Bagatti, Corradi, Desco, Ropa Chimica - Zanichelli · 2017-08-01 · Chimica 2ed. F. Bagatti, E....

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa

Chimica seconda edizione

1 Chimica 2ed. F. Bagatti, E. Corradi, A. Desco, C. Ropa © Zanichelli, 2017

Bagatti, Corradi, Desco, Ropa, Chimica seconda edizione Capitolo 4. Modelli atomici e configurazione elettronica

SEGUI LA MAPPA

Atomi e particellesubatomiche

definire

Carica elettrica e legge di Coulomb

Elettroni ( e – ) Neutroni (n)

associareassociare

Numero atomico (Z) Numero di massa (A)

Gli isotopi

riconosceredefinire

Radioattività e tempo di

dimezzamento


dimezzamentoReazioni nucleari

Protoni ( p + )

definire e distinguere

individuare

Raggi catodici

Esperimento di Rutherford

Spettri atomici e transizioni elettroniche

Modello atomico di Thomson

Modello atomico nucleare

Modello atomico di Bohr

modelliesperimenti

Energia di ionizzazione

Modello atomico a orbitali e numeri

quantici

I modelliatomici

Configurazione elettronica



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 1 Elettroni, protoni e neutroni

Le forze tra cariche elettriche dello stesso tipo (positive o negative) sono repulsive (figura A). Le forze tra cariche elettriche di tipo contrario sono attrattive (figura B).

La carica elettrica è una proprietà della materia che di solito non viene percepita dai nostri sensi; presenta due ≪facce≫ a cui sono stati attribuiti convenzionalmente termini e simboli semplici: carica elettrica positiva (+) e carica elettrica negativa (−). Per strofinio alcuni corpi possono assumere temporaneamente una carica elettrica.

La legge di Coulomb consente di calcolare la forza, espressa in newton, che si manifesta tra cariche elettriche:

Il valore della costante k nel vuoto, e per approssimazione anche nell’aria, vale: 9,0 · 109 N · m2/C2

definire


A B

++

+ + +

+ –

–

carica in coulomb (C)

F = k Q 1 · Q 2 ______ d 2

forza in newton (N)

distanza in metri (m)



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici



I protoni (p+) sono le più piccole particelle con carica elettrica positiva che sono stabilmente presenti in tutti gli atomi.

Gli elettroni (e−) sono le più piccole particelle con carica elettrica negativa che sono stabilmente presenti in tutti gli atomi.

I neutroni (n) sono particelle, presenti negli atomi, che non presentano carica elettrica.

La massa del protone e del neutrone è quasi uguale, quella dell’elettrone è molto più piccola. La carica dell’elettrone e del protone ha lo stesso valore ma segno contrario.

Valori di massa e carica delle particelle subatomiche

Elettroni ( e – ) Neutroni (n)Protoni ( p + )


+++ +

–

–

–

–

Massa Carica

(kg) (u) (C) convenzionale

elettrone ( e − ) 9,109 · 10 −31 0,0005486 –1,602 · 10 −19 –1

protone ( p + ) 1,673 · 10 −27 1,007 –1,602 · 10 −19 +1

neutrone (n) 1,675 · 10 −27 1,009 0 0



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici



I raggi catodici che si generano hanno carica negativa e non cambiano anche se si cambia il metallo costituente il catodo e/o il gas contenuto nel tubo.

I tubi a raggi catodici rappresentati nelle figure hanno consentito di individuare gli elettroni e i protoni.

I raggi canale che si generano presentano una carica positiva che dipende dal gas contenuto nel tubo. Alla più piccola particella positiva fu dato il nome di protone.

Raggi catodici

esperimenti

raggi catodici (elettroni)

alla pompada vuoto

elevata differenzadi potenziale

piccoladifferenza

di potenziale

catodo anodo ++

–

–

raggi canale

+ +

+

+ –

+ –

––

alla pompa da vuoto

generatore di corrente elettrica

i raggi catodici diretti verso l’anodo

urtano le particelle di gas, formando particelle positive

chiamate raggi canale

i raggi canale, attratti dal catodo, colpiscono

il fondo che diventafluorescente

anodo raggi catodici(elettroni)

catodo



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 2 Il modello atomico nucleare

Rappresentazione dell’esperimento di Rutherford:

Il modello di Thomson descrive l’atomo come una specie di nuvola sferica con carica positiva diffusa in cui sono immersi corpuscoli di carica negativa.

I risultati dell’esperimento di Rutherford hanno consentito di elaborare il modello atomico nucleare.




modelli

fascio rettilineodi particelle

particelle respinte

sorgenteradioattiva

di particelle α

schermo fluorescente

lamina sottile di oro

la maggior partedelle particelle

non viene deviata

particelledeviate

+–

––

––

–

–

RutherfordSecondo il modello di Thomson le

–

–

–

–

––

–

Thomson

Le pochissime particelle (alfa) che vengono respinte trovano un ostacolo insormontabile, il nucleo, in cui è addensata tutta la carica positiva dell’atomo. I risultati non sono compatibili con il modello di Thomson.


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 2 Il modello atomico nucleare

4 Modelli atomici e configurazione elettronica

1 Elettroni, protoni e neutroni

2 Il modello atomico nucleare

Pagine di scienza Stephen Hawking e il modello standard delle particelle elementari

3 La radioattività

4 Il modello atomico di Bohr

5 L’energia di ionizzazione

6 Il modello atomico a orbitali


definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Il numero di protoni presenti nel nucleo degli atomi di un elemento ne rappresenta l’identità chimica e si chiama numero atomico (Z). Il numero totale di neutroni e protoni, particelle dette anche nucleoni, si chiama numero di massa (A).

Se si vuole conoscere il numero di neutroni in un atomo è sufficiente sottrarre ad A il valore Z.

Sono isotopi gli atomi di uno stesso elemento (uguale Z) che contengono un diverso numero di neutroni (diverso A).

Per esempio per il carbonio-12: numero di neutroni = 12 – 6.


Gli isotopi

individuare

Z

A l’isotopo del car

6 protoni6 neutroni6 elettroni

C126

idrogeno deuterio trizio H T3

1 oppureH D21 oppureH H1

1 oppure

+ + +– – –



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 3 La radioattività

Il grafico mostra il decadimento del trizio, un isotopo dell’idrogeno la cui massa dimezza ogni 12,3 anni.

Si chiama radioattività il fenomeno per cui i nuclei di atomi di particolari elementi, chiamati radioisotopi, emettono radiazioni trasformandosi in nuclei di atomi diversi.

Il tempo di dimezzamento (o emivita) indica il tempo necessario affinché una data massa di radioisotopo si dimezzi.

definire


dimezzamento


dimezzamento

Alfa (α) 2 4 He

Beta (β) –1 0 e

Gamma (γ) 0 0 γ

radiazioni !

radiazioni "

radiazioni #

piombo10 cm

piombo0,5 cm

carta

0 1 2 3numero di emivite

4 5 6

quan

tità

riman

ente

t = 0; 100 g

t = 12,3 a; 50 g

t = 24,6 a; 25 gt = 36,9 a; 12,5 g

t = 49,2 a; 6,25 g

Le radiazioni (gamma) sono certamente le più pericolose perché sono le più penetranti.



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 3 La radioattività

Nelle reazioni di fusione due o più nuclei si uniscono per formare un nucleo più grande.

Nelle reazioni nucleari gli atomi non si conservano e la formazione di nuovi nuclei è accompagnata da una diminuzione della massa. La trasformazione di massa in energia avviene secondo l’equazione di Einstein.

Nelle reazioni di fissione un nucleo grande viene spezzato in nuclei più piccoli.

riconoscere

Reazioni nucleari

massa (kg)

E = m · c 2 energia (J) velocità della luce

nel vuoto (3,0 · 10 8 m/s)

spezzato in nuclei più piccoli e si liberano uno o più neutroni.Un esempio di reazione di fissione è quella che si realizza bombardando con neu-

troni l’uranio-235; la reazione può essere così rappresentata:

92 235 U + 0 1 n → 36 94 Kr + 56 139 Ba + 3 0 1 n + E

+

++ + ++

deuterio trizio elio neutroneenergia+ + +

1 2 H + 1 3 H → 2 4 He + 0 1 n + E

prodotti di fissione

neutroni



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 4 Il modello atomico di Bohr

Secondo il modello atomico di Bohr gli elettroni si distribuiscono su orbite circolari quantizzate, cioè caratterizzate da precisi valori di energia.

Per tutte le radiazioni, lunghezza d’onda (λ) e frequenza (f ) sono grandezze inversamente proporzionali e vale la seguente relazione: λ · f = c dove c è la velocità della luce (nel vuoto vale 3,0・108 m/s)

I passaggi di elettroni da un’orbita a un’altra prendono il nome di transizioni elettroniche; l’insieme di tutte le radiazioni emesse a seguito delle transizioni elettroniche costituisce lo spettro di emissione, caratteristico per ciascun elemento.



E0EE

EE00EEEE1EE , E2EE , E3EE

E3EEE2EE

E1EE

elettronenucleo

stato fondamentalestati eccitati

cristallo di cloruro di sodio

ener

gia

statoeccitato

statoeccitato

statofondamentale



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 5 L’energia di ionizzazione

L’energia di ionizzazione (Ei) è la minima energia sufficiente per sottrarre un elettrone a un atomo libero, cioè non legato ad altri atomi.

Negli atomi il numero di elettroni è uguale a quello dei protoni e quindi, sottraendo elettroni, si creano particelle con carica elettrica positiva chiamate cationi. Per esempio:

N(g) + Ei → e− + N+(g)

L’analisi dei valori di tutte le energie di ionizzazione mostra che gli elettroni si dispongono in livelli di energia che si trovano a precise e diverse distanze dal nucleo. Nel modello atomico a livelli si individuano per gli elettroni 7 livelli di energia; ogni livello può contenere un numero massimo di elettroni come indicato nella tabella.

Energia di prima ionizzazione dei primi venti elementi

Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica 66

5 L’energia di ionizzazione I valori dell’energia di ionizzazione richiesta per allontanare gli elettroni dagli atomi sono una conferma del modello atomico a livelli

L’energia di ionizzazione e il modello atomico a livelliLa teoria sulla quantizzazione dell’energia suggerì a Bohr di elaborare un modello atomico in base al quale gli elettroni che ruotano intorno al nucleo possiedono solo determinati valori di energia.

Come vedremo il modello a orbite di Bohr è stato abbandonato, ma l’idea secon-do cui gli elettroni si muovono attorno al nucleo disponendosi in diversi e definiti livelli di energia è suffragato da altri dati sperimentali.

Un modo per ottenere informazioni sulla disposizione degli elettroni è quello di determinare l’energia necessaria per strappare uno dopo l’altro gli elettroni di un atomo libero.

Si chiama energia di ionizzazione (Ei) la minima energia sufficiente per sottrarre un elettrone a un atomo libero.

Occorre tener presente che negli atomi il numero di elettroni è uguale a quello dei protoni e quindi, sottraendo elettroni, si creano particelle con carica elettrica positiva chiamate cationi ( Figura 1). Per esempio:

N( g) + Ei → e − + N + ( g) Aumentando via via l’energia si possono togliere all’atomo tutti i suoi elettroni.

Più precisamente, l’energia necessaria per sottrarre il primo elettrone a un atomo neutro si chiama energia di prima ionizzazione (Ei′); quella per togliere un secondo elettrone si chiama energia di seconda ionizzazione (Ei″) e così via. Per esempio:

prima ionizzazione: C( g) + Ei′ → e − + C + ( g)

seconda ionizzazione: C + ( g) + Ei″ → e − + C 2+ ( g) È importante sottolineare che l’energia di ionizzazione dipende dalla forza con cui ogni elettrone è attratto dal nucleo e la forza dipende a sua volta dalla distanza me-dia che c’è tra ciascun elettrone e il nucleo e dalla carica positiva del nucleo.

Infatti, in base alla legge di Coulomb, se la distanza dell’elettrone dal nucleo di-minuisce la forza di attrazione nucleo-elettrone aumenta. Anche se la distanza resta uguale ma aumenta la carica del nucleo, la forza di attrazione nucleo-elettrone au-menta ( Figura 2).

++ – aumenta la carica;aumenta la forza

diminuisce la distanza;aumenta la forza

–+

–+

In un istogramma mettiamo a confronto i valori delle energie di prima ionizzazione dei primi 20 elementi, dall’idrogeno ( Z = 1 ) al calcio ( Z = 20 ) ( Figura 3).

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ZH He Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K CaLi

Ei’

Animazione in digitale Energia di ionizzazione

e livelli energetici

catione + elettrone

atomo

Ei

E

Figura 1 Per ionizzare un atomo occorre fornire l’energia sufficiente per vincere la forza di attrazione nucleo-elettrone.

Il berillio è un atomo con numero atomico Z = 4 .Scrivi le espressioni relative alla ionizzazione completa dell’atomo di berillio.

Prova tu 1

Figura 2 La diversa lunghezza delle frecce suggerisce la diversa intensità della forza di attrazione elettrone-nucleo.

Figura 3 I tre raggruppamenti nei quali si raggiunge un valore massimo, in corrispondenza dei numeri atomici 2, 10 e 18, sono sempre seguiti da un valore minimo.

Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica68

7 Le terne riportano in ordine i valori di prima, seconda e terza energia di ionizzazione (kJ/mol). Quale terna si può riferi-re a un elemento con due elettroni nel livello più esterno?

A 800 2426 3658B 900 1756 14 841C 1086 2352 4618

D 520 7294 11 809E 1000 1000 1000

8 Relativamente alla descrizione del modello atomico a li-velli, qual è l’unica affermazione sbagliata?

A I protoni e i neutroni costituiscono un nucleo centrale piccolis-simo rispetto al volume dell’atomo

B Gli elettroni compiono il loro movimento intorno al nucleo di-sponendosi su determinati livelli

C I livelli si trovano a distanze diverse dal nucleo alle quali corri-spondono precisi valori di energia

D L’energia di ionizzazione consente di individuare che gli elettro-ni si dispongono attorno al nucleo in livelli energetici

E I neutroni costituiscono il nucleo, i protoni occupano il livello più interno mentre gli elettroni si dispongono via via negli altri livelli

9 In relazione al modello a livelli, indica per ogni afferma-zione se è vera o falsa.

a) I livelli di energia sono posti a una distanza che dipende dalnumero di massa del nucleo V F

b) Gli elettroni ruotano intorno al nucleo disponendosi su deter-minati livelli di energia V F

c) L’energia di un livello aumenta al crescere della sua distanzadal nucleo V F

d) Ogni livello energetico può contenere un numero massimo dielettroni V F

10 Which of the following shows the correct order of the ioni-zation energy?

A Cl > Si > NaB Na < Si = Cl

C Cl < Si < NaD Cl < Si > Na

11 What is the maximum number of electrons that can be con-tained in the 4th principal energy level?

A 8B 18

C 32D 50

1 Completa la seguente frase.L’energia di prima ionizzazione è l’energia neces-saria per sottrarre un a un atomo libero.

2 L’energia di prima ionizzazione del berillio è 899 kJ/mol.Correggi la seguente espressione relativa al processo:Be2+ + e‒ → Be+ + 899 kJ/mol

3 Associa a ogni equazione quello che potrebbe essere il corretto valore di energia di ionizzazione.

a) Na+ → Na 2+ + e –b) Na2+ → Na3+ + e–

c) Na → Na+ + e–

1) Ei = 496 kJ/mol2) Ei = 4562 kJ/mol3) Ei = 6910 kJ/mol

4 L’energia di prima ionizzazione del potassio è minore diquella del calcio. Ciò si spiega perché:

A il calcio ha massa atomica maggioreB nel nucleo del potassio ci sono meno neutroniC la forza attrattiva del nucleo del calcio è maggioreD l’elettrone del potassio è più lontano dal nucleoE il potassio ha un elettrone di meno

5 L’atomo di potassio (Z = 19) e l’atomo di sodio (Z = 11)hanno entrambi un solo elettrone nell’ultimo livello occupato; tuttavia l’energia di prima ionizzazione del potassio è minore dell’energia di prima ionizzazione del sodio. Come si può spie-gare questo fatto?

A L’elettrone da sottrarre al sodio si trova in un livello con energia maggiore di quello del potassio

B L’elettrone da sottrarre al potassio è attratto da un nucleo che ha una carica positiva maggiore

C L’elettrone da sottrarre al sodio è attratto da un nucleo che ha una massa minore

D L’elettrone da sottrarre al sodio è in un livello più vicino al nu-cleo dell’elettrone del potassio

E L’elettrone da sottrarre al potassio è respinto dagli elettroni chesi muovono nello stesso livello

6 Completa l’espressione che descrive un processo di io-nizzazione del ferro: Fe 2+ + Ei‴ → + e–

Esercizi 5 L’energia di ionizzazione

L’analisi dei valori di tutte le energie di ionizzazione di tutti gli atomi conferma la validità del modello atomico a livelli.

Nel modello atomico a livelli gli elettroni occupano lo spazio attorno al nucleodisponendosi in livelli di energia che si trovano a precise e diverse distanze dal nucleo.

Presentiamo gli aspetti fondamentali che caratterizzano questo modello.• Gli elettroni in movimento si dispongono intorno al nucleo soltanto in ben pre-

cisi livelli di energia disposti a distanza crescente dal nucleo.• I livelli di energia sono 7; ogni livello può contenere un numero massimo di elet-

troni come si vede nella Tabella 1.• Gli elettroni di un atomo occupano i livelli energetici a partire dal primo e vanno

nel livello successivo solo se i precedenti sono completi.

Tabella 1Livello Numero massimo

di elettroni1° 2

2° 8

3° 8

4° 18

5° 18

6° 32

7° 32




definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 6 Il modello atomico a orbitali

Il modello atomico a orbitali individua le zone (orbitali) in cui è alta la probabilità di trovare l’elettrone in movimento.

Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non possono esistere due elettroni che abbiano uguali tutti e quattro i numeri quantici.

•  numero quantico principale (n) •  numero quantico secondario (l) •  numero quantico magnetico (m) •  numero quantico di spin (ms)

1 e 2 sono numeri quantici principali

Lo stato energetico di ogni elettrone è individuato da quattro numeri quantici:

Il tipo di orbitale s, p, d, f è correlato al numero quantico secondario l. Il numero quantico magnetico descrive l’orientazione nello spazio degli orbitali.

numero quantico di spin


quantici1s 2s

z z z

y y

xx xy

px py pz

ms = – 12

ms = + 12



definire



associareassociare


Gli isotopi

riconosceredefinire


dimezzamento



Protoni ( p + )


individuare

Raggi catodici






modelliesperimenti



quantici

I modelliatomici


Capitolo 4 Modelli atomici e configurazione elettronica Lezione 6 Il modello atomico a orbitali

In base al principio di Aufbau gli elettroni si distribuiscono negli orbitali partendo da quello a energia minore.

La struttura elettronica o configurazione elettronica di un elemento può essere rappresentata riportando dopo il simbolo la successione degli orbitali con il relativo numero di elettroni. Per scriverla si può seguire l’ordine di riempimento degli orbitali rappresentato in figura. Per esempio, per lo zinco (Z = 30) si scrive:

La distribuzione degli elettroni negli atomi di sodio (Z = 11) può essere rappresentata in questo modo:

Le due frecce-elettrone con verso contrario nello stesso quadratino-orbitale simboleggiano i valori opposti di spin.



Vediamo alcuni esempi. Gli atomi di idrogeno possiedono un solo elettrone e quando un atomo di idrogeno è nello stato fondamentale il suo elettrone si trova nell’orbitale 1s. Gli atomi di sodio hanno undici elettroni e possiamo mostrare la loro distribuzione nei diversi livelli con una rappresentazione in cui ogni freccia rappresenta un elettrone. Le due frecce-elettrone di verso opposto nello stesso qua-dratino-orbitale simboleggiano gli opposti valori di spin ( Figura 11).

1s 2s 3s2p

Nel primo livello si trovano due elettroni nell’orbitale 1s, nel secondo livello trovano posto otto elettroni (2 nell’orbitale 2s e 6 nei tre orbitali 2p) e infine nel terzo livello si ha un solo elettrone nell’orbitale 3s. In ogni orbitale del 1° e del 2° livello ci sono sempre due elettroni che hanno spin opposto (elettroni appaiati); nell’orbitale 3s c’è un solo elettrone (elettrone spaiato).

Il fisico tedesco F. Hund ha legato il suo nome alla seconda regola.In base alla regola di Hund gli elettroni che si dispongono in orbitali con la stessa

energia tendono a occuparne il maggior numero in modo da avere il maggior nu-mero di elettroni spaiati.

Per applicare questa regola consideriamo, per esempio, la distribuzione degli elet-troni nell’atomo di carbonio ( Figura 12); dato che esso possiede sei elettroni, due si collocano nell’orbitale 1s, due nell’orbitale 2s e altri due nei tre orbitali 2p; dato che i tre orbitali p hanno la stessa energia, in base alla regola di Hund, i due elettroni si dispongono in due orbitali p differenti:

Figura 12 1s 2s 2p

Come si vede i due elettroni negli orbitali 2p sono spaiati e hanno lo stesso spin.

Rappresenta la distribuzione degli elettroni nell’atomo di fosforo, utilizzando la simbologia con i quadratini e le freccette.

Prova tu 4

La struttura elettronica o configurazione elettronica, cioè il modo con cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo, può essere dunque descritta rappresentando gli orbitali (con un quadratino o un cerchietto) e gli elettroni (con le freccette).

Di solito si usa però una diversa notazione: per rappresentare schematicamente la struttura elettronica o configurazione elettronica di un elemento si riporta dopo il simbolo la successione degli orbitali con il relativo numero di elettroni.

Consideriamo per esempio l’atomo più semplice, quello di idrogeno: per indicare la sua struttura elettronica scriviamo: H → 1 s 1 .

Quando l’atomo ha un numero maggiore di elettroni si devono riportare gli orbi-tali partendo dall’1s e seguendo l’ordine di riempimento, così come viene presentato nella figura della pagina precedente fino a esaurire il numero di elettroni. Per esem-pio, per lo zinco ( Z = 30 ) si scrive:

Zn → 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10

Scrivi la struttura elettronica dello stagno ( Z = 50 ).

Prova tu 5

Figura 11 Distribuzione degli elettroni (frecce) dell’atomo di sodio nei diversi orbitali (quadratini).

In quale orbitale si trova l’ultimo elettrone dell’ittrio?

Prova tu 3

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

4f

5f


Vediamo alcuni esempi. Gli atomi di idrogeno possiedono un solo elettrone e quando un atomo di idrogeno è nello stato fondamentale il suo elettrone si trova nell’orbitale 1s. Gli atomi di sodio hanno undici elettroni e possiamo mostrare la loro distribuzione nei diversi livelli con una rappresentazione in cui ogni freccia rappresenta un elettrone. Le due frecce-elettrone di verso opposto nello stesso qua-dratino-orbitale simboleggiano gli opposti valori di spin ( Figura 11).

1s 2s 3s2p

Nel primo livello si trovano due elettroni nell’orbitale 1s, nel secondo livello trovano posto otto elettroni (2 nell’orbitale 2s e 6 nei tre orbitali 2p) e infine nel terzo livello si ha un solo elettrone nell’orbitale 3s. In ogni orbitale del 1° e del 2° livello ci sono sempre due elettroni che hanno spin opposto (elettroni appaiati); nell’orbitale 3s c’è un solo elettrone (elettrone spaiato).

Il fisico tedesco F. Hund ha legato il suo nome alla seconda regola.In base alla regola di Hund gli elettroni che si dispongono in orbitali con la stessa

energia tendono a occuparne il maggior numero in modo da avere il maggior nu-mero di elettroni spaiati.

Per applicare questa regola consideriamo, per esempio, la distribuzione degli elet-troni nell’atomo di carbonio ( Figura 12); dato che esso possiede sei elettroni, due si collocano nell’orbitale 1s, due nell’orbitale 2s e altri due nei tre orbitali 2p; dato che i tre orbitali p hanno la stessa energia, in base alla regola di Hund, i due elettroni si dispongono in due orbitali p differenti:

Figura 12 1s 2s 2p

Come si vede i due elettroni negli orbitali 2p sono spaiati e hanno lo stesso spin.

Rappresenta la distribuzione degli elettroni nell’atomo di fosforo, utilizzando la simbologia con i quadratini e le freccette.

Prova tu 4

La struttura elettronica o configurazione elettronica, cioè il modo con cui gli elettroni si dispongono attorno al nucleo, può essere dunque descritta rappresentando gli orbitali (con un quadratino o un cerchietto) e gli elettroni (con le freccette).

Di solito si usa però una diversa notazione: per rappresentare schematicamente la struttura elettronica o configurazione elettronica di un elemento si riporta dopo il simbolo la successione degli orbitali con il relativo numero di elettroni.

Consideriamo per esempio l’atomo più semplice, quello di idrogeno: per indicare la sua struttura elettronica scriviamo: H → 1 s 1 .

Quando l’atomo ha un numero maggiore di elettroni si devono riportare gli orbi-tali partendo dall’1s e seguendo l’ordine di riempimento, così come viene presentato nella figura della pagina precedente fino a esaurire il numero di elettroni. Per esem-pio, per lo zinco ( Z = 30 ) si scrive:

Zn → 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10

Scrivi la struttura elettronica dello stagno ( Z = 50 ).

Prova tu 5

Figura 11 Distribuzione degli elettroni (frecce) dell’atomo di sodio nei diversi orbitali (quadratini).

In quale orbitale si trova l’ultimo elettrone dell’ittrio?

Prova tu 3


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