Gli elettroni nell’atomo e il sistema periodico CAPITOLO Gli elettroni nell’atomo e il sistema periodico 6 Indice La luce come onda Gli spettri di emissione degli atomi Il modello di Bohr dell’atomo d’idrogeno Il modello atomico a strati (atomi con più elettroni) Elettroni nei sottolivelli (il modello a orbitali) Configurazione elettronica con il modello a orbitali La tavola periodica di Mendeleev La tavola periodica moderna Energia di 1a ionizzazione I gruppi della tavola periodica I periodi 1

1 La luce come onda La luce, secondo la teoria classica, è un movimento ondulatorio di un campo elettrico e di un campo magnetico che si propagano nello spazio. Due onde con differente lunghezza d’onda. 2

1 La luce come onda c =    da cui c   = c   = 3 I parametri che caratterizzano un’onda elettromagnetica sono:  La lunghezza d’onda () si misura in nm.  La frequenza () si misura in secondi1 o in hertz (hz).  L’ampiezza (A).  La velocità (c) nel vuoto è pari a 3,0  108 m/s. c =    da cui c   = c   = Pertanto  e  sono grandezze inversamente proporzionali. 3

1 La luce come onda I colori che costituiscono i componenti della luce visibile sono evidenziati con il fenomeno noto come “dispersione della luce”. Dispersione della luce bianca: si ha formazione di uno spettro continuo. 4

1 La luce come onda La luce visibile rappresenta solo una piccola porzione dello spettro elettromagnetico. Lunghezza d’onda e frequenza dello spettro elettromagnetico. Il visibile costituisce una piccola parte compresa tra 400 nm e 750 nm. 5

Gli spettri di emissione degli atomi 2 Gli spettri di emissione degli atomi Gli atomi d’idrogeno emettono uno spettro caratteristico a righe nella zona del visibile. Gli atomi delle sostanze gassose emettono radiazioni di lunghezza d’onda definita e costante. Spettro a righe di emissione dell’atomo di idrogeno su una lastra fotografica delle righe di Balmer, le sole visibili a occhio nudo. 800 700 600 550 500 450 400 6

Il modello di Bohr dell’atomo d’idrogeno 3 Il modello di Bohr dell’atomo d’idrogeno Bohr, nel 1913, postulò che:  nell’atomo d’idrogeno l’elettrone si muove attorno al nucleo in orbite circolari di determinata energia (energia quantizzata);  finché l’elettrone si muove in un’orbita permessa non emette energia;  quando un elettrone assorbe energia passa da un’orbita ad un’altra ad energia maggiore; Le linee nere rappresentano i salti elettronici che si possono verificare in un insieme di atomi d’idrogeno in seguito ad assorbimento di energia. Le linee colorate rappresentano le radiazioni luminose che un insieme di atomi d’idrogeno può emettere nel visibile (righe di Balmer). segue 7

Il modello di Bohr dell’atomo d’idrogeno 3 Il modello di Bohr dell’atomo d’idrogeno  l’elettrone può passare da un’orbita ad un’altra ad energia minore emettendo un fotone di definita energia;  l’energia di un fotone, emesso o assorbito, corrisponde alla differenza di energia tra due orbite. 8

Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) 4 Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) Se un atomo possiede più elettroni non è possibile che questi occupino tutti il primo livello di energia. Il primo approccio per conoscere la distribuzione degli elettroni in un atomo con più di un elettrone si avvale delle energie di ionizzazione. L’energia di ionizzazione rappresenta l’energia in kJ da fornire a 6,02 x 1023 atomi dell’elemento (una mole) per strappare da ciascuno di essi un elettrone. L’energia di 1a ionizzazione si riferisce all’energia necessaria per rimuovere il primo elettrone, la seconda energia di ionizzazione per il secondo elettrone, e così via. Na(g) Na+(g) + e– 1a energia di ionizzazione Na+(g) Na2+(g) + e– 2a energia di ionizzazione 9

Numero di ionizzazione Energie di ionizzazione dell’atomo di sodio 4 Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) EI Numero di ionizzazione 496 4562 6912 9540 13300 16606 20110 25493 28933 141135 159069 √ EI 22,3 67,5 83,1 97,7 115 129 142 160 170 376 399 1a 2a 3a 4a 5a 6a 7a 8a 9a 10a 11a Energie di ionizzazione dell’atomo di sodio Le energie di ionizzazione ci permettono di rappresentare un primo modello atomico, detto a gusci elettronici o strati, dove gli elettroni sono raggruppati in livelli di energia. 10

Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) 4 Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) Disposizione degli elettroni nell’atomo di sodio secondo Bohr. Grafico della radice quadrata di ciascuna delle 11 energie di ionizzazione del sodio in funzione del numero di elettroni rimossi. n=3 n=2 n=1 Nell’atomo di sodio gli elettroni sono così distribuiti:  2 elettroni formano il primo livello, quello più vicino al nucleo, n = 1.  8 elettroni sono nel livello intermedio, n = 2.  1 elettrone, con la più bassa energia di ionizzazione, e pertanto più facile da allontanare, si trova nel terzo livello, n = 3. 11

Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) 4 Il modello atomico a strati (atomo con più elettroni) Disposizione degli elettroni secondo Bohr per gli atomi degli elementi aventi numero atomico tra 1 e 18. I livelli di energia, a loro volta, sono suddivisi in sottolivelli. 12

Elettroni nei sottolivelli (il modello a orbitali) 5 Elettroni nei sottolivelli (il modello a orbitali) Un orbitale definisce lo spazio attorno al nucleo di un atomo in cui vi è una elevata probabilità di trovare un elettrone. Esistono 4 tipi di orbitale: s, p, d, f. Gli orbitali vengono rappresentati con dei box. Le frecce all’interno rappresentano gli elettroni. Un orbitale può contenere un massimo di 2 elettroni e questi ruotano attorno al proprio asse (spin dell’elettrone) in direzione opposta, uno in senso orario e l’altro in senso antiorario. Nella rappresentazione degli orbitali a box, lo spin di un elettrone viene rappresentato con una freccia. 13

Configurazione elettronica con il modello a orbitali 6 Configurazione elettronica con il modello a orbitali La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo prende il nome di configurazione elettronica. Nel diagramma che segue è mostrata la disposizione degli elettroni nell’atomo di sodio secondo il modello a orbitali. Questa configurazione può essere scritta come: 1s2 2s22p6 3s1 (notazione standard) 14

Configurazione elettronica con il modello a orbitali 6 Configurazione elettronica con il modello a orbitali Negli atomi con più di un elettrone il riempimento degli orbitali atomici procede secondo tre regole. Regola della costruzione successiva: gli elettroni occupano prima l’orbitale s a più bassa energia e, quindi, gli orbitali che seguono ad energia crescente. Le frecce indicano l’ordine di riempimento degli orbitali. Si inizia dall’orbitale 1s e poi si procede seguendo le frecce verso l’alto. 15

Configurazione elettronica con il modello a orbitali 6 Configurazione elettronica con il modello a orbitali Regola del principio di esclusione di Pauli: nessun orbitale atomico può contenere più di due elettroni; questi devono avere spin opposti. Ad esempio, la configurazione elettronica dell’atomo di elio si può raffigurare con due diverse notazioni: notazione box orbitale notazione standard 1s2 numero di elettroni numero quantico principale tipo di orbitale 16

Configurazione elettronica con il modello a orbitali 6 Configurazione elettronica con il modello a orbitali Regola di Hund: se sono disponibili più orbitali aventi la stessa energia (orbitali diversi dello stesso sottolivello), detti orbitali degeneri, gli elettroni si dispongono uno per ciascun orbitale con la stessa direzione di spin. Configurazione elettronica dell’azoto 7N: 3s AZOTO N (Z = 7) I tre elettroni dell’orbitale 2p si dispongono secondo la regola di Hund. 2p 2s 1s 17

La tavola periodica di Mendeleev 7 La tavola periodica di Mendeleev La tavola periodica fu una delle grandi conquiste della chimica perché razionalizzò le numerose informazioni già note sugli elementi chimici e sui loro composti. Spetta al chimico russo Dmitrij Mendeleev il merito di aver stabilito che esiste una relazione tra le proprietà degli elementi e le masse atomiche. Disponendo gli elementi in ordine di massa atomica crescente, Mendeleev notò che si presentavano proprietà fisiche e chimiche simili ogni otto o diciotto elementi. 18

La tavola periodica di Mendeleev 7 La tavola periodica di Mendeleev Per rispettare tale periodicità, il chimico dispose gli elementi con proprietà simili in colonne verticali. 19

La tavola periodica moderna 8 La tavola periodica moderna La tavola periodica moderna è stata preparata disponendo gli elementi secondo il numero atomico crescente e, quindi, in base al numero di elettroni dell’ultimo livello. Il nome periodico deriva dal fatto che, periodicamente, s’incontrano elementi con proprietà simili. 20

La tavola periodica moderna 8 La tavola periodica moderna Una linea di demarcazione a “gradini” (linea rossa) permette di classificare gli elementi in tre categorie: metalli, non metalli e semimetalli. Ogni riga orizzontale è detta periodo e contiene elementi le cui proprietà variano con continuità. Ogni colonna verticale della tavola è detta gruppo e contiene elementi con proprietà simili. 21

Energia di 1a ionizzazione 9 Energia di 1a ionizzazione Il carattere periodico di alcune proprietà fisiche degli elementi riguarda l’energia di 1a ionizzazione, l’affinità elettronica e il raggio atomico. In ogni periodo della tavola periodica si riscontra un comportamento crescente dell’energia di prima ionizzazione. Grafico dell’energia di 1a ionizzazione in funzione del numero atomico per i primi 38 elementi. 22

I gruppi della tavola periodica 10 I gruppi della tavola periodica In ciascun gruppo gli elementi hanno proprietà simili perché hanno lo stesso numero di elettroni nel livello più esterno. Infatti sono gli elettroni del livello esterno, chiamati elettroni di valenza, che partecipano ad una reazione con altri atomi. Come esempio consideriamo gli elementi del gruppo 1A, i metalli alcalini. Le configurazioni elettroniche per Li, Na e K sono: 3Li 1s2 2s1 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 23

I gruppi della tavola periodica 10 I gruppi della tavola periodica Gli elementi del gruppo 1A tendono a perdere facilmente l’elettrone più esterno trasformandosi in uno ione con una carica positiva. Ad esempio: 24

I gruppi della tavola periodica 10 I gruppi della tavola periodica Gli elementi del gruppo 7A, gli alogeni (non metalli), hanno sette elettroni nel livello più esterno del tipo ns2 np5. Questi elementi tendono ad acquistare un elettrone trasformandosi in ioni negativi. Atomi o ioni che presentano la stessa configurazione elettronica sono detti isoelettronici. 25

11 I periodi 26 Nella tavola periodica si individuano sette periodi. In ciascun periodo ogni elemento ha un elettrone in più rispetto a quello che lo precede, per cui si ha una modificazione delle proprietà che passano con gradualità da un carattere metallico (1A) ad uno non metallico (7A). Na Mg Al Si P S Cl In figura sono rappresentati gli elementi del 3° periodo. Tali elementi mostrano una modificazione delle proprietà. 26