Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano! Per tutti gli orbitali, e -r/n a dove a = 53 pm,...
-
Upload
gioachino-ferrara -
Category
Documents
-
view
259 -
download
5
Transcript of Orbitale atomico Gli orbitali si compenetrano! Per tutti gli orbitali, e -r/n a dove a = 53 pm,...
Orbitale atomico
Gli orbitali si compenetrano!
Per tutti gli orbitali, e-r/na dove a = 53 pm, la funzione 2 che rappresenta la densità elettronica diminuisce quindi esponenzialmente con la distanza dal nucleo
Probabilità radiale: consideriamo un guscio sferico di
spessore dr piccolo con volume V = 4r2dr
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
Raggio più probabile dell’elettrone nell’orbitale 1s, a0 = 53 pm
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
Il segno degli orbitali
+
+
+
+
-
-
-
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
Atomi polielettroniciSolo 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.
Atomi polielettroniciPer 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
Atomi polielettroniciQuando 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!
Riempimento degli orbitaliVariazione di energia in funzione del numero atomico
Ordine di riempimento degli orbitali
Negli atomi polielettronici E(n,l).
Dipende anche da Z.
Configurazione elettronica dello stato
fondamentale
Come gli elettroni si distribuiscono fra i vari livelli
energetici nel modo che corrisponde alla minima
energia
Aufbau (costruzione)
• Il principio di minima energia• Il principio di Pauli• La regola di Hund
Il principio di minima energia
• Ogni elettrone deve occupare il livello e l’orbitale disponibile che ha la minima energia
Il principio di Pauli
• In un atomo non possono esistere due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali
quindiUn orbitale puo’ contenere al
massimo una coppia di elettroni con spin appaiati (o antiparalleli)
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)
Configurazione elettronica
1s2
Strato (indicato dal numero quantico n)
orbitale
numero di elettroni nell’orbitale
Proprietà periodicheQuale è il significato di periodicità?
Quali sono ?
Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità
Costruiamo la tabella periodica
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
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)
Tavola periodica
• Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma n crescente dall’alto verso il basso
Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di
transizioneSc [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
Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di
transizioneY [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.
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.
Tavola periodica e proprietà periodiche
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.
Energia di prima ionizzazione
Energia minima necessaria per togliere un elettrone ad un
atomo neutro isolato gassoso
A A+ + e-
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.
Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 4p6
5s2 5p6
2s1 3s14s1
5s16s1
n s1 (n-1) s2 (n-1) p6
Configurazione elettronica del gas nobile precedente
Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.
2s2 2 p1
3s2 3 p1
n s2 n p1 n s2
2s2
3s2
Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.
2s2 2p3
3s2 3p3
n s2 n p4 n s2 n p3
2s2 2p4
3s2 3p4
Energie di ionizzazione successive
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
A+ A2+ + e-
A2
+
A3+ + e-
Energia di seconda ionizzazione
Energia di terza ionizzazione