LEZIONE 2 Configurazioni elettroniche e tavola periodica. De Rosa. Lezione 2. aa 12.13...

LEZIONE 2

Configurazioni elettroniche e tavola periodica

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldi

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1. Principio di Aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali inordine crescente di energia. dipende dai numeriquantici n ed l.

2. Principio di esclusione di Pauli: in un atomo due elettroninon possono essere descritti dalla stessa sequenza dei quattronumero quantici (principale, secondario, magnetico, spin)in un orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni.

3. Regola di Hund: quando si hanno a disposizione più orbitalidegeneri (es. 2p), gli elettroni tendono a occuparli con spinparalleli finché ci sono orbitali vuoti a disposizione.

COSTRUZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA



Riempimento degli orbitali in ordine crescente di energia

7s

6s 6p 6d 6f

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s



Ene

rgia

1 s

2p2s

3p3s

3d 4p4s

4d4f

n =1

n =2

n = 3

n = 4



Principio di esclusione di Pauli

In un orbitale ci sono al massimo 2 eIn uno stessoorbitale,caratterizzato dauna terna dinumeri quantici(n, l, m) sipossono averesoltanto dueelettroni che, intal caso, devonoavere spinopposti.



Distribuzione degli elettroni Il numero di sottolivelli in ogni livello è uguale al numeroquantico principale n:

n=1 (1s)n=2 (2s, 2p)n=3 (3s, 3p, 3d)n=4 (4s, 4p, 4d, 4f)


Il numero massimo dielettroni in un livello è 2n2.n=1 (1s2) 2en=2 (2s2, 2p6) 8en=3 (3s2, 3p6, 3d10) 18en=4 (4s2, 4p6, 4d10, 4f14) 32e

Il numero massimo dielettroni in un sottolivello è:

s 2ep 6ed 10ef 14e


Distribuzione degli elettroni Livello

(n)Sottolivelli (s, p, d, f)

Numero di elettroni nei sottolivelli

Numero totale di elettroni nel

livello (2n2)

1 1s 2 22 2s

2p26

8

3 3s3p3d

26

1018

4 4s4p4d4f

26

1014

32



Esempi

Scrivere la configurazione elettronica

1s2 2s2 2p4

1 s 2 s 2 p



1s 2s 2px 2py 2pzH 1s1

He 1s2

Li 1s2 2s1

Be 1s2 2s2

B 1s2 2s2 2p1

C 1s2 2s2 2p2

N 1s2 2s2 2p3

F 1s2 2s2 2p5

Ne 1s2 2s2 2p6

O 1s2 2s2 2p4

Riempimento dei livelli n=1 e n=2scaricato da www.sunhope.it

1s

ener

gia

2s 2px 2py 2pz

.Dopo il riempimento degli orbitali 3s 3p, il 19°elettrone Completato questo orbitale (con il Ca), il 21° elettrone si va a porre in uno dei cinque orbitali 3d.

3d4s

3s 3px 3py 3pz


TAVOLA PERIODICA

Tavola periodicaMetalli e non metalliReattività dei gruppi I, II, VI, VIICenni su III, IV, V gruppoGas nobiliValenzaAffinità elettronicaEnergia di ionizzazioneElettronegatività



LA TAVOLA PERIODICA

Concepita dal chimico Mendeleev sulla base dianalogie e differenze di comportamento tra ivari elementiRiorganizzazione e razionalizzazione successivain termini di struttura elettronica dei varielementi

Dmitri Mendeleev (1834-1907)



Otto colonne = VIII gruppiSette righe = 7 periodiI gruppi sono numerati da I a VIII da sinistra a destra e i periodi da 1 a


LA TAVOLA PERIODICAscaricato da www.sunhope.it


Gli elementi a sinistra sono detti del blocco s, quelli a destra sono detti delblocco p e quelli al centro del blocco d (elementi di transizione).Nel VI periodo, tra il lantanio e si trovano ulteriori 14 elementi dettilantanidi. Nel VII periodo si ha un analogo gruppo di elementi aggiuntividetti attinidi. Lantanidi e attinidi costituiscono il gruppo f della tavolaperiodica.


CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI IN METALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)

Una linea diagonale che taglia la tabella periodica, come descritto in figura, consente di individuare gli elementi di tipo metallico e non metallico



GLI ELEMENTI METALLICI

Solidi a temperatura ambiente (ad eccezione del mercurio: Tf= 39°C)Alta conducibilità elettricaOttimi conduttori del caloreAlto potere riflettente e lucentezza metallicaDuttili e malleabiliSe riscaldati o esposti a radiazioni elevate si rileva effetto fotoelettrico ed effetto termoionico



GLI ELEMENTI NON METALLICIPossono essere gas, liquidi o solidi a temperatura ambienteCattivi conduttori di caloreIsolantiNon riflettono la luce e non hanno aspetto metallicoAllo stato solido sono in genere fragiliNon mostrano effetto fotoelettrico o termoionico



ELEMENTI RAPPRESENTATIVI DIMETALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)



(I GRUPPO)Hanno tutti carattere metallicoFormano cationi di carica +1Reagiscono con H2, O2 (formando ossidi basici di formula M2Oche con acqua danno idrossidi che si comportano come basi forti),alogeni e H2O (la rex con acqua è violenta, la reattività aumentalungo il gruppo)Essendo molto reattivi non si trovano in natura come metalli liberi masoprattutto sottoforma di sali

3

Li6,939

19

K39,102

37

Rb85,47

11

Na22,990

55

Cs132,91

2 Li + H2 2 LiH 2 Na + Cl2 2 NaCl

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2


2 Li(s) + ½O2(g) Li2O(s)

Li2O(s) + H2O(l) LiOH(s) 2 Li+ + 2 OH-


ALCALINO-TERROSI (II GRUPPO)

Ca + H2 CaH2 Be + Cl2 BeCl2

Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2

4

Be9,0122

12

Mg24,312

20

Ca40,08

38

Sr87,62

56

Ba137,34


Hanno tutti carattere metallico, sono più duri rispetto ai metalli alcalini fondono a temperature più alte e sono meno reattiviFormano cationi di carica +2 (il Be, con Eion più alta, forma anche legami covalenti)

Reagiscono con H2, O2 (formando ossidi basici di formula MO), alogeni e H2O (la rex con acqua è meno violenta di quella dei metalli alcalini)In natura si trovano soprattutto sottoforma di Sali e ossidi

Ca(s) + ½O2(g) CaO(s)

CaO(s) + H2O(l) CaOH2(s) Ca2+ + 2 OH-


METALLI

NON METALLI

Gli elementi dei Gruppi dal III al VII hanno caratteristiche varie,

carattere metallico e non metallico.

III VIIGRUPPI III-VI scaricato da www.sunhope.it

5

B10,811

13

Al26,982

31

Ga69,72

49

In114,82

81

Tl204,37

Indio (In) (in alto)

Alluminio (Al) (in basso)

III GRUPPO


Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2 np1

Il boro è un non metallomentre Al, Ga, In e Tl sono tutti metalli.


Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2 np2

carbonio (non metallo), silicio e germanio (semi metalli)

stagno e piombo (metalli)


Elementi del gruppo IV

C

Si Sn

Pb


7

N14,007

15

P30,9738

33

As74,922

51

Sb121,75

83

Bi208,980

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldiazoto liquido (N2) fosforo bianco (P4) arsenico (As) antimonio (Sb)

bismuto (Bi)

La situazione nei Gruppi V e VI è simile a quella delGruppo IV, ma aumenta la presenza di elementi nonmetallici.Così, nel Gruppo V si passa

azoto (un gas, e principale costituentee dal fosforo (non metalli) e

(semimetalli) e al bismuto (metallo) Glielementi del V gruppo hanno configurazione elettronicans2np3, quelli del VI ns2 np4

Gli elementi del V gruppo hanno configurazioneelettronica ns2 np3, quelli del VI ns2 np4


DEL VI GRUPPO

S + H2 H2S

gas

solidi

O2 + 2H2 2H2O


O, S e Se sono non metalli; Te è un semimetalloPo è un metallo


GRUPPO: ALOGENIGli alogeni sono tipici non metalli.Hanno configurazione ns2np5

A temperatura ambiente, Fluoro e Cloro sonogassosi, il Bromo è liquido e lo Iodio è solido.Tutti gli alogeni formano una molecolabiatomica: F2, Cl2, Br2 e I2.

17

Cl35,453

35

Br79,909

53

I126,904

9

F18,998

Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldicloro bromo iodio


2 per dare composti gassosi solubili in acqua a carattere acido:

Reagiscono con i metalli dando alogenuri

Cl2 + H2 2 HCl

I2 + 2 Na 2 NaI

F2 + H2 2HF



VIII GRUPPO: GAS NOBILI

Hanno configurazione elettronica ns2np6

Sono tutti gas a temperatura ambiente

Sono dei tipici non metalli

Hanno struttura monoatomica

Sono fortemente inerti

10

Ne20,183

18

Ar39,948

36

Kr83,80

54

Xe131,30

2

He4,0026



ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONERAGGIO ATOMICOAFFINITÀ ELETTRONICAELETTRONEGATIVITÀ



ENERGIA DI IONIZZAZIONE

(EI) di un

allontanare un elettrone da un atomo

Idrogeno (H) 2,18x10-18 JElio (He) 3,9x10-18 JSodio (Na) 0,8x10-18 J

Elemento EIAtomo + ione + elettroneEnergia di ionizzazione



Gli elettroni di H e He appartengono entrambi al primo livello energetico (n=1) e sono circa alla stessa distanza dal nucleo. Tuttavia la carica

più grande la forza di attrazione tra nucleo ed elettroni.

Idrogeno (H) 2,18x10-18 JElio (He) 3,9x10-18 J

Elemento EI

ENERGIA DI IONIZZAZIONE



Energia di ionizzazione

numero atomico.



Aum

ento

del

num

ero

quan

tico

n

Aumento del raggio

Aumento della carica nucleareDiminuzionedel raggio

RAGGIO ATOMICO scaricato da www.sunhope.it

affinità elettronica la variazione di energia che si misura quando un atomo libero cattura un elettrone

Es.

a)di 3,61 eV.

Cl (g) + e-(g) Cl-(g) E = -3,61 eV





La capacità di un atomo in una molecola diattrarre a sè gli elettroni di legame è chiamata

elettronegatività.

Tale capacità ha un andamento periodico: aumenta procedendo lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo



elemento più elettronegativo



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