Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano!

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1 Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano!
Per tutti gli orbitali,   e-r/na dove a = 53 pm, la funzione 2 che rappresenta la densità elettronica diminuisce quindi esponenzialmente con la distanza dal nucleo Gli orbitali si compenetrano!

2 Probabilità radiale: consideriamo un guscio sferico di spessore dr piccolo con volume V = 4r2dr
Raggio più probabile dell’elettrone nell’orbitale 1s, a0 = 53 pm Permette di valutare la distanza dal nucleo alla quale è piu’ probabile trovare un elettrone E’ il concetto che permette di visualizzare la “distanza” dell’elettrone dal nucleo

3 Probabilità radiale A parità di n, i diversi tipi di orbitali s,p,d,f hanno diverso potere di penetrare negli strati piu’ interni. Gli orbitali s sono infatti quelli piu’ vicini al nucleo rispetto ai p e ai d

4 Il segno degli orbitali
+ - + - + + -

5 Numero quantico di spin
ms =1/2, -1/2 E’ indipendente dagli altri numeri quantici Spin = ruotare intorno al proprio asse Anche il protone e il neutrone hanno associato un numero quantico di spin

6 Atomi polielettronici
Solo per un sistema semplice come l’atomo di idrogeno è possibile trovare le soluzioni esatte della equazione di Schroedinger e quindi trovare le funzioni d’onda. Per gli atomi polielettronici vi sono piu’ elettroni che si respingono e interagiscono con un numero maggiore di protoni.

7 Atomi polielettronici
Per un sistema piu’ complesso, quale per esempio l’atomo di elio, che contiene 2 elettroni, o qualsiasi altro atomo, noi possiamo solo avere delle soluzione approssimate, che corrispondono alle stesse funzioni trovate per l’atomo di idrogeno. Dunque i livelli energetici e gli orbitali s,p, d ed f, definiti per l’atomo di idrogeno, sono utilizzati anche per la descrizione della struttura elettronica di tutti gli atomi, anche i piu’ complessi

8 Atomi polielettronici
Quando ci sono diversi elettroni, la presenza di ciascuno influenza il moto degli altri, e lo stesso dicasi per le energie. Una conseguenza è che le energia degli orbitali di uno stesso livello n non sono tutti uguali ma dipendono anche da l, ovvero s è ad energia più bassa rispetto a p ed a d. L’energia di uno stesso orbitale in atomi differenti dipende dal numero atomico Z dell’atomo: all’aumentare del numero dei protoni, l’energia dell’orbitale diminuisce a causa dell’aumento della carica positiva del nucleo che attrae gli elettroni. Questa diminuzione varia a seconda del tipo di orbitale!

9 Riempimento degli orbitali
Variazione di energia in funzione del numero atomico

10 Ordine di riempimento degli orbitali
Negli atomi polielettronici E(n,l). Dipende anche da Z.

11 Configurazione elettronica dello stato fondamentale
Come gli elettroni si distribuiscono fra i vari livelli energetici nel modo che corrisponde alla minima energia

12 Aufbau (costruzione) Il principio di minima energia
Il principio di Pauli La regola di Hund

13 Il principio di minima energia
Ogni elettrone deve occupare il livello e l’orbitale disponibile che ha la minima energia

14 Il principio di Pauli In un atomo non possono esistere due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali quindi Un orbitale puo’ contenere al massimo una coppia di elettroni con spin appaiati (o antiparalleli)

15 La regola di Hund Due o piu’ elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) assumendo lo stesso numero quantico di spin (disposizione a spin paralleli)

16 Configurazione elettronica
numero di elettroni nell’orbitale 1s2 orbitale Strato (indicato dal numero quantico n)

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18 Proprietà periodiche Quale è il significato di periodicità?
Quali sono ?

19 Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità

20 Costruiamo la tabella periodica

21 Configurazione elettronica esterna
Gli elettroni che occupano il livello energetico, o strato, più esterno definiscono la configurazione elettronica esterna di ciascun elemento Es. Li [He] 2s1

22 Tavola periodica Periodo = riga: contiene gli elementi con numero atomico (e quindi numero di elettroni crescente) da sinistra verso destra, fino a riempimento di uno strato caratterizzato da un certo numero quantico principale n (non vale per orbitali d e f)

23 Tavola periodica Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma n crescente dall’alto verso il basso

24 Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione
Sc [Ar]3d14s2 Fe [Ar]3d64s2 Ti [Ar]3d24s2 Co [Ar]3d74s2 V [Ar]3d34s2 Ni [Ar]3d84s2 Cr [Ar]3d54s1 Cu [Ar]3d104s1 Mn [Ar]3d54s2 Zn [Ar]3d104s2 quando è possibile una configurazione con semiriempimento/riempimento degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

25 Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione
Y [Kr]4d15s2 Ru [Kr]4d75s1 Zr [Kr]4d25s2 Rh [Kr]4d85s1 Nb [Kr]4d45s1 Pd [Kr]4d10 Mo [Kr]4d55s1 Ag [Kr]4d105s1 Tc [Kr]4d65s1 Cd [Kr]4d105s2 Non è facile fare previsioni di struttura elettronica per gli elementi di transizione del quinto, sesto e settimo periodo. L’energia degli orbitali varia con Z, e qui questa variazione è apprezzabile.

26 Riempimento degli orbitali f
La [Xe]5d16s2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 4f. Gli elementi corrispondenti sono detti lantanidi. Ac [Rn]6d17s2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 5f. Gli elementi corrispondenti sono detti attinidi.

27 Tavola periodica e proprietà periodiche

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29 Proprieta’ periodiche
Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Le proprieta’ atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprieta’ periodiche degli elementi.

30 Energia di prima ionizzazione
Energia minima necessaria per togliere un elettrone ad un atomo neutro isolato gassoso A A+ + e-

31 Energia di prima ionizzazione
E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, e quindi bisogna spendere energia. Lungo un periodo aumenta il numero di protoni nel nucleo e degli e- dello stesso strato: l’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo. L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo perche l’e- e’ sempre piu’ schermato dal nucleo. Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

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35 Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.
Configurazione elettronica del gas nobile precedente 1s2 2s2 2p6 n s1  (n-1) s2 (n-1) p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p6 4s1 2s1 3s1 5s1 6s1

36 Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.
n s2 n p1  n s2 2s2 2 p1 3s2 3 p1

37 Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.
2s2 2p3 3s2 3p3 n s2 n p4 n s2 n p3 2s2 2p4 3s2 3p4

38 Energie di ionizzazione successive
A2+ + e- Energia di seconda ionizzazione A2+ A3+ + e- Energia di terza ionizzazione Le energie di seconda ionizzazione sono SEMPRE maggiori, perché la rimozione di un elettrone porta all’aumento dell’attrazione tra il nucleo e gli elettroni rimanenti