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GLI ELEMENTI CHIMICI In natura esistono 92 tipi di atomi diversi con un diverso numero atomico, da 1 a 92. Ciascun elemento possiede proprietà fisiche.

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1 GLI ELEMENTI CHIMICI In natura esistono 92 tipi di atomi diversi con un diverso numero atomico, da 1 a 92. Ciascun elemento possiede proprietà fisiche e chimiche diverse. Oltre che per il numero atomico Z, le varie specie di atomi differiscono anche per la massa atomica A. La serie degli elementi naturali inizia con latomo dellidrogeno con un protone e un elettrone che è il più leggero; finisce con luranio che possiede 92 protoni e elettroni e 146 neutroni. Cambiando il numero atomico gli atomi sono diversi e cioè hanno proprietà chimiche e fisiche diverse. 8 O F Au Hg viviamo respirando ossigeno moriremmo respirando fluoro solido a contatto con la pelle non procura danni liquido pericolosissimo Gli elementi chimici si indicano con un simbolo, costituito da una e/o due lettere (la prima sempre maiuscola) derivate dal latino.

2 7 PERIODI 18 GRUPPI Lantanidi Attinidi ll numero del periodo corrisponde al numero quantico principale del guscio più esterno occupato La tavola periodica degli elementi è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi chimici sulla base del loro numero atomico Z e del numero di elettroni presenti nell'orbitale atomico più energetico.elementi chimicinumero atomicoelettroniorbitale atomico E stata ideata dal chimico russo Dimitrij Ivanovic Mendeleev nel 1869 inizialmente contava numerosi spazi vuoti. Il numero del gruppo corrisponde al numero totale di elettroni del guscio più esterno occupato

3 LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Fe 26 Ferro 55, numero atomico nome massa atomica relativa metallo non metallo semi metallo simbolo chimico 35 Br 80 Hg 7N7N 8O8O 9F9F 10 Ne 2 He 17 Cl 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn solido gas liquidi artificiali 94 Pu 3134 punto di ebollizione (°C) punto di fusione (°C) densità (kg/m 3 ) configurazione elettronica

4 Mettendo in colonna gli atomi con la stessa configurazione elettronica esterna salta fuori proprio la tavola periodica degli elementi che Mendeleev aveva costruito, il secolo precedente, basandosi SUL COMPORTAMENTO CHIMICO ! orbitali s orbitali p orbitali d orbitali f

5 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ELEMENTO Si intende la disposizione degli elettroni sui suoi orbitali Ogni orbitale viene rappresentato con un quadratino allinterno del quale vanno inseriti gli elettroni. A ciascun orbitale viene associata una sigla composta da un numero, che rappresenta il numero quantico principale (n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) e da una lettera, numero quantico secondario (s, p, d, f). Gli elettroni di un atomo sono definiti da 4 numeri quantici, 3 dei quali (n, l, m l ) definiscono lorbitale. Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento ci sono 3 regole da seguire IL PRINCIPIO DELLA COSTRUZIONE PROGRESSIVA o di AUFBAU Si occupano prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia più elevata. Lordine di riempimento si può ricordare seguendo la regola della diagonale IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI In un atomo non possono esistere 2 elettroni aventi gli stessi valori dei 4 numeri quantici. Un orbitale può contenere al massimo 2 elettroni purché di spin opposto REGOLA DI HUND o della MASSIMA MOLTEPLICITA Quando si devono riempire gli orbitali aventi la stessa energia si colloca un elettrone su ciascun orbitale e poi si completano gli orbitali semipieni erratocorretto

6 SUCCESSIONE ENERGETICA DEGLI ORBITALI 5 6 6a E 1s 1 2 2s 2p 3 3d 4d 4p 3s 3p 4 4s 4f 5p 5s 5d 5f 6p Lenergia di ogni orbitale è sempre diversa da un altro Tra il livello 3 ed il livello 4 vi è una sovrapposizione dei livelli energetici Tra il livello 3 ed il livello 4 vi è una sovrapposizione dei livelli energetici Gli elettroni si sistemeranno sempre al livello energetico più basso se non è occupato Gli elettroni si sistemeranno sempre al livello energetico più basso se non è occupato Nel riempimento elettronico si dovrà procedere cominciando dal livello più basso e procedere verso il successivo Nel riempimento elettronico si dovrà procedere cominciando dal livello più basso e procedere verso il successivo

7 QUANTI n PER 113 ELEMENTI ? 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 7 x 1 orbitali di tipo s 14 e - 6 x 3 orbitali di tipo p 36 e - 4 x 5 orbitali di tipo d 40 e - 2 x 7 orbitali di tipo f 28 e e - Gli orbitali fino a n = 7 sono sufficienti per contenere gli elettroni dei 113 elementi noti

8 IL RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

9 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ELEMENTO Si intende la disposizione degli elettroni sui suoi orbitali Ogni orbitale viene rappresentato con un quadratino allinterno del quale vanno inseriti gli elettroni. A ciascun orbitale viene associata una sigla composta da un numero, che rappresenta il numero quantico principale (n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) e da una lettera, numero quantico secondario (s, p, d, f). spdf 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) 5 (O) 6 (P) 7 (Q) 22 Ti titanio 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 2 4 s 2

10 Unultima considerazione da fare è che, quando un elemento ha un sottolivello d o f con tutti gli orbitali pieni (2 elettroni) ed uno semipieno (1 elettrone), cè il richiamo di un elettrone dallorbitale immediatamente superiore, per cui, per esempio, la configurazione elettronica del Rame (Cu 29) sarà: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 e non: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 Lo stesso avviene quando un sottolivello d o f ha tutti gli orbitali semipieni ed uno vuoto, per cui, per esempio, la configurazione elettronica del Cromo (Cr 24), sarà: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 e non: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 Esistono diciotto eccezioni comuni alle configurazioni elettroniche degli atomi nel livello energetico più basso, anche definito stato base. Si discostano dalla regola generale solo nella penultima e terzultima posizione degli elettroni. Cr (..., 3d 5, 4s 1 ); Cu (..., 3d 10, 4s 1 ); Nb (..., 4d 4, 5s 1 ); Mo (..., 4d 5, 5s 1 ); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) e Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).

11 LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ELEMENTO Deviazioni dal principio di Aufbau Alcuni elementi nel riempimento degli orbitali fanno eccezione. Cr e Mo appartengono al gruppo 6 (6B) Cu e Ag appartengono al gruppo 11 (1B) spdf 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) 5 (O) 6 (P) 7 (Q) 24 Cr cromo 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 29 Cu rame 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s Configurazioni elettroniche a sottolivelli semiriempiti (es. 4s 1 3d 5 ) o completamente riempiti (es. 4s 1 3d 10 ) abbassano lenergia dellatomo sono più stabili di configurazioni a orbitali semipieni

12 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA E GRUPPI Elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna Stessa configurazione esterna significa proprietà chimiche simili

13 CONFIGURAZIONE ELETTRONICA E GRUPPI Elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna Stessa configurazione esterna significa proprietà chimiche simili Osservando la tavola periodica, si può vedere una linea spezzata che separa due tipi di elementi: i metalli, che presentano delle caratteristiche particolari, e altri che non le presentano e per questo son chiamati non metalli. Vi sono degli elementi lungo la linea spezzata che presentano caratteristiche intermedie: i semimetalli

14 METALLI, NON METALLI e GAS NOBILI molecola monoatomica hanno molecola poliatomica hanno


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