Struttura atomica, configurazione elettronica e ...

Struttura atomica, configurazione elettronica e periodicità chimica

Dualismo onda-particella (V. de Broglie)

Principio di indeterminazione (W. Heisenberg)

Equazione di Shrödinger (1925)

Modello quantomeccanico dell’atomo di idrogeno

Il modello descrive un atomo che ha determinate quantità permesse di energia in virtù del moto ondulatorio permesso di un elettrone di cui non è possibile conoscere esattamente la posizione.

La funzione d’onda Ψ (psi) è una funzione matematica, priva di significato fisico, del moto dell’elettrone (materia-onda) in termini di tempo e di posizione.

La funzione d’onda (Ψ) (orbitale atomico)

Ogni soluzione dell’equazione, cioè ogni stato energetico dell’atomo, è associata ad una specifica funzione d’onda Ψ(orbitale atomico.)

Erwin Schrödinger, basandosi proprio sulla natura ondulatoria dell’elettrone, formulò una teoria nota come Meccanica Ondulatoria che permetteva di descrivere matematicamente le proprietà ondulatorie di particelle microscopiche ed in particolare dell'elettrone.

Schrödinger dimostrò che, nel casodi particelle vincolate, cioè soggette aforze come gli elettroni in un atomocostretti ad orbitare intorno ad unnucleo, l’equazione ammettevasoluzioni solo nel caso in cui l'energiadelle particelle assumeva dei valoriben precisi.

Fu Schrödinger ad introdurre quello che fu poiconsiderato il principale concetto della TeoriaQuantistica, ossia il concetto di funzioned’onda Ψ di una particella che sostituì quellodi traiettoria precisa.

La funzione d'onda consisteva in una funzionematematica contenente tutte le informazioniriguardanti l'evoluzione nello spazio e neltempo di un'onda-particella quantistica entroun campo di forza conservativo.

Il nome “funzione d'onda” derivò dal fatto cheuna tale funzione era in grado di descrive ilcomportamento di un corpuscolo materialeconsiderato però come un'onda.

Al quadrato della funzione d’onda Ψ2 (psi) si attribuisce invecesignificato fisico ed esprime la probabilità che l’elettrone(materia-onda) si trovi in una determinata porzione di volumeall’interno dell’atomo.

Per un dato livello energetico, si rappresenta Ψ2 con un diagramma della densità di probabilità elettronica (densità elettronica)nota anche come rappresentazione della nuvola elettronica.

Densità di probabilità elettronica (nuvola elettronica)

Ogni orbitale atomico ha una caratteristica distribuzione di probabilità radiale ed una superficie di contorno a probabilità costante.

Nel caso dell’onda associata all’elettrone nell’atomo, sebbene Ψ non abbia significato fisico, il suo quadrato Ψ2 rappresenta la probabilità di trovare l’elettrone in unadeterminata posizione.

Numeri quantici

Un orbitale atomico, i.e. la sua distribuzione di probabilità radiale, è individuato da tre numeri quantici in relazione gerarchica che ne definiscono:

dimensione (n)

forma (l)

orientamento (ml)

Numero quantico principale (n)

• assume valori interi positivi n=1,2,3,…

• un insieme di orbitali con lo stesso valore di n è chiamato livello

• definisce la dimensione dell’orbitale

maggiore il valore di n maggiore dimensione dell’orbitale e la distanza dal nucleo

• definisce livello energetico dell’atomo di idrogeno

• assume valori interi compresi tra 0 ed n-1

• definisce la forma degli orbitali

Numero quantico del momento angolare (l)

• un insieme di orbitali con lo stesso valore di n ed l è denominato sottolivello, ciascuno dei quali è denominato con una lettera:

l=0 sottolivello s

l=1 sottolivello p

l=2 sottolivello d

l=3 sottolivello f

Numero quantico magnetico (ml)

• assume valori interi compresi tra -l e +l

• numero di valori possibili è pari a 2l + 1 per ogni valore di l

• definisce l’orientamento dell’orbitale nello spazio attorno al nucleo

Geometria degli orbitali atomici

l=0

l=1

l=2

l=3

2l + 1 orbitali

sottolivelli

livello

Atomi polielettronici

Equazione di S. non fornisce soluzioni esatte per atomi polielettronici ma fornisce

ottime soluzioni approssimate che mostrano che gli orbitali di atomi polielettronici

sono idrogenoidi, simili cioè a quelli dell’atomo di idrogeno.

La presenza di più elettroni impone tuttavia:

• quarto numero quantico

• limite numero di elettroni per orbitale

•insieme complesso di livelli energetici degli orbitali

• verso di rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse

• valori ammessi sono +1/2 oppure -1/2

Numero quantico di spin dell’elettrone (ms)

Ciascun elettrone in un atomo polielettronico è descritto completamente da 4 numeri quantici

Principio di esclusione(W. Pauli 1945, premio Nobel)

“In un atomo non possono coesistere due o più elettroni con i

quattro numeri quantici uguali”

un orbitale atomico può contenere al massimo due

elettroni con spin antiparalleli

Quindi…

Numero massimo di elettroni per livello

Principio della massima molteplicità(F. Hund 1925)

“Se più elettroni occupano orbitali degeneri, essi si distribuiscono con

spin paralleli ad occupare il numero massimo di essi.”

Configurazione elettronica di un elemento allo stato fondamentale (Aufbau)

Distribuzione degli elettroni negli orbitali atomici

a partire dall’orbitale ad energia minore,

rispettando il principio di Hund della massima

molteplicità ed il principio di esclusione di Pauli

Livelli energetici degli orbitali in atomi polielettronici

Lo stato energetico di un atomo di idrogeno dipende esclusivamente dal numero quantico n.Tutti i sottolivelli di un determinato livello hanno la stessa energia poiché l’unica interazionepresente è tra nucleo ed elettrone.

Nel caso di atomi polielettronici subentrano interazioni elettrone–elettrone ed interazionetra nucleo e diversi elettroni.

Questo genera lo separazione (splitting) dei livelli energetici in sottolivelli di differente energia.

L’energia di un orbitale di un atomo polielettronico dipende principalmente dal valore del numero quantico principale n,

associato alla dimensione dell’orbitale, ed in parte dal valore del numero quantico di momento angolare l, associato alla

forma dell’orbitale.

1s1

numero quanticopricipale n

numero quanticoangolare l

numero di elettroni nell’orbitale o sottolivello

Li, Z=3

H, Z=1

He, Z=21s2

1s22s1 [He]2s1

Configurazione elettronica (Aufbau)

Configurazione elettronica condensata dello stato fondamentale dei primi

18 elementi da H ad Ar

Qual è la configurazione elettronica di Mg?

Mg 12 elettroni

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s

1s2 2s2 2p6 3s2 (verifica: 2 + 2 + 6 + 2 = 12 elettroni)

[Ne]3s2 [Ne] 1s22s22p6

Quali sono i possibili numeri quantici per l’ultimoelettrone (il più esterno) di Cl?

Cl 17 elettroni 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s

1s22s22p63s23p5 (verifica: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 elettroni)

L’ultimo elettrone si posiziona nell’orbitale 3p

n = 3 l = 1 ml = -1, 0, or +1 ms = ½ or -½

Esempi

Diagramma verticale ad orbitali (Aufbau)

Litio, Li Z=3

Tavola periodica e configurazione elettronica

Elementi disposti in blocchi di sottolivelli che si presentano in ordine di energia crescente.

Categorie di elettroni

Elettroni interni elettroni del gas nobile che precede l’elemento nella tavola periodica,

riempiono tutti i livelli energetici inferiori di un atomo.

Elettroni esternielettroni presenti nel livello energetico più elevato, quindi si trovano ad elevata

distanza dal nucleo

Elettroni di valenzaelettroni coinvolti nella formazione di composti (legame chimico).

per elementi dei gruppi principali elettroni valenza sono gli elettroni esterni.

Tavola periodica ed elettroni esterni

Per gli elementi dei gruppi principali, il numero del gruppo è pari al numero di elettroni esterni.

Il numero del periodo corrisponde al valore di n del livello energetico maggiore.

Numero totale di orbitali per un dato livello (o guscio) è pari ad n2

Numero totale di elettroni per un dato livello è pari a 2n2


Elementi disposti in blocchi di sottolivelli che si presentano in ordine di energia crescente.

Elettroni di valenza per i gruppi principali

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3

6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Gruppo Numero e– di valenzaConfig. Elettronica

Elettroni esterni coinvolti nella formazione di composti

Simbologia di Lewis

Configurazione elettronicae periodicità chimica

raggio atomico

raggio ionico

energia di ionizzazione

affinità per l’elettrone

reattività

Il comportamento chimico e fisico degli elementi si basa sulla configurazione elettronica (proprietà periodiche).

Raggio atomico (pm)

Raggi ionici (pm)

Raggi ionici (pm) vs raggi atomici (pm)

L’energia di ionizzazione è l’energia minima (kJ/mol) richiesta per rimuovere una mole di elettroni da una mole di atomi nel suo

stato fondamentale allo stato gassoso.

I1 + X (g) X+(g) + e-

I2 + X+(g) X2+

(g) + e-

I3 + X2+(g) X3+

(g) + e-

I1 Energia di prima ionizzazione

I2 Energia di seconda ionizzazione

I3 Energia di terza ionizzazione

8.4

I1 < I2 < I3

Energia di ionizzazione (I)

Andamento dell’energia di prima ionizzazione

Aumento dell’energia di prima ionizzazione

Au

men

tod

ell’e

ner

gia

dip

rim

a io

niz

zazi

on

e

Andamento dell’energia di prima ionizzazione

Configurazione elettronica e periodicità chimica: affinità elettronica

Variazione di energia che accompagna l’aggiunta di mole di elettroni ad una mole di atomi nello stato fondamentale

allo stato gassoso.

Atomo (g) + e- ione- (g) DE=Eael

In sintesi…

Elementi del Gruppo 1A (ns1, n 2)


M M1+ + 1e-

2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)

4M(s) + O2(g) 2M2O(s)

Au

me

nto

del

lare

atti

vvit

à

Marie Curie

Premio Nobel per la Chimica nel 1911 per l’isolamento di Radio (Ra) e Polonio (Po) !


M M+2 + 2e-

Be(s) + 2H2O(l) Nessuna Reazione

Au

men

to d

ella

rea

ttiv

ità

Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(aq) + H2(g)

M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba

Elementi del Gruppo 3A (ns2np1, n 2)

Boro


4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)

2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+

(aq) + 3H2(g)


Sn(s) + 2H+(aq) Sn2+

(aq) + H2 (g)

Pb(s) + 2H+(aq) Pb2+

(aq) + H2 (g)


N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq)

P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq)

Elementi del gruppo 6A (16)


SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)


X + 1e- X-1

X2(g) + H2(g) 2HX(g)

Au

me

nto

dir

eatt

ivit

à


sottolivelli ns e np completienergie di ionizzazione elevatenessuna tendenza ad accettare o cedere elettroni

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