Struttura elettronica e tavola periodica

Primi modelli atomici

Onde elettromagnetiche La lunghezza d’onda (l) è la distanza tra due massimi consecutivi 1 nm = 10-9 m ln = c La frequenza (n) è il numero di cicli d’onda nell’unità di tempo. La sua unità di misura è l’hertz (Hz = ciclo/s).

Spettro elettromagnetico E = hc/l dove h è la costante di Planck h = 6.626 x 10-34 Js E = hn

E = hc/l L’energia è correlata alla lunghezza d’onda.

Ogni elemento ha uno spettro caratteristico che può essere usato per identificarlo Come si vede negli spettri atomici di ciascun elemento compaiono solo alcune lunghezze d’onda definite. I fotoni possono avere solo alcune energie ben definite.

Modello atomico di Bohr Modello planetario quantizzato. Si ha orbita per un elettrone quando: forza attrattiva tra nucleo ed elettrone forza centrifuga della rotazione dell’elettrone intorno al nucleo = momento angolare dell’elettrone multiplo intero della costante di Planck Riproduce perfettamente lo spettro dell’atomo d’idrogeno ... e basta.

Modello di Bohr mevr = n (h/2p) E= -k/n2 En= -RH/n2 Un elettrone di massa me si muove su un orbita circolare ad una distanza r dal nucleo. Se l’elettrone ha velocità v, mevr sarà il suo momento angolare. Bohr postulò che nell’atomo di idrogeno erano permesse solo quelle orbite il cui momento angolare è un multiplo intero di h, la costante di Planck, diviso 2p: mevr = n (h/2p) E= -k/n2 En= -RH/n2

dove RH è la costante di Rydberg e En= -RH/n2 dove RH è la costante di Rydberg e n è detto numero quantico principale e può assumere solo valori interi. Normalmente, per l’atomo di idrogeno n=1 stato fondamentale n=2 stato eccitato n=3 stato eccitato

Postulato di De Broglie La luce ha proprietà corpuscolari (Einstein) Gli elettroni hanno proprietà ondulatorie (Davisson-Germer) De Broglie correla entrambi gli aspetti h (costante di Planck) = 6,626 10-34 Js

Dualismo onda-materia (de Broglie) Ad ogni particella, di massa m che si muove con velocità v, è associata un onda di lunghezza : elettroni Conseguenza: per gli elettroni in un atomo sono possibili solo “onde stazionarie”

Principio di indeterminazione di Heisenberg x px

Il principio d’indeterminazione di Heisenberg Per una particella in movimento non è possibile determinare con precisione la posizione se non a scapito della velocità. Per una particella di massa m che si muove lungo l’asse x alla velocità v Dx = incertezza sulla posizione Dn = incertezza sulla velocità h = 6,626 .10-34 Js

Equazione di Schrödinger Per una particella che si muove lungo la dimensione x, con energia E e con potenziale V(x): è la funzione d’onda che descrive la particella.

L’equazione d’onda di Schrödinger L’elettrone ha un comportamento ondulatorio In forma compatta E’ un equazione differenziale

P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x è una funzione d’onda che descrive la particella, ma in se non ha un significato fisico, è solo un artificio matematico. Tuttavia: P(x) è la probabilita di trovare la particella alla coordinata x

H = Ecinetica +Epotenziale ( 1/2mv2 – e2/r ) H è un modo di scrivere l’energia H = Ecinetica +Epotenziale ( 1/2mv2 – e2/r ) Y funzione d’onda soluzione dell’equazione d’onda Esistono infinite soluzioni E energia associata a Y o più Y (funzioni d’onda degeneri) Y non ha significato fisico, Y2 rappresenta la probabilità di trovare l’elettrone in una data regione nello spazio Y descrive una regione nello spazio dove ha probabilità di esistere l’elettrone (orbitale)

 (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) L’equazione di Shrodinger è un’equazione differenziale del second’ordine, la cui soluzione non è un unica funzione, (x), ma una famiglia di funzioni d’onda che si distinguono per diversi valori di alcuni parametri (numeri quantici), n,,m(x). Numeri quantici: n (principale) = 1, 2, 3, …  (momento angolare) = 0, 1, … (n-1) m (momento magnetico) = -, …, 0, …, +

Significato fisico di n, l ed ml n è associato all’energia dell’orbitale (volume) l è associato alla forma dell’orbitale ml è associato all’orientazione nello spazio dell’orbitale

principale, n,  1; individua i livelli di energia possibili. orbitale, l; 0  l  (n-1); geometria della regione dello spazio in cui è più probabile trovare l’elettrone. magnetico, m; - l  m  + l; indica piccole variazioni di energia dell’elettrone in presenza di un campo magnetico. di spin, s; può assumere due valori: s = +1/2, s= -1/2

L’atomo di idrogeno y2 per n=1

Il numero quantico principale n

Il numero quantico secondario l

Il numero quantico secondario l

Il numero quantico secondario l

Il numero quantico secondario l

Il numero quantico ms Esperimento di Stern-Gerlach ms = ± 1/2 Atomi con numero dispari di elettroni ms = ± 1/2

Numero quantico di spin Una particella carica, che ruota su stessa, genera un campo magnetico. Un elettrone possiede un numero quantico di campo magnetico di “spin”, che può avere solo due valori, ms = +½ e ms = -½.

(Principio di esclusione di Pauli) Ogni elettrone, in un atomo, è definito dai suoi numeri quantici: n = 1, 2, 3, …  = 0, 1, … (n-1) m = -, …, 0, …, + s = +½, -½ n,,m(x) In un atomo non possono esistere più elettroni con tutti i numeri quantici uguali. (Principio di esclusione di Pauli)

n=1 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 1s n=2 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 2s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 2p n=3 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 3s m=-1,0,+1 3 orbitali 3p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 3d

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d … n=4 l=0 orbitali s (sharp) m=0 1 orbitale 4s l=1 orbitali p (principal) m=-1,0,+1 3 orbitali 4p l=2 orbitali d(diffuse) m=-2,-1,0,+1,+2 5 orbitali 4d l=3 orbitali f (fundamental) m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 orbitali 4f …. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d …

p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) Orbitale atomico: Legato alla probabilità di trovare un elettrone in una certa zona dello spazio. Orbitali atomici: s (orbitale sferico) p (tre orbitali a lobo orientati lungo gli assi cartesiani) d (5 orbitali orientati nello spazio) ….. In ciascun orbitale possono trovarsi, al massimo, due elettroni

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d … 1 orbitale s può contenere due elettroni 3 orbitali p possono contenere sei elettroni 5orbitali d possono contenere dieci elettroni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 …

Le energie degli orbitali nell’atomo di H e negli atomi idrogenoidi atomo idrogenoide, costituito da un nucleo di un solo protone e quindi da un solo elettrone. È un atomo fittizio per il quale è relativamente facile definire le funzioni “orbitali atomici”

Gli atomi polielettronici Gli elettroni: Interagiscono Non vale la trattazione fatta per l’atomo d’idrogeno Si assume comunque l’esistenza degli orbitali Si schermano Un elettrone in un orbitale s è più vicino al nucleo di uno presente negli orbitali p Va considerata, sugli elettroni più esterni, la carica nucleare efficace Zeff La sequenza energetica degli orbitali dipende anche dal tipo di orbitale cioè da l

Sequenza energetica negli atomi polielettronici

Le configurazioni elettroniche Si ottengono applicando: Il principio di aufbau al diagramma delle energie Il riempimento del diagramma energetico avviene iniziando dal livello più basso 1s e via di seguito Il principio di Pauli In un orbitale possono esistere solo due elettroni e devono avere spin opposto La regola di Hund A parità di energia gli elettroni si distribuiscono negli orbitali occupando il massimo volume

Si può immaginare di “costruire la struttura elettronica” di un atomo andando a collocare un elettrone dopo l’altro nell’orbitale libero ad energia più bassa. In questa operazione si devono tenere presenti due principi della meccanica quantistica. Principio di Pauli: due elettroni di un dato atomo devono differire almeno per il numero quantico di spin. Ciò significa che un dato orbitale, definito da n, l e m, può “ospitare” due elettroni, uno con s = + ½ , l’altro con s = - ½. Regola di Hund: nel costruire la struttura elettronica, gli orbitali, corrispondenti ad un dato valore di l, devono essere “occupati” ciascuno con un elettrone con spin = +1/2, e solo successivamente “completati” col secondo elettrone avente spin di segno opposto.

E 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s Ossigeno, 2p ha 8 elettroni. 2s 1s2 2s2 2p4        

Spesso le configurazioni elettroniche sono abbreviate; iniziano col simbolo del gas nobile precedente.

La tabella periodica

Convenzioni La reazione può essere scritta utilizzando una freccia orizzontale ( ) oppure una doppia freccia ( ) se la reazione produce una trasformazione completa ed è irreversibile se la reazione avviene solo parzialmente ed è reversibile

Si indicano in basso a destra della formula Es: Convenzioni Bisogna indicare con dei simboli lo stato fisico delle sostanze coinvolte nella reazione: (S) = solido (soln) = genericamente in soluzione (l) = liquido (aq) = in soluzione acquosa (g) = gassoso Si indicano in basso a destra della formula Es: C(s) + O2(g) CO2(g) Se tutte le sostanze, reagenti e prodotti, si trovano nella stessa fase si dice che la reazione è in fase omogenea, se si trovano in fasi diverse si dice che la reazione è in fase eterogenea

Convenzioni Se la reazione avviene in soluzione, spesso le sostanze possono essere presenti in forma ionica. Si usa scrivere allora solo gli ioni effettivamente coinvolti. Gli ioni che non partecipano alla reazione si dicono ioni spettatori e possono essere omessi.

Reazioni in forma ionica Na2CO3(s) + CaCl2(s) 2NaCl(s) + CaCO3(s) In forma ionica: Na+ + CO32- + 2Cl - 2Na+ + 2Cl - + CaCO3(s) Eliminando gli ioni spettatori: CO32- + Ca2+ CaCO3(s)

Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di sintesi: A + B AB Es: 2Cu + O2 2CuO

Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di analisi: AB + calore A + B Es: CuCO3 calore CuO + CO2(g)

Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di precipitazione: A + B C(s) + D Una reazione è detta di precipitazione quando provoca la formazione di un composto insolubile. I reagenti sono considerati in soluzione acquosa e solubili. Es: Pb(NO3)2 + 2KI 2KNO3 + PbI2(s) giallo

Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di sostituzione o di scambio: AB + C AC + B AB + CD CB + AD Si ha una reazione di sostituzione (scambio semplice) quando un elemento ne sostituisce un altro in un composto liberandolo: AB + C AC + B Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Si ha una reazione di doppio scambio quando due composti reagiscono fra loro scambiandosi reciprocamente un elemento: AB + CD CB + AD NaI + HCl NaCl + HI

Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di combustione: Combustibile + Comburente prodotti + calore Una reazione è detta di combustione quando un composto, detto combustibile , reagisce con l’ossigeno e sviluppa una sensibile quantità di calore oltre ai prodotti della combustione. CH4 + 2O2 CO2(g) + 2H2O(g) + Calore Per innescare una reazione di combustione è necessaria una sufficiente temperatura di accensione.

Classificazione delle reazioni chimiche Reazioni di ossido – riduzione (redox): Una reazione di ossido – riduzione è una reazione in cui si verifica uno scambio di elettroni da una sostanza all’altra. 2Al(s) + 3CuCl2(aq) 2AlCl3(aq) + 3Cu

Preparazione dei principali composti inorganici OSSIDI Metallo + O2 4Li(s) + O2(g ) 2Li2O ANIDRIDI Non Metallo + O2 S(s) + O2(g) SO2(g) 2N2(g) + 5O2(g) 2N2O5(g) Calcinazione di sali CaCO3(s) CaO + CO2 Pb(NO3)2 PbO + N2O5 FeSO3(s) FeO(s) + SO2(g)

Preparazione dei principali composti inorganici IDROSSIDI Metalli del 1° e 2° gruppo con H2O 2K + 2 H2O 2KOH + H2 Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 prof.ssa Guarino Rosa

Preparazione dei principali composti inorganici IDROSSIDI Ossidi dei metalli del 1° e 2° gruppo + H2O Na2O + H2O 2NaOH CaO + H2O Ca(OH)2

Preparazione dei principali composti inorganici IDROSSIDI Sale solubile e idrossido per preparare dei metalli di transizione CrCl3 +3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl

Preparazione dei principali composti inorganici ACIDI OSSIGENATI Anidridi (ossidi di non metalli) con H2O SO3 + H2O H2SO4 N2O5 + H2O 2HNO3 Cl2O + H2O 2HClO

Preparazione dei principali composti inorganici SALI Idrossido + acido 2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O Metallo + acido Mg + 2HNO3 Mg(NO3)2 + H2 Ossido + acido CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O Ossido + anidride CaO + CO2 CaCO3

Preparazione dei principali composti inorganici SALI Doppio scambio tra Sali AgNO3 + NaI Ag I + NaNO3 Idrossido + anidride Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O Metallo + non metallo 2Al + 3Cl2 2AlCl3 Decomposizione 2KClO3 2KCl + 3O2 calore

Ioni monoatomici Ioni poliatomici Na+ Cl- O2- Ca2+ NO3- NH4+ OH- SO42- Poiché un campione di materia è elettricamente neutro, i composti ionici contengono sempre sia cationi che anioni.

Na+ Cl- In ogni campione c’è un ugual numero di ioni Na+ e Cl-, ma nessuna molecola NaCl. Na+ Cl-

Quando NaCl si scioglie in acqua, la soluzione che si forma conterrà ioni Na+ e Cl-. Poiché Na+ e Cl- sono particelle cariche, la soluzione sarà in grado di condurre corrente elettrica e si dice che NaCl è un elettrolita forte.

Gruppo N.elettroni Carica degli ioni Esempi 1 1 più del gas nobile precedente +1 Na+, K+ 2 2 più del gas nobile precedente +2 Mg2+,Ca2+ 16 2 meno del gas nobile successivo -2 O2-, S2- 17 1 meno del gas nobile successivo -1 F-, Cl- Gli atomi adiacenti ad un gas nobile (Gruppo 18) nella tavola periodica tendono a formare ioni che contengono lo stesso numero di elettroni del vicino atomo di gas nobile

Diversi metalli che sono abbastanza distanti dai gas nobili formano ioni positivi. Molti di questi formano più di un catione. Ad es.: Fe2+, Fe3+ Cu+, Cu2+

Nomenclatura 1. I cationi monoatomici prendono il nome del metallo da cui derivano. Na+ sodio K+ potassio Fe2+ ferro (II) (-oso) Fe3+ ferro (III) (ico) 2. Gli anioni monoatomici sono denominati aggiungendo il suffisso -uro alla radice del nome del non metallo da cui derivano. N3- nitruro O2- ossido H- idruro S2- solfuro F- fluoruro Se2- selenuro Cl- cloruro

3. Gli anioni poliatomici hanno nomi speciali 4. Alcuni non metalli dei gruppi 15-17 formano ossianioni (ioni poliatomici che contengono ossigeno).

NO3- nitrato NO2- nitrito Quando un non metallo forma due ossianioni: il suffisso –ato viene usato per il composto che contiene più atomi di ossigeno, il suffisso –ito per quello che ne contiene meno. NO3- nitrato NO2- nitrito Quando gli ossianioni sono più di due, vengono utilizzati i prefissi: per- per i composti con maggior numero di atomi di ossigeno ipo- per i composti col numero più basso di atomi di ossigeno

Cr(NO3)3 nitrato di cromo (III) SnCl2 cloruro di stagno 5. Il nome di un composto ionico consiste di due termini: il primo indica l’anione, il secondo il catione: Cr(NO3)3 nitrato di cromo (III) SnCl2 cloruro di stagno 6. Il nome sistematico di un composto molecolare binario che contiene due diversi non metalli consiste di due termini. Il primo è formato da: il prefisso greco appropriato indicante il numero di atomi dell’elemento che nella formula appare per secondo la radice del nome del secondo elemento il suffisso –uro o ido (nel caso degli ossidi).

Il secondo indica il nome dell’elemento che compare Il secondo indica il nome dell’elemento che compare per primo nelle formula; un prefisso greco viene usato per indicare il numero di atomi di quell’elemento nella formula. N2O5 pentossido di diazoto N2O3 triossido di diazoto N2O4 tetrossido di diazoto NO ossido di azoto

8. Gli acidi che contengono ossigeno sono detti ossiacidi. 7. I composti molecolari binari che contengono H e che si dissociano in acqua formando ioni H+ sono detti acidi. Sostanza pura HCl(g) cloruro di idrogeno HBr(g) bromuro di idrogeno HI(g) ioduro di idrogeno Soluzione acquosa H+(aq), Cl-(aq) acido cloridrico H+(aq), Br-(aq) acido bromidrico H+(aq), I-(aq) acido iodidrico 8. Gli acidi che contengono ossigeno sono detti ossiacidi. HClO4 acido perclorico ClO4- ione perclorato HClO3 acido clorico ClO3- ione clorato HClO2 acido cloroso ClO2- ione clorito HClO acido ipocloroso ClO- ione ipoclorito