Atomo e proprietà periodiche

NUMERI QUANTICI

NUMERO QUANTICO PRINCIPALE (n):

 n = 1,2,3,4……. n 1

≥

o descrive l’energia dell’elettrone e la dimensione dell’orbitale.

o L’energia di un elettrone in orbita ha un valore negativo (perché un

o elettrone nell’atomo possiede un energia minore di un elettrone libero).

Quando un elettrone è molto lontano dal nucleo (n = ) il valore

∞

dell’energia è nullo.

Quando gli elettroni si trovano nel livello energetico più basso (n =1)

o l’atomo si trova nello stato fondamentale: quando invece si trovano nei

livelli energetici più alti l’atomo si trova nello stato eccitato.

I livelli energetici sonono progressivamente sempre più vicini tra loro al

o crescere di n.

NUMERO QUANTICO ORBITALE (l)

 l = 0,1,2,3…… n-1

o descrive la forma dell’onda (orbitale).

o È un sottolivello del livello n.

o Ogni valore di l corrisponde a un sottolivello:

o Valore di l Corrispondente sottolivello

s

0 p

1 d

2 f

3

NUMERO QUANTICO MAGNETICO (m ):

 l

m = -l, 0, +l

o l

descrive l’orientazione dell’onda (orbitale) nello spazio.

o

NUMERO QUANTICO DI SPIN (m ):

 s

+1 1

;−

m =

o s 2 2

Spin significa “rotazione” ed è una proprietà che possiede l’elettrone

o quando viene posto in prossimità di un campo magnetico gli elettroni



si comportano come piccoli magneti perché ruotano su se stessi.

Per ogni elettrone dell’atomo i numeri quantici avranno dei valori ben definiti.

I numeri quantici vanno inseriti nell’equazione di Schrodinger e permettono di

ottenere il valore della funzione d’onda .

La funzione d’onda descrive l’elettrone nell’atomo come onda stazionaria o



orbitale.

PROBLEMA DELLA DIMENSIONE DI UN ATOMO: QUANTO È GRANDE UN ATOMO?

Un atomo è grande quanto tutto l’universo, ma non conosciamo l’universo!

Quindi è necessario determinare “arbitrariamente” dove finisce un atomo: si

definisce una regione dove ho il 90% di probabilità di trovare un elettrone.

ORBITALI ATOMO

s

ORBITALE s

Tutti gli orbitali sono di forma sferica. La sfera definisce “arbitrarimente” la

regione di spazio in cui si ha la possibilità del 90 % di trovare un elettrone (non

s n.

esiste un confine netto). La dimensione degli orbitali aumenta con

Orbitale 1s:

DENSITÀ DI PROBABILITÀ : la probabilità di

2

 ψ

trovare un elettrone è massima sul nucleo e

diminuisce man mano che ci si allontana dal nucleo,

ma non sarà mai uguale a zero! (il grafico si avvicina

asintoticamente all’asse x).

DENSITÀ RADIALE DI PROBABILITÀ 4 :

2 2

 πr ψ

rappresenta la probabilità di trovare un elettrone in un

sottile guscio sferico a una distanza r dal nucleo. In

corrispondenza del nucleo vale zero perché il valore di

r è nullo; la probabilità aumenta con l’allontanarsi dal

nucleo e raggiunge un valore massimo nelle vicinanze

del nucleo. Infine la probabilità diminuisce ma non arriva mai a zero.

Orbitale 2s:

DENSITÀ DI PROBABILITÀ : la probabilità di trovare un elettrone è

2

 ψ

massima sul nucleo, è nulla sul nodo, poi aumenta nuovamente e infine

diminuisce ma non è mai uguale a zero.

I nodi sono gli spazi compresi tra le superfici sferiche

concentriche degli orbitali s: in ogni nodo la probabilità

di trovare un elettrone è pari a zero. Il numero di nodi è

l.

uguale a L’orbitale 2s possiede 1 solo nodo in tutte le

direzioni (x, y, z).

DENSITÀ RADIALE DI PROBABILITÀ 4 2 2

 πr ψ

Orbitale 3s:

Possiede 2 nodi in tutte le

direzioni.

Orbitale 2p:

p, s,

Gli orbitali a differenza degli orbitali possiedono un

piano nodale, cioè un piano che passa attraverso il

nucleo; su questo piano la probabilità di trovare un

elettrone è nulla.

Gli orbitali p sono 3: px, py, pz.

Gli orbitali p hanno una forma bilobata.

Orbitali d:

Possiedono 2 piani nodali (l = 2). ATOMO

Orbitali f:

Possiedono 3 piani nodali (l = 3).

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA

La configurazione elettronica è la descrizione della disposizione degli elettroni

nell’atomo.

Caratteristiche:

PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: un orbitale può contenere al massimo 2

 elettroni; in tal caso gli elettroni devono possedere spin opposto.

conseguenza: due elettroni dello stesso atomo non possono



avere la stessa sequenza dei 4 numeri quantici (almeno spin

diversi). 2n .

2

Il numero massimo di elettroni in un livello energetico è

 PRINCIPIO DI AUFBAU: gli elettroni in un atomo sono assegnati a

 livelli e sottolivelli di energia via via crescente. In questo modo

l’energia totale dell’atomo è la minore possibile.

Gli elettroni vengono assegnati ai sottolivelli in ordine di valore

 “n+l”.

crescente di “n+l”

Fra due sottolivelli con lo stesso valore di vengono

 n

assegnati prima elettroni al sottolivello con valore di più basso.

s p d f

Energia degli elettroni negli orbitali: < < < gli elettroni “occupano”

 

gli orbitali a minor energia.

REGOLA DI HUND: la disposizione di elettroni più stabile è quella che

 prevede, in un dato sottolivello, il numero massimo di elettroni spaiati, tutti

con la stessa direzione di spin.

prima assegno un elettrone per ogni orbitale, tutti con lo stesso spin,



dopo riempo l’altra metà degli orbitali con gli elettroni rimanenti, con spin

opposto.

Perché ciò rende più stabile la configurazione?

Se esistono orbitali di ugual energia (chiamati orbitali degeneri) che sono

singolarmente occupati, gli elettroni si dispongono preferenzialmente con lo

stesso spin (spin paralleli) perché gli elettroni con lo stesso spin possono

scambiarsi continuamente di posizione, dunque la configurazione è stabile

grazie all’energia di scambio, che porta ad un abbassamento dell’energia

complessiva dell’atomo.

PROPRIETÀ MAGNETICHE DEGLI ATOMI

Sono 2:

DIAMAGNETISMO: se gli orbitali di un atomo sono tutti doppiamente

 occupati l’atomo è diamagnetico l’elemento viene respinto in presenza



di un campo magnetico.

PARAMAGNETISMO: se gli orbitali di un atomo sono singolarmente occupati

 l’atomo è paramagnetico l’elemento viene attratto in presenza di un



campo magnetico.

Elettroni:

Elettroni di valenza: sono gli elettroni + esterni. Determinano le proprietà

 chimiche di un elemento perché “governano” la reattività di un atomo.

ATOMO

Elettroni di core: stanno nel cuore degli atomi, sono gli elettroni più interni.



PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI

1. RAGGIO ATOMICO

È ½ della distanza tra i nuclei di due atomi uguali legati. Il raggio atomico

diminuisce lungo un periodo e aumenta scendendo lungo un gruppo.

2. ENERGIA DI IONIZZAZIONE

È l’energia necessaria per strappare un elettrone ad un atomo. Tanto più

l’elettrone è distante dal nucleo tanto minore sarà l’energia di ionizzazione.

La rimozione di ogni successivo elettrone richiede un’energia di ionizzazione

sempre maggiore (la prima energia di ionizzazione è più bassa della

seconda …). L’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo e

diminuisce scendendo lungo un gruppo.

Raggio atomico ed energia di ionizzazione sono legati al valore della carica

nucleare efficace (CNE): in particolare all’aumentare della CNE lungo un

periodo il raggio atomico diminuisce, mentre l’energia di ionizzazione

aumenta.

CARICA NUCLEARE EFFICACE (CNE): è la carica nucleare di cui risentono

effettivamente gli elettroni di valenza (vedi pag. 253). Ad esempio:

consideriamo l’atomo di litio. Sappiamo che il suo numero atomico è 3 (Z =

3) e la sua configurazione elettronica dunque è 1s 2s . L’orbitale 2s penetra

2 1

l’orbitale 1s. Gli elettroni che si trovano nella zona di penetrazione

risentiranno di una carica +3 del nucleo; gli elettroni che si trovano

nell’orbitale 2s risentiranno di una carica +3 + (-2) = +1, risultato della

carica nucleare +3 che viene schermata dalla carica -2 dei due elettroni

dell’orbitale 1s si dice che gli elettroni 1s schermano l’elettrone 2s, il



quale non risente più della carica totale del nucleo. Dunque la carica

nucleare efficace (CNE) che subisce un elettrone 2s è la media tra la carica

+1 e la carica +3.

3. AFFINITÀ ELETTRONICA

È l’energia liberata quando un atomo lega un elettrone.

Perché viene liberata energia? Perché quando un atomo acquista un

elettrone avviene una reazione esotermica, cioè viene liberata energia sotto

forma di calore; il valore dell’affinità elettronica è uguale al valore

dell’entalpia di acquisizione elettronica ( H) ma quest’ultima ha

∆ EA

segno negativo, poiché l’energia viene trasferita dal sistema all’ambiente.

Tanto maggiore è l’affinità elettronica tanto negativo sarà il valore

dell’entalpia di acquisizione elettronica.

L’affinità elettronica aumenta lungo un periodo e diminuisce scendendo

lungo un gruppo.

4. ELETTRONEGATIVITÀ

Concetto introdotto da Pauling. È la tendenza che un atomo ha ad attrarre

verso di sé le coppie elettroniche di legame. È la media tra l’affinità

elettronica e l’energia di ionizzazione. Aumenta lungo un periodo e

diminuisce scendendo lungo un gruppo. L’elemento più elettronegativo è il

fluoro, il meno elettronegativo è il cesio.

Il legame covalente può essere: ATOMO

LEGAME COVALENTE PURO: quando sono legati due atomi identici, che

 quindi hanno la stessa elettronegatività.

LEGAME COVALENTE POLARE: quando sono legati due atomi diversi, che

 quindi hanno diversa elettronegatività. Essi assumeranno una carica

parziale: l’atomo più elettronegativo assumerà una carica parziale

negativa, l’atomo meno elettronegativo invece assumerà una carica

parziale positiva. Se la differenza di elettronegatività l’atomo

∆ Ε>1,9

più elettronegativo si prende completamente gli elettroni di legame 