Atomo con un due o più elettroni

Presentazione sul tema: "Atomo con un due o più elettroni"— Transcript della presentazione:

1 Atomo con un due o più elettroni
5s 4p 3d E 4s 3p 3s 2p 2s Atomo con un due o più elettroni 1s

2 Numero quantico di spin (s)
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, s = +½ e s = -½.

3 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 elettroni con tutti i numeri quantici uguali. Wolfgang Pauli Vienna – Zurigo Nobel per la Fisica 1945

4 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s 5p E 1 - Si “riempiono” prima gli orbitali a più bassa energia. 2 - Negli orbitali alla stessa energia (degeneri) gli elettroni si dispongono il più possibile con lo stesso spin (Principio della massima molteplicità Regola di Hund).

5 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s 5p E Idrogeno, ha 1 elettrone. 1s 

6 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s 5p E Elio ha 2 elettroni. 1s2 

7 1s 2s 3s 4s 2p 3p 4p 3d 4d 5s 5p E Litio, ha 3 elettroni.  1s2 2s1 

8 E 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s Carbonio, ha 6 elettroni. 2p 2s 1s
  1s2 2s2 2p2 

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

10 E 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s Sodio, ha 11 elettroni. 2p 2s 1s
 Sodio, ha 11 elettroni.   1s2 2s2 2p6 3s1 

11 H 1s1 He 1s2 Li 1s2 2s1 Be 1s2 2s2 B 1s2 2s2 2p1 C 1s2 2s2 2p2 N 1s2 2s2 2p3 O 1s2 2s2 2p4 F 1s2 2s2 2p5 Ne 1s2 2s2 2p6 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

12 Orbitali atomici

13 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

14 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)

15 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.

16 Schema a frecce diagonali
7p Precessione degli orbitali Ci sono delle inversioni della successione degli orbitali dovute alla alla forma complessa degli orbitali 7s 6p 6d 6s 5p 5d 5f 5s 4p 4d 4f 4s 3p 3d 3s 2p 2s 1s

17

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

19 Tavola periodica di Mendeleev

20 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 [es. Inversione di Te (MW 127,60) e I (MW126,90).

21 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 Periodi: Righe orizzontali - contengono elementi con numero atomico Z progressivamente crescente. Gruppi: Colonne verticali - contengono atomi con uguale configurazione elettronica esterna e quindi stesso comportamento chimico

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

23 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

24 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.

25 Primo livello di struttura della tavola periodica
Metalli: lucenti, solidi a temperatura ambiente (escuso il mercurio), conduttori di elettricità, malleabili, capaci di formare ioni positivi Non metalli: Gas o solidi opachi e friabili a p e T ambiente, cattevi conduttori di elettricità, capaci di formare ioni negativi Metalloidi o semimetalli: Hanno proprietà intermedia tra i metalli ed i non metalli. Sono semiconduttori

26 Secondo livello di struttura della tavola periodica: gruppi
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.

27 Le proprietà chimico fisiche degli elementi sono determinate dal numero di elettroni nell’ultimo livello energetico! Elementi che appartengono allo stesso gruppo rappresentano una “famiglia”

28 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)

29 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.

30 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

31 Metalli alcalino terrosi
Metalli alcalini Metalli alcalino terrosi 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 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)

32 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

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

34 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

35 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.

36 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.)

37 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.

38 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.

39 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

40 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

41 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

42 Tavola periodica lato esterno
Tavola periodica lato interno

43 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 Energia di ionizzazione Affinità elettronica  Elettronegatività  Raggio atomico  Stato fisico, colore

44 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) Ei>0 per convenzione 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.

45 Andamento dell’energia di prima ionizzazione

46 Affinità elettronica Aumenta dal basso in alto in un gruppo
X + e X- (anione) + Eea (E emessa) Affinità elettronica: è la quantità di energia rilasciata quando un atomo neutro isolato in fase gassosa acquista un elettrone per formare uno ione gassoso con una carica −1. L’affinità elettronica è negativa (E<0). 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.

47 Andamento dell’ affinità elettronica

48 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.

49 Scala di Pauling 2 0,7<E<4,0
E’ l’intrinseca tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni Elettronegatività = Affinità elettronica + Energia di ionizzazione 0,7<E<4,0 2 L’elemento più elettronegativo della tavola periodica è il Fluoro. Il suo valore di elettronegatività è 4,0 e l’elemento meno elettronegativo è della tavola periodica è il Francio. Il suo valore di elettronegatività è 0,7

50 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!

51 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+ Ca 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- S NO3- SO ClO4-

52 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

53 Raggio atomico di cationi ed anioni

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