Dai numeri quantici alla Tavola periodica Lezioni 11-13 Claudio Pettinari Chimica Generale ed Inorganica 2017-2018

I numeri quantici Le dimensioni,la forma e l’orientazione nello spazio dei vari orbitali sono specificate da tre tipi di numeri, chiamati numeri quantici. Il numero quantico principale, n (valori interi positivi compresi tra 1 e 7) è un indice delle dimensioni e dell’energia dell’orbitale. Il numero quantico angolare (simbolo l) può assumere tutti i valori interi compresi tra 0 e (n – 1). Per esempio, se n = 4, l può assumere 4 valori: 0, 1, 2 e 3. Il numero quantico angolare indica la forma dell’orbitale. Il numero quantico magnetico (simbolo m) indica le diverse possibilità di orientazione degli orbitali nello spazio. Il numero quantico magnetico può assumere tutti i valori interi compresi tra –l e +l. Il numero quantico di spin (simbolo ms) è una caratteristica dell’elettrone che si riferisce al campo magnetico prodotto dalla rotazione intorno al proprio asse. Il numero quantico di spin può assumere solo i valori +1/2 e -1/2 secondo il senso di rotazione con cui l’elettrone ruota.

Numeri quantici

Numeri quantici En = - costante / n2 Descrivono completamente la posizione e l’energia dell’elettrone (parte della funzione d’onda ) Il numero quantico principale n (enne) riguarda la quantizzazione della energia totale Etot (corrisponde cioè ai livelli di energia indicati nello schema energetico del modello) e può assumere i valori n=1,2,3…. En = - costante / n2

Numeri quantici Il numero quantico secondario o azimutale (orbitale) l (elle) è relativo al momento angolare (corrisponde perciò ad una grandezza vettoriale) e può assumere valori condizionati dal valore di n:    l = 0,1,2,....(n-1) l indica come si muove l'elettrone; è "come se" esso compisse dei percorsi orbitali ellissoidali. Per l=0 è "come se" l'elettrone compisse un movimento oscillatorio "attraverso" il nucleo. l = 0 l =1 l = 2

Numeri quantici Il numero quantico secondario (orbitale o azimutale): l = 0, 1, 2, 3……n-1 descrive perciò il tipo di orbitale o la forma dell’orbitale. l = 0 orbitale s l = 1 orbitale p l = 2 orbitale d l = 3 orbitale f E’ uguale al numero di nodi angolari

Numeri quantici Il numero quantico magnetico m (emme) è relativo alla quantizzazione "spaziale" del momento angolare, che può assumere solo certe orientazioni rispetto ad una definita direzione; la direzione viene definita solo in presenza di un campo elettrico o magnetico che orienti il vettore. I valori possibili rappresentano le proiezioni del vettore momento angolare lungo la direzione del campo magnetico e possono essere soltanto: m= -l, -l+1, ...-1, 0, 1, ...l-1, l per l = 2, le possibilità sono cinque, con orientazioni corrispondenti a m = -2, -1, 0, +1, +2.

Numeri quantici Gli elettroni hanno (indipendentemente dal loro movimento attorno al nucleo) un momento angolare (e quindi anche magnetico) diverso da zero: il momento angolare di spin: l'elettrone ruota anche su se stesso (come la terra nella sua rotazione attorno al suo asse); la rotazione può avvenire in due sensi rispetto ad una direzione prefissata, cioè rispetto ad un campo magnetico. Anche questo momento è quantizzato ms= ± 1/2 S N ms

Numeri quantici Le dimensioni,la forma e l’orientazione nello spazio dei vari orbitali sono specificate da tre tipi di numeri, chiamati numeri quantici.

Numeri quantici e orbitali simbolo: 1 1s   2 2s 2pz 2px -1 2py 3 3s 3pz 3px 3py 3dz2 3dxz 3dyz 3dxy -2 3dx2-y2 4 4s 4pz Numeri quantici e orbitali

La probabilità radiale

La probabilità radiale

Orbitali Atomici "s" Gli orbitali che hanno l = 0 si chiamano orbitali s Gli orbitali si trovano in gusci tridimensionali piuttosto che in orbite tridimensionali. Tuttavia, il raggio di Bohr per n = 1 è corretto.

Orbitali Atomici "p" Gli orbitali che hanno l = 1 si chiamano orbitali p. Gli orbitali “p” possono esistere solo nel secondo guscio e in quelli successivi (n = 2, 3, ...)

3px 3py 3pz 2px 2py 2pz + n = 1 n = 2 n = 3

Orbitali Atomici "d" Gli orbitali “d” si hanno solo per n = 3, 4, 5… Gli orbitali d sono caratterizzati dal numero quantico angolare l = 2. Per ogni valore di n maggiore di 2 si hanno 5 orbitali d. Gli orbitali d con lo stesso valore di n hanno la stessa energia.

Orbitali Atomici "f" Gli orbitali caratterizzati dal numero quantico angolare l = 3 si chiamano orbitali f

Orbitali possibili

Gusci e sottogusci Gli elettroni che occupano orbitali con lo stesso valore di numero quantico principale n si dice che sono nello stesso guscio elettronico. Gli orbitali di un dato guscio possono essere classificati in sottogusci, ciascuno dei quali è caratterizzato da un differente valore del numero quantico angolare l e da una forma caratteristica.

Gli elettroni negli orbitali Gli elettroni sono presenti a partire dagli orbitali che hanno energia minore, cioè da quelli che hanno un più basso valore del numero quantico principale n.

Principio di esclusione di Pauli Due elettroni in un atomo non possono essere descritti dalla stessa sequenza dei quattro numeri quantici (n, l, ml, ms) Gli “orbitali” non costituiscono letteralmente delle cose o delle scatole nelle quali si mettono gli elettroni. I termini “orbitale” e “funzione” d’onda sono sinonimi. Nessun orbitale atomico può contenere più di due elettroni n=1, l=0, ml=0, ms=–1/2 1 s n=1, l=0, ml=0, ms=+1/2

In un unico orbitale non vi possono essere più di due elettroni e, se ve ne sono due, essi devono avere numero di spin opposto.

L’energia degli orbitali L’energia degli orbitali aumenta all’aumentare dei valori di n e di l. A parità di forma, e quindi di l, l’energia aumenta con n. A parità di n l’energia aumenta secondo l’ordine s, p, d, f. A parità di n e di l gli orbitali sono isoenergetici.

“The Shell Game” (n = 1) “The Shell Game” (n = 2) + n = 1 n = 2 n = 3

“The Shell Game” (n = 3) + n = 1 n = 2 n = 3

L’ordine di riempimento degli orbitali In ogni orbitale non vi possono essere più di due elettroni. I due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposto. Ogni elettrone va a occupare l’orbitale che ha energia minore, tra quelli non completi già con due elettroni. Nel completamento di orbitali isoenergetici, gli elettroni occupano, con spin parallelo tra loro, il maggior numero possibile di quelli vuoti.

Ordine di riempimento degli orbitali

Configurazione Elettronica Riassumendo: Configurazione Elettronica 1. Sono possibili al massimo 2 elettroni per orbitale. 2. Gli elettroni andranno ad occupare orbitali disponibili a più bassa energia = “Principio Aufbau” (costruzione ideale di atomi). 3. Due elettroni non possono avere gli stessi numeri quantici: “Principio di esclusione di Pauli”. l = 0 1 2 3 ml = 0 n = 1 -1 0 +1 2 -2 -1 0 +1 +2 3 4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 5 6

Regola di Hund X   Px Py Pz 4. Quando si riempie un sottoguscio, gli elettroni riempiono dapprima gli orbitali vuoti, poi quando non sono più disponibili orbitali si appaiano La disposizione più stabile di elettroni è quella che possiede il massimo numero di elettroni spaiati.

La configurazione elettronica

La configurazione elettronica

All’estrema destra del Sistema, vi è il blocco degli orbitali p All’estrema destra del Sistema, vi è il blocco degli orbitali p. In questo blocco abbiamo gli elementi nei quali l’ultimo elettrone è disposto in un orbitale p. I due blocchi, s e p, formano otto colonne, chiamate gruppi principali. Nel Sistema periodico abbiamo perciò otto gruppi principali. Al centro del Sistema periodico, c’è il blocco degli orbitali d. Gli elementi che appartengono a questo blocco sono chiamati elementi di transizione. Più in basso, in marrone, troviamo il blocco degli orbitali f,

Tavola Periodica • Nel Sistema periodico ci sono 7 periodi, 8 gruppi, il blocco degli elementi di transizione e il blocco degli orbitali f ; • In ogni casella sono indicati il numero atomico, il simbolo chimico e il peso atomico dell’elemento; • Gli elementi sono disposti in ordine crescente di numero atomico; • Gli orbitali sono disposti in ordine crescente di energia; • In corrispondenza di ogni valore del numero quantico principale si trovano gli orbitali s e p che hanno quel valore di n.

Configurazione elettronica esterna Gli elementi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna. Le proprietà chimiche degli elementi non dipendono dal numero totale degli elettroni, ma dalla configurazione elettronica esterna. Le proprietà chimiche degli elementi dello stesso gruppo, aventi la stessa configurazione elettronica esterna, sono simili.

I gas inerti e l’ottetto Gli elementi dell’ottavo gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche che differiscono nettamente da quelle di tutti gli altri. Elio (He), neon (Ne), argon (Ar), cripto (Kr), xenon (Xe) e radon (Rn) si trovano comunemente allo stato aeriforme, sono molto stabili, hanno scarsissima reattività chimica, con gran difficoltà formano composti e si trovano, perciò, sempre allo stato atomico. Proprio per la loro scarsissima reattività questi elementi sono stati chiamati gas inerti o gas nobili La configurazione elettronica esterna dei gas nobili è s2p6. I gas inerti hanno otto elettroni negli orbitali s e p più esterni. La configurazione elettronica esterna s2p6 si chiama ottetto. Un elemento chimico, nel corso delle reazioni in cui è coinvolto, tende a raggiungere la configurazione elettronica esterna s2p6, cioè l’ottetto, che è la configurazione stabile a bassa energia.

Volumi atomici Volume atomico e raggio atomico aumentano scendendo nel gruppo e diminuiscono andando verso destra nel periodo.

Schermatura

Trend generale per le energie di prima ionizzazione Energia di ionizzazione Aumenta Aumenta Energia di I° ionizzazione Trend generale per le energie di prima ionizzazione

Energia di ionizzazione Energia richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo gassoso isolato. Na  Na+ + e- Mg(g)  Mg+(g) + e- EI1 = 738 kJ/mol Mg+(g)  Mg2+(g) + e- EI2 = 1451 kJ/mol EI1 = Energia di prima ionizzazione, sempre positiva o endotermica poichè l’energia deve essere ceduta per rimuovere un elettrone. EI2 = Energia di seconda ionizzazione, sempre maggiore di quella di prima ionizzazione.

Energia di ionizzazione Si chiama energia di ionizzazione di un elemento l’energia necessaria per sottrarre a un suo atomo l’elettrone più esterno.

Affinità Elettronica E’ l’energia associata con l’acquisto di un elettrone da parte di un atomo gassoso isolato Cl + e-  Cl- (+ / – E) Un valore di affinità elettronica PIU’ NEGATIVO significa che l’atomo ha una maggior affinità per l’elettrone. Maggiore sarà l’energia rilasciata, più stabile risulterà l’anione.

Affinità elettronica Aumenta l’affinità per l’elettrone EA diventa più negativa Aumenta l’affinità per l’elettrone EA diventa più negativa Affinità elettronica Le affinità elettroniche diventano più grandi (più negative) lungo un periodo a causa dell’aumento dell’effetto della carica nucleare

Raggi atomici

Cationi ed anioni Un atomo che ha ceduto uno o più elettroni è uno ione positivo o catione. Un atomo che ha acquistato uno o più elettroni è uno ione negativo o anione.

Cationi ed anioni Ogni atomo è elettricamente neutro, perché contiene lo stesso numero di cariche positive e negative. Se un atomo cede uno o più elettroni, la carica positiva del nucleo non è più neutralizzata e ci sono cariche positive in eccesso; se acquista uno o più elettroni le cariche in eccesso sono quelle negative. Il risultato è che l’atomo si è trasformato in una specie chimica diversa, detta ione, con una o più cariche elettriche positive o negative.

Raggio ionico I cationi perdono densità elettronica e sono più piccoli dell’atomo da cui derivano Aumentano le repulsioni elettrone-elettrone e gli anioni sono più grandi dell’atomo da cui derivano

Raggio ionico Cationi Anioni

La somma dei raggi atomici di due atomi in un composto ci fornisce una buona stima della distanza tra di due atomi nelle molecole in cui quel legame è presente

Magnetismo W. Gilbert: la Terra è una grande calamita sferica che dà origine ad un campo magnetico che circonda il pianeta. Per misurare le proprietà magnetiche di un campione viene usata una bilancia magnetica: il campione viene prima pesato con l’elettromagnete spento. Poi viene acceso e si ripesa il campione. Se la sostanza è paramagnetica il campione viene attratto dal campo magnetico ed il suo peso apparente aumenta.

Il paramagnetismo e gli elettroni spaiati Diamagnetico = tutti gli spin elettronici “sono appaiati”, il campo magnetico è cancellato N S =  Paramagnetico = elettroni spaiati N S =  Sostanze diamagnetiche Possiedono elettroni accoppiati e sono leggermente respinte da un campo magnetico intenso: la maggior parte delle sostanze appartiene a questa categoria. Sostanze paramagnetiche Parecchi metalli e altri composti che possiedono elettroni spaiati sono attratti da un campo magnetico. Sostanze ferromagnetiche (ad es. la magnetite Fe3O4) presentano forti proprietà magnetiche e possono essere elementi, leghe, o composti: in esse gli atomi contenenti elettroni dispari danno luogo ad allineamenti locali formando domini magnetici

Proprietà atomiche e Tavola periodica

I e II gruppo: alcalini e alcalino-terrosi In natura solo combinati

3A, 4A Metalli, metalloidi e non metalli: grande variazione delle proprietà

5A, 6A

Gruppo 7A