroni allontanati (n). Il grafico suggerisce che gli elettroni dell’atomo di litio son disposti in due gusci: uno interno con due elettroni e l’altro esterno con un elettrone.

6 4 | 5Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Logaritmi delle quattro energie di ionizzazione del berillio in funzione del numero di elettroni allontanati (n). Il grafico suggerisce che gli elettroni dell’atomo di berillio son disposti in due gusci: uno interno con due elettroni e l’altro esterno con due elettroni.

7 4 | 6Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Logaritmi delle dieci energie di ionizzazione dell’atomo di neon in funzione del numero di elettroni allontanati (n). Il grafico suggerisce che gli elettroni dell’atomo di neon son disposti in due gusci: uno interno con due elettroni e l’altro esterno con otto elettroni.

8 4 | 7Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Logaritmi delle undici energie di ionizzazione dell’atomo di sodio in funzione del numero di elettroni allontanati (n). Il grafico suggerisce che la struttura elettronica dell’atomo di sodio sia un nocciolo tipo neon, con un elettrone esterno legato in modo relativamente debole.

9 4 | 8Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Logaritmi delle 19 energie di ionizzazione dell’atomo di potassio in funzione del numero di elettroni allontanati (n). Il grafico suggerisce che la struttura elettronica dell’atomo di potassio sia un nocciolo tipo argon, con un elettrone esterno legato in modo relativamente debole (4 gusci con ( ) elettroni

10 4 | 9Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Li (3 e - ) Na (11 e - ) K (19 e - )

11 4 | 10Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Gli atomi possono essere rappresentati indicando il loro nucleo interno di tipo gas nobile e i loro elettroni esterni. Gli elettroni dei gusci più esterni sono chiamati elettroni di valenza; questi elettroni sono coinvolti nel legame chimico e sono importanti per determinare le proprietà chimiche degli elementi. Il numero di elettroni di valenza cresce da uno a otto andando dal metallo alcalino al gas nobile lungo una riga del sistema periodico. Le formule di Lewis con elettroni a puntini introdotte nel 1916, indicano solo gli elettroni di valenza.

12 4 | 11Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © : James Clerk Maxwell Teoria elettromagnetica della radiazione La radiazione elettromagnetica

13 4 | 12Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Regioni dello spettro elettromagnetico

14 4 | 13Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Sequenza dei colori nello spettro visibile: rosso-arancio-giallo-verde-blu-indaco-violetto Regioni dello spettro elettromagnetico

15 4 | 14Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Lunghezza d’onda, λ= distanza tra due massimi o due minimi successivi (m) Frequenza, = numero di onde complete che passano in un dato punto in un secondo (s -1 ) c = λ

16 4 | 15Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Radiazione laser

17 4 | 16Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Lo spettro della luce bianca, per esempio la luce che il Sole emette e che colpisce la Terra, o la luce emessa da un oggetto molto caldo consiste in uno spettro di radiazioni continuo, è uno spettro continuo, e ciò significa che la radiazione è emessa a tutte le lunghezze d’onda della regione. Al contrario la luce emessa da atomi eccitati è caratterizzata dala presnza di poche especifiche lunghezze d’onda. Spettri di emissione di righe degli atomi

18 4 | 17Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Se esaminiamo con un prisma la radiazione emessa da una sostanza chimica posta in una fiamma o da un gas attraverso cui si fa passare una scarica elettrica (es. lampade al Na usate per l’illuminazione stradale o lampade a H 2 gassoso), troviamo che la radiazione emessa non è continua ma consiste di righe separate. La radiazione è emessa solo a certe (discrete) lunghezze d’onda. Si ottiene uno spettro di righe che è caratteristico della sostanza usata. Spettri di emissione di righe degli atomi

19 4 | 18Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Se il campione consiste di atomi singoli, lo spettro si definisce spettro atomico di emissione. Spettro atomico di emissione (spettro di righe) dell’idrogeno Spettri di emissione di righe degli atomi

20 4 | 19Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © : Johann Balmer Grafico di 1/λ in funzione di 1/n 2 per le righe dellatomo di idrogeno della spettro visibile Johannes Rydberg: equazione empirica per le lunghezze d’onda delle righe dello spettro visibile dell’idrogeno, nota come equazione di Rydberg-Balmer.

21 4 | 20Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Colore della riganλosservata (nm)λ calcolata (nm) Rosso3653,3656,3 Verde4486,1486,2 Blu5434,0434,1 Indaco6410,2 violetto7397,0 Righe della regione visibile dello spettro di assorbimento dell’idrogeno: confronto tra le lunghezze d’onda osservate sperimentalmente e quelle calcolate

22 4 | 21Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Lo spettro atomico di emissione (spettro di righe) associato ad un elemento serve da impronta digitale dell’elemento stesso.

23 4 | 22Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Max Planck: studio della radiazione del corpo nero Alla fine del XIX secolo gli scienziati cercarono di spiegare la relazione tra l’intensità e la lunghezza d’onda della radiazione emessa da un corpo incandescente. Quantizzazione: Planck, Einstein, energia e fotoni

24 4 | 23Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Max Planck: studio della radiazione del corpo nero La fisica classica prevedeva che l’intensità della radiazione aumentasse progressivamente al diminuire della lunghezza d’onda invece di raggiungere un massimo e poi diminuire, come osservato sperimentalmente. Nel 1900 il fisico tedesco Max Planck ipotizzò che fossero gli atomi (detti oscillatori) dell’oggetto incandescente a originare, vibrando, la radiazione elettromagnetica. Egli propose che ciascun oscillatore avesse una frequenza fondamentale di oscillazione e che la radiazione fosse emessa in pacchetti discreti chiamati quanti; l’energia associata a un quanto di radiazione è proporzionale alla frequenza della radiazione emessa in accordo con l’equazione: E = h Equazione di Planck

25 4 | 24Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Max Planck: studio della radiazione del corpo nero Assumiamo che in un corpo incandescente ci deve essere una distribuzione di vibrazioni di atomi: alcuni vibrano a frequenza maggiore, altri a frequenza minore, ma la maggior parte ha una frequenza intermedia. I pochi atomi con vibrazione ad alta frequenza sono responsabili di una parte della luce, così come quelli con vibrazione a bassa frequenza. La maggior parte della luce deve provenire dalla maggioranza degli atomi che hanno frequenza di vibrazione intermedia. Uno spettro di luce è emesso con un massimo di intensità ad una certa lunghezza d’onda, come verificato sperimentalmente.

26 4 | 25Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Einstein e l’effetto fotoelettrico Apparecchio usato per studiare l’effetto fotoelettrico. La luce di una certa frequenza arriva su una superficie di metallo pulita, espellendo elettroni che sono attratti verso l’elettrodo positivo. Il numero di elettroni emessi è registrato da un rivelatore-misuratore. Albert Einstein utilizzò le idee di Planck nella sua spiegazione dell’effetto fotoelettrico, e così facendo cambiò la descrizione della radiazione elettromagnetica.

27 4 | 26Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Einstein e l’effetto fotoelettrico Nell’effetto fotoelettrico quando una superficie metallica è esposta a radiazione ultravioletta di frequenza, vengono emessi elettroni dalla superficie, ma solo se la frequenza della luce è sufficientemente elevata. Se viene utilizzata una luce a frequenza troppo bassa non vengono emessi elettroni, indipendentemente dall’intensità della luce. A frequenze maggiori della frequenza soglia l’energia cinetica E c degli elettroni emessi è direttamente proporzionale alla frequenza della radiazione. Un aumento dell’intensità della radiazione aumenta il numero degli elettroni emessi, ma non influenza la loro energia.

28 4 | 27Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La frequenza al di sotto della quale non sono emessi elettroni è chiamata frequenza di soglia, ed è caratteristica del metallo; per il sodio metallico questa frequenza è uguale a 5,51 x Hz Einstein e l’effetto fotoelettrico

29 4 | 28Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Albert Einstein interpretò i risultati sperimentali combinando l’equazione di Planck con una nuova idea: la luce ha proprietà corpuscolari (proprietà tipiche delle particelle). Queste «particelle» prive di massa, chiamate fotoni, sono pacchetti di energia. L’energia di ogni fotone è proporzionale alla frequenza della radiazione, come indicato dalla legge di Planck (E = h ). Nell’effetto fotoelettrico, i fotoni che colpiscono la superficie di un metallo causeranno l’emissione di elettroni solo se hanno energia sufficiente. Più alto è il numero di fotoni con energia sufficiente che colpisce la superficie del metallo, maggiore sarà il numero di elettroni emessi. Poiché l’intensità della radiazione è proporzionale al numero di fotoni nel fascio, il numero di elettroni emessi è proporzionale all’intensità della radiazione, in accordo con le oservazioni sperimentali. Einstein e l’effetto fotoelettrico

30 4 | 29Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 A ogni fotone è associata un’energia espressa da E = h · dove E = energia di un fotone di luce h = 6,626 · J · s (costante di Planck) = frequenza della radiazione elettromagnetica Ricordando che = c/, la stessa relazione si può scrivere anche: E = h · c/

31 4 | 30Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 L‘energia minima necessaria per emettere l’elettrone e - : E = h 0 ( 0 = frequenza soglia) L’energia in eccesso rispetto a quella necessaria per emettere l’elettrone è data da: E = h - h 0 Questa energia in eccesso è l’energia cinetica dell’elettrone emesso: E c = 0 ( < 0 ) E c = h - h 0 ( > 0 ) Einstein e l’effetto fotoelettrico

32 4 | 31Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 L’idea della quantizzazione dell’energia, ossia che l’energia esiste in piccoli pacchetti discreti, fu il primo passo nello sviluppo della teoria dei quanti. Planck che per primo riconobbe questo nel 1900, è considerato il padre della teoria dei quanti. Tutti i fenomeni che avvengono a livello atomico e molecolare, sono ben descritti dalla teoria dei quanti, compresi gli spettri atomici.

33 4 | 32Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 De Broglie e il dualismo onda-particella Nel 1924 Louis De Broglie ipotizzò che la doppia natura ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà universale della materia. Egli propose che ad un elettrone di massa m, che si muove alla velocità v fosse associata un’onda di lunghezza d’onda data dall’equazione: = h / p = h / (m · v) Questa era un’idea rivoluzionaria perchè metteva in relazione le proprietà corpuscolari dell’elettrone (massa e velocità) con una proprietà ondulatoria (lunghezza d’onda).

34 4 | 33Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 De Broglie e il dualismo onda-particella L’equazione di De Broglie suggerisce che a ciascuna particella in movimento è associata un’onda. Perchè sia misurabile però il prodotto di m per v deve essere molto piccolo. E’ possibile osservare proprietà ondulatorie soltanto per particelle di massa estremamente piccola, come i protoni, gli elettroni, i neutroni. L’ipotesi di De Broglie fu verificata dal lavoro di G. P. Thomson (1926) e C. Davisson (1927) che scoprirono indipendentemente il fenomeno della diffrazione degli elettroni.

35 4 | 34Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 De Broglie e il dualismo onda-particella La diffrazione è una proprietà intrinseca delle onde. Quando un fascio di raggi X è diretto su un foglio sottile di una sostanza cristallina, il fascio è disperso in una maniera definita, caratteristica della sostanza cristallina. Questo fenomeno, noto come diffrazione di raggi X, avviene perché la lunghezza delle distanze interatomiche nel cristallo è confrontabile con la lunghezza d’onda dei raggi X. E’ noto dalla fisica che una figura di diffrazione può essere ottenuta solo se i raggi X si comportano come onde. Tuttavia un fascio di elettroni produce una figura simile, chiamata figura di diffrazione elettronica.

36 4 | 35Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 De Broglie e il dualismo onda-particella Bombardando un foglio di alluminio con raggi X e con elettroni si ottengono figure di diffrazione caratteristiche a) Figura di diffrazione dei raggi X b) Figura di diffrazione degli elettroni La somiglianza delle figure indica che gli elettroni possono comportarsi come i raggi X e presentano proprietà ondulatorie

37 4 | 36Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 De Broglie e il dualismo onda-particella La visione contemporanea della natura è che la radiazione elettromagnetica e la materia possono presentare proprietà sia ondulatorie che particellari, a seconda dell’esperimento. La radiazione elettromagnetica appare ondulatoria quando si eseguono esperimenti di diffrazione, ma appare di tipo particellare quando si studiano gli effetti fotoelettrici. Gli elettroni sembrano particelle quando sono studiati in un apparecchio come quello che J. J. Thomson usò per scoprirli, ma sembrano comportarsi come onde quando sono diretti su un bersaglio adatto, in quanto danno origine ad una figura di diffrazione. Il dualismo onda-particella sembra essere una proprietà inerente della materia, che si manifesta ogni volta che la massa delle particelle è molto piccola, come si verifica per gli elettroni e per gli atomi.

38 4 | 37Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno Attraverso i suoi studi Bohr spiegò perché soltanto certe radiazioni possono interagire con gli atomi e quale relazione intercorre tra radiazione luminosa e struttura atomica. Bohr perfezionò il modello di Rutherford e riuscì a spiegare la stabilità degli atomi e l’emissione degli spettri a righe.

39 4 | 38Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Nel 1913 Niels Bohr formulò una descrizione dell’atomo di idrogeno che spiegava bene lo spettro atomico osservato. 1) Un postulato chiave della teoria di Bohr è che l’elettrone dell’atomo di idrogeno può trovarsi sono in alcune determinate orbite circolari intorno al nucleo. 2) Le orbite saranno stabili solo se lungo la circonferenza dell’orbita entrerà un numero intero n di lunghezze d’onda complete. Per un’orbita di raggio r la circonferenza è 2  r, quindi abbiamo la condizione quantica: 2  r = nλ Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

40 4 | 39Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © ) Usando questa condizione, e il bilancio delle forze tra l’elettrone orbitante e il protone, Bohr mostrò che l’elettrone in queste orbite può avere solo determinati valori di energia E n. L’energia è quantizzata. I valori di E n corrispondono ai livelli energetici permessi dell’elettrone nell’atomo di idrogeno. 4) per passare da un’orbita a un’altra a livello energetico più elevato, l’elettrone assorbe energia; 5) per passare da un’orbita a un’altra a contenuto energetico minore, l’elettrone emette un fotone di appropriata frequenza; l’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia delle due orbite Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

41 4 | 40Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

42 4 | 41Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate. Quantizzazione dei raggi delle orbite dell’atomo di idrogeno. Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

43 4 | 42Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il numero quantico principale n indica il livello energetico associato a ogni orbita. Nella teoria dei quanti gli stati energetici sono chiamati stati stazionari. Lo stato stazionario a più bassa energia è detto stato fondamentale. I livelli a energia superiore dello stato fondamentale si chiamano stati eccitati. Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

44 4 | 43Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 A ogni salto di orbita si ha una transizione energetica, ovvero emissione di energia sotto forma di fotone. Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

45 4 | 44Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Ogni transizione dell’elettrone da uno stato eccitato a un livello energetico inferiore è caratterizzata da una riga nello spettro di emissione. La spaziatura tra livelli successivi diventa più stretta man mano che il valore di n aumenta. Nella figura sono riportate transizioni da stati ad energia più alta a stati ad energia più bassa per l’atomo di idrogeno. Ciascuna transizione è accompagnata dall’emissione di un fotone. Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

46 4 | 45Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

47 4 | 46Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno

48 4 | 47Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La teoria di Bohr e gli spettri degli atomi eccitati Possiamo ricavare una formula generale per la lunghezza d’onda associata alla transizione da uno stato eccitato iniziale arbitrario n i a uno stato finale arbitrario n f, dove l’energia dello stato iniziale è maggiore di quella dello stato finale.

49 4 | 48Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La teoria di Bohr e gli spettri degli atomi eccitati

50 4 | 49Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La teoria di Bohr e gli spettri degli atomi eccitati Serie di Balmer. Le frecce rappresentano le transizioni che danno origine alle righe nella regione visibile dello spettro e sono evidenziate con i colori corrispondenti alla lunghezza d’onda delle righe spettrali.

51 4 | 50Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La teoria di Bohr e gli spettri degli atomi eccitati Gli spettri di emissione atomici possono essere usati per identificare gli elementi; questo principio si applica nei saggi alla fiamma, che vengono utilizzati per identificare i metalli alcalini presenti in un campione. Li (cremisi) Na (giallo) K (violetto) Rb(rosso) Cs (blu)

52 4 | 51Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Spettri di assorbimento Lo spettro di assorbimento si genera facendo passare la luce bianca (luce che contiene tutti i colori dello spettro) attraverso un campione e poi attraverso un prisma o un reticolo. Lo spettro di assorbimento appare in forma di bande scure alle frequenze dove la luce è assorbita, su uno sfondo colorato.

53 4 | 52Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Spettri di assorbimento Un atomo di idrogeno nel suo stato elettronico fondamentale (n = 1) può assorbire radiazione elettromagnetica. Quando ciò avviene l’elettrone è promosso ad uno stato eccitato (n > 1).

54 4 | 53Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Spettri di assorbimento Le transizioni più forti negli spettri di emissione e di assorbimento del sodio sono a 589,0 nm e 589,6 nm nella regione nel giallo dello spettro visibile.

55 4 | 54Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Spettri di assorbimento Due fotoni che incidono sull’atomo di idrogeno e le loro relative energie. Solo il fotone B può essere assorbito.

56 4 | 55Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La teoria quantistica e la struttura atomica (Cap. 5) La teoria quantistica I numeri quantici Lo spin elettronico Gli stati energetici dell’atomo Il principio di esclusione di Pauli Le configurazioni elettroniche La regola di Hund Stati eccitati Le configurazioni elettroniche e la periodicità Orbitali d e orbitali f Raggio atomico, Energia di ionizzazione e periodicità Affinità elettronica (Cap. 6) Concetto di elettronegatività (Cap. 7)

57 4 | 56Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il modello atomico di Bohr presentò presto tutti i suoi limiti: non era applicabile ad atomi con più di un elettrone e non spiegava gli spettri atomici in presenza di un campo magnetico. Per la struttura elettronica degli atomi era necessario un approccio completamente nuovo, che fu sviluppato indipendentemente dai fisici Werner Heisenberg ed Erwin Schrödinger nel La teoria quantistica

58 4 | 57Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La descrizione di Bohr di una ben definita orbita e momento dell’elettrone in un atomo di idrogeno erano incompatibili con un principio fondamentale noto come principio di indeterminazione di Heisenberg. Tale principio afferma che non è possibile conoscere simultaneamente con accuratezza la posizione e la quantità di moto di una particella come l’elettrone. Questo limite è legato alla misura stessa. La teoria quantistica

59 4 | 58Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Poiché le informazioni sul moto dell’elettrone possono essere solo di tipo probabilistico, con la meccanica quantistica il concetto di orbita di un elettrone è superato e inadeguato. Nel 1926 venne proposta l’equazione di Schrödinger, che è l’equazione fondamentale della teoria quantistica. Questa equazione è coerente sia con la natura ondulatoria delle particelle che con il principio di indeterminazione di Heisenberg. Inoltre essa predice le proprietà degli atomi multielettronici e delle molecole. La teoria quantistica

60 4 | 59Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La teoria quantistica (meccanica ondulatoria o quantistica) consente di stabilire le zone dello spazio attorno al nucleo di un atomo dove è massima la densità di carica elettrica negativa, cioè la probabilità di trovarvi l’elettrone. Tale conoscenza è resa possibile dall’equazione di Schrödinger, che rappresenta in tre dimensioni, l’onda stazionaria associata ad un elettrone; dalla risoluzione dell’equazione si ottengono funzioni (funzioni d’onda  ) che, rappresentate graficamente, consentono di conoscere la distribuzione della densità della carica elettrica nello spazio attorno al nucleo.

61 4 | 60Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Le funzioni d’onda sono associate a ogni stato energetico consentito e sono funzioni della posizione dell’elettrone,  (x,y,z). Le funzioni d’onda dell’elettrone nell’atomo di idrogeno, chiamate orbitali atomici, sono quantità tridimensionali e dipendono da tre numeri interi, detti numeri quantici (n, l e m). L’orbitale è la regione dello spazio in cui si ha la massima probabilità di trovare un elettrone con una certa energia. Il modello a orbitali

62 4 | 61Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Equazione di Schrödinger per l’atomo di idrogeno Risolvendo l’equazione di Schrödinger per l’atomo di idrogeno, troviamo che l’energia dell’elettrone è confinata ad una serie di valori discreti, che sono gli stessi previsti dalla teoria di Bohr (E n ): l’energia è quantizzata. La teoria di Bohr e la teoria quantistica differiscono nella descrizione della posizione dell’elettrone intorno al nucleo. Invece di limitare l’elettrone a certe orbite precisamente definite, l’equazione di Schrödinger fornisce una o più funzioni, chiamate funzioni d’onda associate a ogni stato energetico consentito. Le funzioni d’onda sono funzioni della posizione dell’elettrone:  =  (x,y,z) Il quadrato della funzione d’onda  2 (x,y,z) rappresenta la densità di probabilità, nel senso che  2  v è la probabilità che l’elettrone si trovi in un piccolo elemento di volume  v.

63 4 | 62Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il numero quantico principale n (n = 1, 2, 3…,7) determina l’energia dell’elettrone in un atomo di idrogeno Il numero quantico azimutale l (l = 0, 1,…, n-1) specifica la forma dell’orbitale valori di l orbitale: s p d f Il numero quantico magnetico m (m = -l, 0, +l) definisce l’orientazione spaziale di un orbitale Il modello a orbitali

64 4 | 63Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Per n = 1 l’energia assume il valore più basso consentito che corrisponde allo stato fondamentale per l’atomo di idrogeno. La funzione d’onda che descrive lo stato fondamentale dipende solo da r = distanza dell’elettrone dal protone e può essere scritta come  (r). Questa funzione d’onda è descritta anche come  1s.

65 4 | 64Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Densità di probabilità dell’orbitale 1s in funzione di r. Sebbene la probabilità di trovare l’elettrone vicino al nucleo sia massima, la curva non assume mai valore zero. La probabilità di trovare l’elettrone a una qualsiasi distanza dal nucleo non è mai nulla. orbitale 1s

66 4 | 65Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 La densità di probabilità dell’orbitale 1s dipende soltanto dalla grandezza di r e non dalla sua direzione nello spazio ed ha simmetria sferica. a)La densità della punteggiatura è proporzionale alla probabilità di trovare l’elettrone in quella regione. b)La sfera circoscrive un volume in cui la probabilità di trovare un elettrone è il 99%. orbitale 1s

67 4 | 66Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Relazione tra il diagramma di  2 1s in funzione di r e una rappresentazione per punti dell’orbitale 1s. Entrambe le rappresentazioni indicano la probabilità di trovare un elettrone decresce man mano che ci si allontana dal nucleo. Il raggio della sfera che racchiude il 99% della probabilità di trovare un elettrone in un orbitale 1s è ca. 200 pm. orbitale 1s

68 4 | 67Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Differenti rappresentazioni di un orbitale 1s

69 4 | 68Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 a)Rappresentazione a nuvola elettronica. b)Grafico di 4  r 2  2 in funzione della distanza r dell’elettrone dal nucleo. Questo grafico rappresenta la probabilità di trovare l’elettrone in un sottile guscio sferico ad una distanza r dal nucleo (grafico di densità superficiale o grafico di distribuzione radiale). Per l’orbitale 1s, 4  r 2  2 vale zero in corrispondenza del nucleo e raggiunge un valore massimo ad una distanza dal nucleo pari a 0,053 nm). c) Rappresentazione mediante una superficie di confine. Differenti rappresentazioni di un orbitale 1s

70 4 | 69Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Numero quantico angolare o azimutale, l Il numero quantico angolare l specifica la forma dell’orbitale. Orbitali con un diverso valore di l hanno diversa forma. Un risultato diretto della soluzione dell’equazione di Schrödinger è che l può assumere soltanto i valori 0, 1, 2, ……, n-1. Tutti gli orbitali s (l = 0) sono sfericamente simmetrici. Gli orbirtali p (l = 1) sono cilindricamente simmetrici rispetto al proprio asse e hanno una superficie nodale. Gli orbitali d (l = 2) hanno due superfici nodali.

71 4 | 70Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 orbitale 2s Relazione tra il diagramma di  2 2s in funzione di r e una rappresentazione per punti dell’orbitale 2s. Un orbitale 2s ha una superficie nodale (sferica) dove la densità dell’elettrone è nulla con raggio di ca. 100 pm. Il raggio della sfera che racchiude il 99% della probabilità di trovare un elettrone in un orbitale 2s è ca. 600 pm. Sezione del diagramma tridimensionale

72 4 | 71Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 orbitale 3s Relazione tra il diagramma di  2 3s in funzione di r e una rappresentazione per punti dell’orbitale 3s. Un orbitale 3s ha due superfici nodali (sferiche) dove la densità dell’elettrone è nulla. Il raggio della sfera che racchiude il 99% della probabilità di trovare un elettrone in un orbitale 3s è ca pm.

73 4 | 72Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 orbitale 2p a b a)ortitale 2p: rappresentazione della superficie che racchiude il 99% della probabilità di trovare un elettrone. Il piano xy che biseca l’orbitale 2p è una superficie nodale b)Rappresentazione mediante diagramma a punti della densità di probabilità di un elettrone 2p

74 4 | 73Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Numero quantico magnetico, m Il numero quantico magnetico m l determina l’orientazione spaziale dell’orbitale. Un risultato diretto della soluzione dell’equazione di Schrödinger è che m l può assumere soltanto i valori interi compresi tra l e – l.

75 4 | 74Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I tre orbitali 2p Hanno la stessa forma perché hanno lo stesso valore del numero quantico angolare (l = 1), ma una diversa orientazione spaziale perché hanno un diverso numero quantico magnetico. I tre orbitali p sono diretti lungo gli assi x, y e x, e sono indicati con p x, p y, p z. pzpz pxpx pypy

76 4 | 75Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I cinque orbitali 3d d xz d xy d yz

77 4 | 76Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I cinque orbitali 3d Ognuno dei cinque orbitali 5d ha due superfici nodali. Gli orbitali d sono importanti nella chimica dei metalli di transizione. Gli orbitali d xy, d yz, d xz, hanno tutti i lobi che bisecano gli assi da cui prendono il nome; le superfici nodali sono dirette lungo i piani perpendicolari a questi assi. L’orbitale d x 2 - y 2 ha quattro lobi situati sugli assi x ed y e due superfici nodali lungo i piani che intersecano questi assi. L’orbitale d z 2 ha una forma unica costituita da due lobi e un anello, definita da due superfici nodali coniche orientate lungo l’asse z. Il valore di l è uguale al numero di superfici nodali che passano attraverso il nucleo.

78 4 | 77Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Orbitali f Gli orbitali f hanno tutti l = 3; pertanto tre superfici nodali passano attraverso il nucleo dando luogo a otto regioni di densità elettronica.

79 4 | 78Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Spin intrinseco dell’elettrone Per spiegare alcuni sdoppiamenti delle linee spettrali degli spettri atomici (es. Na) il fisico tedesco Wolfang Pauli sostenne che questi sdoppiamenti potevano essere spiegati se l’elettrone esiste in due stati differenti. Uhlenbeck e Goudsmit identificarono questi due differenti stati in una proprietà chiamata spin intrinseco dell’elettrone, come se l’elettrone potesse ruotare attorno al proprio asse in una delle due direzioni, oraria e antioraria. Una carica in rotazione genera un campo magnetico, per cui gli elettroni agiscono come piccoli magneti orientandosi rispetto ad un campo magnetico esterno, in modo parallelo o antiparallelo. Lo spin intrinseco di un elettrone introduce un quarto numero quantico, chiamato numero quantico di spin, m s, che può assumere due soli valori + ½ e – ½.

80 4 | 79Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I simboli degli orbitali derivano dalla classificazione delle righe degli spettri di emissione degli elementi in quattro gruppi: sottile (s), principale (p), diffuso (d), fondamentale (f)

81 4 | 80Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I numeri quantici e gli orbitali: strati e sottostrati In atomi che posseggono due o più elettroni, due o più elettroni possono avere lo stesso valore di n. Si dice che tali elettroni si trovano nello stesso strato elettronico o livello elettronico. Gli elettroni in un certo strato possono essere raggruppati in sottostrati o sottolivelli. l. Ogni sottostrato è caratterizzato da un valore differente del numero quantico l. - n coincide con il numero di sottostrati nello strato in oggetto; -2l + 1 = numero degli orbitali nel sottostrato in oggetto = valori che può assumere m l ; -n 2 = numero degli orbitali in uno strato elettronico.

82 4 | 81Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I numeri quantici e gli orbitali: strati e sottostrati Primo strato elettronico, n = 1 Quando n = 1, l può essere solo = a 0. Esiste un solo sottostrato formato da un solo orbitale, l’orbitale 1s. Secondo strato elettronico, n = 2 Quando n = 2, l può avere due valori, 0 e 1. Sono presenti due sottostrati, il sottostrato 2s e il sottostrato 2p. Terzo strato elettronico, n = 3 Quando n = 3 l può assumere i valori 0, 1, 2. Sono possibili tre sottostrati, il sottostrato 3s (l = 0, un orbitale), il sottostrato 3p (l = 1, tre orbitali) e il sottostrato 3d (l = 2, cinque orbitali) Quarto sottostrato, n = 4, e successivi Nello strato con n = 4 ci sono quattro sottostrati, oltre agli orbitali 4s, 4p e 4d, c’è un sottostrato 4f per il quale l = 3. Gli orbitali f sono sette, perché sette sono i valori possibili per m l.

83 4 | 82Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012

84 4 | 83Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Energie degli orbitali atomici

85 4 | 84Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 a)Per l’atomo di idrogeno l’energia dipende esclusivamente dal numero quantico principale, per cui orbitali con lo stesso valore di n hanno la stessa energia. b)Per gli atomi multielettronici le energie degli orbitali dipendono sia dal numero quantico principale n che dal numero quantico angolare l. Orbitali con lo stesso valore di n ma diverso valore di l hanno energia differente. Al crescere di n, le energie degli orbitali aumentano e si avvicinano tra loro, pertanto le inversioni nell’ordine delle energie sono ancora più pronunciate ad alte energie. Energie degli orbitali atomici

86 4 | 85Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Energie degli orbitali atomici Dispositivo mnemonico per ricordare l’ordine delle energie degli orbitali di atomi neutri contenenti più di un elettrone.

87 4 | 86Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Principio di esclusione di Pauli Per correlare la struttura elettronica con la tavola periodica dobbiamo imparare come assegnare gli elettroni ai diversi orbitali. Principio di esclusione di Pauli: in un singolo atomo (o in una singola molecola costituita da più atomi) non possono coesistere due elettroni che abbiano i quattro numeri quantici uguali. In un orbitale possono essere presenti al massimo due elettroni con spin opposto o antiparallelo. ↑+½ ↓-½ Quando due elettroni occupano un orbitale si dice che essi hanno spin accoppiato. Un singolo elettrone in un orbitale possiede spin spaiato ed è definito elettrone spaiato.

88 4 | 87Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Il massimo numero di elettroni in uno strato è 2n 2

89 4 | 88Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Le configurazioni elettroniche degli atomi La disposizione degli elettroni negli orbitali atomici è chiamata configurazione elettronica dell’atomo. La configurazione elettronica si riferisce allo stato elettronico fondamentale ossia lo stato elettronico permesso a più bassa energia. La configurazione elettronica dello stato fondamentale è ottenuta con il riempimento degli orbitali atomici a più bassa energia in accordo con il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund.

90 4 | 89Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Per ogni insieme di orbitali della stessa energia, ovvero per qualsiasi sottostrato o sottoguscio, la configurazione elettronica dello stato fondamentale si ottiene ponendo gli elettroni in orbitali differenti con spin parallelo, ovvero la disposizione di elettroni più stabile è quella con il numero massimo di elettroni spaiati, tutti con la stessa direzione di spin. Regola di Hund

91 4 | 90Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Ogni orbitale è rappresentato da un quadratino ( ☐ ). Per mostrare gli elettroni si usano le frecce (↑, ↓) e per disegnare le frecce ci sono tre regole: 1. ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, purché di spin opposto (principio di esclusione di Pauli) 2.si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata (principio della costruzione progressiva o di Aufbau); 3.se ci sono orbitali della stessa energia, prima si colloca un elettrone su ciascun orbitale vuoto e poi si completano gli orbitali semipieni (regola di Hund). Configurazione elettronica dello stato fondamentale

92 4 | 91Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012

93 4 | 92Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Stati elettronici eccitati Lo stato elettronico fondamentale di un atomo è solo il più basso stato energetico atomico permesso. Quando un atomo assorbe radiazione elettromagnetica, un elettrone è promosso ad un orbitale a più alta energia e si dice che l’atomo è in uno stato eccitato.

94 4 | 93Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012

95 4 | 94Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Gli elettroni che occupano il guscio più esterno (guscio occupato da elettroni con il valore di n più alto) sono chiamati elettroni di valenza. Gli elementi della stesso gruppo della tavola periodica hanno una configurazione degli elettroni di valenza simile. Gli elementi che appartengono allo stesso periodo presentano gli elettroni di valenza allo stesso livello energetico. Gli elettroni di valenza determinano le proprietà chimiche di un elemento. Il numero quantico principale dell’orbitale più esterno coincide con il numero della riga della tavola periodica.

96 4 | 95Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Configurazione elettronica degli elementi In corrispondenza del calcio, Ca (Z = 20), l’orbitale 4s è completamente riempito. Gli orbitali successivi disponibili sono i cinque orbitali 3d. Nella prima serie dei metalli di transizione avviene il riempimento sequenziale dei 5 orbitali 3d (serie dei metalli di transizione 3d). Si osserva una irregolarità per Cr e Cu: un elettrone è stato preso dall’orbitale 4s per ottenere il semiriempimento (Cr) o un completo riempimento (Cu) dei 5 orbitali 3d. Dopo gli orbitali 3d i successivi orbitali disponibili son i 4p (serie dal Ga al Kr sotto le serie 2p (dal B al Ne) e 3p (da Al a Ar). Dopo gli orbitali 4p abbiamo gli orbitali 5s (Rb e Sr).

97 4 | 96Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Dopo i 5s seguono i 4d, che danno luogo alla serie dei metalli di transizione 4d (da Y a Cd) che presenta un maggior numero di irregolarità rispetto alla serie 3d. Segue la serie degli orbitali 5p (da In a Xe). Dopo i 5p ci sono gli orbitali 6s (Cs e Ba). Dopo i 6s inizia il riempimento dei 7 orbitali 4f. Gli elementi dal lantanio (La, Z = 57) all’itterbio (Yb, Z = 70) costituiscono la serie dei lantanidi che non presentano irregolarità nel riempimento degli orbitali 4f e che hanno proprietà chimiche simili in quanto differiscono solo per il numero di elettroni del sottoguscio 4f. La distanza media degli elettroni 4f (n = 4, l = 3) dal nucleo, è inferiore a quella degli elettroni 6s (n 6, l = 0) o 5p (n = 5, l = 1). La densità elettronica 4f è concentrata verso l’interno dell’atomo, pertanto gli elettroni 4f hanno scarso effetto sull’attività chimica che è determinata dagli elettroni esterni 6s e 5p (metalli di transizione interna).

98 4 | 97Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Dopo i 4f seguono gli orbitali 5d: serie dei metalli di transizione 5d da Lu (Z = 71) a Hg (Z = 80). Segue la serie degli elementi dal Tl (Z = 81) al radon (Rn, Z = 86) che corrispondono al riempimento degli orbitali 6p. Seguono gli orbitali 7s (Fr e Ra). Dopo i 7s inizia il riempimento degli orbitali 5f da attinio, Ac (Z = 89) a nobelio, No (Z = 102): serie degli attinidi. Tutti gli elementi di questa serie sono radioattivi. Gli elementi dopo l’uranio, U (Z = 92), chiamati elementi transuranici, non sono presenti in natura, ma sono stati generati da reazioni nucleari.

99 4 | 98Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Configurazione elettronica degli elementi di transizione

100 4 | 99Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Tavola periodica allargata che indica la sequenza di riempimento degli orbitali blocco s blocco d blocco p blocco f

101 4 | 100Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Le proprietà periodiche degli elementi Le proprietà degli elementi variano con regolarità lungo la tavola periodica in base alla variazione periodica della configurazione elettronica dello strato di valenza. Proprietà periodiche: raggio atomico energia di ionizzazione, affinità elettronica elettronegatività

102 4 | 101Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Raggio atomico Gli orbitali atomici non hanno un confine definito, tuttavia è possibile definire la dimensione di un atomo, affermando che il raggio atomico è pari all a metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento (raggio covalente). Questo approccio può essere usato solo se esistono composti molecolari dell’elemento. Per I metalli, i raggi atomici possono essere stimati misurando la distanza tra atomo e atomo in un cristallo dell’elemento.

103 4 | 102Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Raggi atomici degli elementi in funzione del numero atomico Raggio atomico

104 4 | 103Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Andamento dei raggi atomici nella tavola periodica Per gli elementi dei gruppi principali, il raggio atomico aumenta lungo un gruppo andando dall’alto verso il basso e diminuisce lungo un periodo andando da sinistra verso destra. Raggio atomico

105 4 | 104Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Raggio atomico

106 4 | 105Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 I fattori che influenzano il raggio atomico sono due: Le dimensioni di un atomo sono determinate dagli elettroni più esterni. Scendendo lungo il gruppo, gli elettroni più esterni occupano orbitali il cui numero quantico principale n aumenta e gli elettroni degli strati più esterni devono essere più distanti dal nucleo, mentre gli elettroni interni schermano la carica positiva del nucleo. Per gli elementi dei gruppi principali di un dato periodo, il cui numero quantico principale n è lo stesso, ma muovendosi da sinistra a destra lungo il periodo la carica nucleare effettiva Z* aumenta. Il risultato è che l’attrazione tra il nucleo e gli elettroni aumenta, ed il raggio atomico diminuisce. Z* = carica nucleare di cui risente effettivamente un particolare elettrone in un atomo polielettronico, a causa della presenza degli altri elettroni Raggio atomico

107 4 | 106Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Andamento dei raggi atomici negli elementi di transizione

108 4 | 107Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Energia di ionizzazione L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato in fase gassosa. A (g) + energia  A + (g) + e - L’energia di prima ionizzazione aumenta lungo un periodo da destra verso sinistra e diminuisce lungo un gruppo dall’alto verso il basso. Il raggio atomico aumenta man mano che si scende lungo un gruppo: più lontano è l’elettrone dal nucleo, minore è l’attrazione nucleare, più facilmente viene rimosso l’elettrone. La diminuzione delle dimensioni atomiche che si osserva spostandosi da sinistra a destra lungo il periodo a causa dell’aumento di carica nucleare, si riflette nel corrispondente aumento delle energie di prima ionizzazione.

109 4 | 108Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Andamento dell’energia di prima ionizzazione nella tavola periodica Energia di ionizzazione

110 4 | 109Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Energia di ionizzazione

111 4 | 110Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Affinità elettronica L’affinità elettronica EA è l’energia che si libera quando un atomo in fase gassosa acquista un elettrone. L’affinità elettronica, come l’energia di prima ionizzazione, aumenta lungo un periodo da sinistra verso destra e diminuisce lungo un gruppo dall’alto verso il basso. A (g) + e -  A - (g) + energia

112 4 | 111Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Affinità elettronica

113 4 | 112Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Elettronegatività L’elettronegatività di un elemento misura la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

114 4 | 113Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Elettronegatività

115 4 | 114Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012 Elettronegatività

116 4 | 115Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012

117 4 | 116Donald A. McQuarrie et al., CHIMICA GENERALE, 2/E, Zanichelli editore S.p.A. Copyright © 2012


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