Orbitali atomici

Il principio di AUFBAU Aufbau: a ogni elettrone di un atomo si assegna un orbitale e si costruisce la configurazione elettronica più stabile (a più bassa energia). Si devono seguire alcune regole: Un orbitale può contenere al massimo 2 elettroni, purchè abbiano spin opposti (s = ± ½) gli elettroni devono essere inseriti negli orbitali secondo un ordine di energia crescente degli orbitali tutti gli orbitali della stessa energia devono essere riempiti prima di passare al riempimento degli orbitali ad energia maggiore. quando si aggiungono elettroni in orbitali della stessa energia, prima di accoppiare due elettroni in uno stesso orbitale, s’inserisce un elettrone in ciascun orbitale, mantenendo gli spin paralleli (regola di Hund) Non possono esistere in un atomo due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali (principio di esclusione di Pauli)

Configurazione elettronica degli elementi con numero atomico da 1 a 18 Il numero di elettroni Consentiti per ciascun livello energetico principale è uguale a 2n2 dove n è il numero quantico principale n=1 2 elettroni n=2 8 elettroni n=3 18 elettroni

Atomi polielettronici - effetto schermante In un atomo polielettronico ogni elettrone è sottoposto all’azione attrattiva del nucleo e a quella repulsiva degli altri elettroni Tale effetto si traduce in un effetto schermante tra nucleo ed elettrone considerato; è come se gli altri elettroni diminuissero l’azione attrattiva della carica nucleare e quindi come se l’elettrone considerato sentisse una carica nucleare inferiore a quella reale

Proprietà magnetiche degli atomi Se l’atomo ha elettroni spaiati con spin paralleli, possiede un momento magnetico permanente proporzionale al numero di elettroni spaiati. L’atomo viene attratto verso un campo magnetico applicato dall’esterno. Tali atomi si dicono paramagnetici (H, N, Na, O, Cr…) Se l’atomo ha tutti gli elettroni accoppiati con spin paralleli, ha un comportamento opposto: non genera di per sé un campo magnetico, ma la presenza di un campo magnetico esterno induce un campo magnetico indotto che si oppone a quello esterno. Tali atomi si dicono diamagnetici (He, Be…) e sono quindi respinti da un campo magnetico applicato.

Livelli energetici Passando da un elemento a quello successivo, l’aggiunta di un protone al nucleo e di un elettrone periferico altera il campo elettrico preesistente e fa variare, per ciascun elettrone, l’energia potenziale che compare nell’equazione di Schrodinger: al variare del numero atomico variano tutte le funzioni d’onda che descrivono gli elettroni dell’atomo e i relativi valori di energia Ciascun atomo polielettronico possiede una propria scala di livelli energetici determinata non solo dalla sua carica nucleare e dal numero di elettroni ma anche dal modo in cui gli elettroni sono distribuiti nei vari orbitali

La sequenza delle energie crescenti degli orbitali non è di facile individuazione, dal momento che l’energia di uno stesso orbitale varia al variare del numero atomico dell’elemento.

Le proprietà periodiche e gli elementi chimici La Tavola periodica Le proprietà periodiche e gli elementi chimici

Tavola periodica di Mendeleev

Mendeleev: Padre della Tavola Come lavorò… Mise gli elementi in righe seguendo la massa atomica crescente. Mise gli elementi in colonna in funzione di come reagivano. Problemi… Lasciò delle caselle vuote dicendo che esistevano elementi non scoperti. (Aveva ragione!) Interruppe la sequenza di masse crescenti per mantenere elementi con uguale reattività nella stessa colonna.

La forma attuale della tavola periodica H Na K Li Rb Fr Cs Be Mg Ca Sr Ra Ba Sc Y Ac La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At He Ar Kr Ne Xe Ce Th Pr Pa Nd U Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Lr periodo gruppo Le righe orizzontali corrispondono ai periodi Le colonne verticali corrispondono ai gruppi

La forma attuale della tavola periodica Ora gli elementi sono messi in righe aumentando il NUMERO ATOMICO Z !! 1-18 nuova nomenclatura IUPAC - 1985 I gruppi originariamente contenevano elementi con lo stesso comportamento chimico ora contengono atomi con uguale configurazione elettronica esterna e quindi stesso comportamento chimico

orbitali s orbitali p orbitali d orbitali f H Na K Li Rb Fr Cs Be Mg Ca Sr Ra Ba Sc Y Ac La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At He Ar Kr Ne Xe Ce Th Pr Pa Nd U Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Lr orbitali d orbitali f

BLOCCO s: elementi dei primi due gruppi del sistema periodico; gli elettroni riempiono gli orbitali s BLOCCO p: elementi a destra della tavola periodica; gli elettroni riempiono gli orbitali p BLOCCO d: elementi di transizione della zona centrale della tavola periodica; gli elettroni riempiono gli orbitali d BLOCCO f: elementi di transizione interna formato da due serie di 14 elementi elencati a parte nella tavola periodica e dalle proprietà molto simili.

Gruppi… la Tavola periodica è utile!! Gli elementi nello stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili!! (Mendeleev aveva questo scopo.) Perchè?? Hanno lo stesso numero di elettroni nell’ultimo livello energetico. Formeranno lo stesso numero di ioni.

Le proprietà chimico fisiche degli elementi sono determinate dal numero di elettroni nell’ultimo livello enegetico!

Famiglie sulla Tavola Periodica Famiglie possono essere una colonna, o più colonne messe insieme. Famiglie prendono dei nomi oltre dei numeri.

La tavola periodica degli elementi 7 file orizzontali (periodi) e 18 colonne verticali (gruppi) Gruppo 1, con esclusione dell’H (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): metalli alcalini Gruppo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): metalli alcalino-terrosi Gruppo 16 (O, S, Se, Te, Po): calcogeni Gruppo 17 (F,Cl, Br, I, At): alogeni Gruppo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn): gas nobili (o rari)

Le famiglie di elementi ELEMENTI RAPPRESENTATIVI: gruppi A, con i sottolivelli s e p del livello esterno incompleti, cosiddetti perché le loro proprietà sono rappresentative di quelle di tutti gli altri elementi. ELEMENTI DI TRANSIZIONE: gruppi B, tutti metalli con i sottolivelli d incompleti. ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNA: Lantanoidi e Attinoidi, differiscono solo per la configurazione interna dei sottolivelli 4f e 5f rispettivamente.

I metalli sono caratterizzati da: basse energie di ionizzazione affinità elettroniche piccole o positive bassa elettronegatività Come risultato tendono a perdere gli elettroni di valenza formando cationi: Na+ Ca2+ Al3+ I non-metalli sono caratterizzati da: elevate energie di ionizzazione affinità elettroniche negative e grandi elevata elettronegatività Come risultato tendono ad acquistare elettroni formando anioni monoatomici ed ossanioni: Cl- Br- S2- NO3- SO42- ClO4-

Sono esclusivamente metallici/non-metallici solo i gruppi all’estrema sinistra/destra della tavola periodica. I A metalli alcalini II A metalli alcalino-terrosi (VI A O, S, Se; Te, Po) VII A alogeni I gruppi IIIA-VA presentano elementi non-metallici all’inizio e metallici alla fine.

Idrogeno L’idrogeno appartiene ad una propria famiglia. Elemento più diffuso nell’universo L’ idrogeno è diatomico ed è molto reattivo. Forma composti con tutti gli elementi della tavola periodica

Metalli Alcalini 1° colonna della tavola periodica (1° Gruppo) escluso l’idrogeno. Metalli molto reattivi, sempre combinati con elementi in natura (come sali). Abbastanza morbidi da essere tagliati con un coltello

Metalli alcalino terrosi Seconda colonna nella tavola periodica. (2° Gruppo) Metalli reattivi, sono sempre combinati con non metalli in natura. Molti di questi elementi sono importanti minerali nutrienti (come Mg e Ca)

Metalli di Transizione Elementi dei gruppi 3-12 (IIIB-IIB) Meno reattivi dei metalli dei primi gruppi Includono metalli usati in gioielleria e costruzione. Alcuni sono essenziali negli organismi viventi

Famiglia del Boro Elementi del gruppo 13° o IIIA Le caratteristiche metalliche aumentano dal Boro al Tallio Alluminio è un metallo poco denso

Famiglia del Carbonio Elementi del gruppo 14° o IVA Contiene elementi importanti per la vita e i computer. Il carbonio è la base di una branca della chimica. Silicio e Germanio sono importanti semiconduttori. Lo stagno e il piombo dei sono metalli. Il piombo ha una elevata densità

Famiglia dell’azoto Elementi del gruppo 15° o VA Azoto costituisce i ¾ dell’atmosfera. Azoto e fosforo sono entrambi parte della chimica della vita. La maggior parte dell’azoto è per lo più indisponibile per le molecole biologiche.

Famiglia dell’Ossigeno Elementi del gruppo 16° o VI A Ossigeno è necessario per la respirazione. Molti composti della vita, contengono zolfo (rosso d’uovo, cipolle, i capelli ecc.)

Alogeni Elementi del 17° gruppo o VII A Molto reattivi, volatili, diatomici, non metalli Sempre combinati con altri elementi in natura. Usati come disinfettanti e per rafforzare lo smalto dei denti.

I Gas Nobili Elementi del 18° gruppo o VIII A NON sono reattivi, gas monoatomici Utlizzati nel luci al “neon” Hanno un livello energetico di valenza pieno.

Configurazione elettronica e periodicità Gli elementi che appartengono allo stesso gruppo nella tavola periodica hanno la stessa configurazione elettronica esterna A questa periodicità fa riscontro una periodicità nelle proprietà fisiche e chimiche dei vari elementi (gli elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà simili) Quindi le proprietà degli elementi chimici dipendono dagli elettroni più esterni (detti elettroni di valenza) e da quanto questi sono legati al nucleo

In orizzontale (lungo un periodo) Spostandosi lungo un periodo, da sinistra verso destra, il numero atomico Z e quindi la carica nucleare aumenta costantemente L’effetto schermante degli elettroni aggiunti nello stesso guscio è scarso e quindi la carica nucleare effettiva cresce regolarmente spostandosi lungo un periodo

In verticale (lungo il gruppo) Spostandosi lungo un gruppo, dall’alto verso il basso, aumenta costantemente il numero quantico principale, n. La configurazione elettronica di valenza rimane la stessa, ogni volta sostenuta da uno strato completo in più attorno al nucleo Gli elettroni interni, di energia minore e più vicini al nucleo, schermano gli elettroni di valenza, che si trovano via via sempre più lontani dal nucleo all’aumentare di n Scendendo lungo un gruppo gli atomi si espandono ma la carica nucleare effettiva che agisce sugli elettroni di valenza resta pressochè costante

Il numero quantico principale cresce scendendo lungo un gruppo Proprietà periodiche La carica nucleare effettiva cresce da sinistra a destra lungo un periodo Gli elettroni di valenza sono legati in modo sempre più stretto (l’energia degli orbitali diminuisce progressivamente) L’elettrone più esterno diventa sempre più difficile da asportare Gli atomi vanno incontro ad una contrazione Il numero quantico principale cresce scendendo lungo un gruppo La carica nucleare effettiva non varia apprezzabilmente Gli elettroni di valenza sono sempre più lontani dal nucleo, quindi diventano via via più facilmente asportabili Gli atomi vanno incontro ad una espansione

Proprietà fisiche e chimiche Alcune proprietà degli elementi mostrano variazioni graduali procedendo attraverso un periodo o gruppo Conoscere queste tendenze permette di comprendere le proprietà chimiche  Affinità elettronica  Energia di ionizzazione  Elettronegatività  Raggio atomico  Stato fisico, colore

Affinità elettronica Aumenta dal basso in alto in un gruppo X + e- X- (anione) + Eea (E emessa) Affinità elettronica: l’ammontare di energia assorbita, quando un elettrone è acquistato da un atomo neutro isolato in fase gassosa per formare uno ione gassoso con una carica −1. La maggior parte degli elementi ha affinità elettronica negativa. Questo significa che non necessitano di energia per acquistare un elettrone; al contrario, la rilasciano. Gli atomi che propendono maggiormente all’acquisto di elettroni hanno un’affinità più negativa. Aumenta dal basso in alto in un gruppo da sinistra a destra in un periodo.

L' Energia di ionizzazione (E.I.) L’energia di ionizzazione (Ei) di un atomo rappresenta l’energia necessaria per allontanare a distanza infinita dal nucleo l’elettrone legato ad esso più debolmente. Si formerà uno ione positivo: X + Ei X+ (catione) + e- (elettrone) L’energia di II ionizzazione (Eii) è l’energia necessaria a strappare un secondo elettrone. Eii > Ei Aumenta dal basso in alto in un gruppo da sinistra a destra in un periodo.

Andamento dell’energia di prima ionizzazione

Elettronegatività L’elettronegatività è la capacità degli atomi di attrarre elettroni di legame. Questa proprietà permette di definire il tipo di legame che l’elemento forma con un altro elemento. Aumenta dal basso in alto in un gruppo da sinistra a destra in un periodo.

Perché gli atomi presentano quest’andamento regolare nella variazione di queste proprietà? Perchè l’andamento assume proprio quella direzione? Perché gli atomi tendono ad acquisire o perdere elettroni per raggiungere configurazioni elettroniche stabili cioè con livelli energetici pieni!

Raggio atomico Le dimensioni di un atomo è determinata dalla distanza degli elettroni dal nucleo. Questa grandezza viene stimata assumendo che il raggio di un atomo sia uguale alla metà della distanza tra I due nuclei adiacenti in un solido. Gli atomi diventano sempre più grandi scendendo lungo le colonne della tavola periodica. Gli atomi diventano sempre più piccoli muovendosi da sinistra a destra lungo le righe della tavola periodica

Metalli e non metalli Proprietà Metalli Non Metalli Energia di ionizzazione Bassa Alta Elettronegatività Bassa Alta Ioni Positivi Negativi Deformabilità malleabili e duttili Fragili Conducibilità termica ed elettrica Buona Scarsa Stato fisico a condizione ambiente Solidi Gassosi ecc. Mercurio liquido ecc. Bromo liquido

La variazione di alcune proprietà Elettronegatività Energia di ionizzazione Proprietà metalliche Raggio Atomico Raggio Atomico Proprietà metalliche Energia di ionizzazione Elettronegatività

Tavola periodica lato esterno

Tavola periodica lato interno