Chimica Generale Inorganica - Appunti parte prima

ORBITALI E MODELLI QUANTICI:

Un elettrone può trovarsi in orbite diverse, una sola di queste l'elettrone è in condizione nomale ovvero con la sua

energia, le altre aumentano o diminuiscono la sua energia. Con S. Possiamo associare ad ogni funzione una certa

energia dell'elettrone. La funzione psi è anche detta funzione orbitale, o in forma abbreviata, orbitale.

Per descrivere un orbitale nell'equazione di S. devono essere inseriti tre parametri che sono n,l,m che sono i così

detti numeri quantici. n è detto il numero quantico principale, l numero quantico secondario e m numero

quantico magnetico. n,m,l individuano un orbitale.

n=1,2,3,4.... Definisce lo strato o livello energetico (non ha valore massimo)

l=0,1,2,3....n-1 Definisce il sottolivello energetico (ha valore massimo che è n-1)

m=-l,....0,...,+l Definisce l'orbitale (ha valore minimo -l e valore massimo +l, ricordando che l=n-1)

Al posto di un valore numerico l assume

lettere come nell'immagine.

ENERGIA DEGLI ORBITALI:

Nell'atomo di idrogeno l'energia degli orbitali è funzione del numero quantico principale, n, secondo la relazione

L'energia dei livelli non varia in modo continuo, ma per valori discreti (Quanti), determinati dai valori di n.

Questo è uno dei motivi per i quali vediamo colori diversi per ogni elemento.

Per ogni livello si ha un certo numero di sottolivello, determinato dal valore di l: in un dato livello vi sono tanti

sottolivelli quanti sono i valori di l permessi per quel sottolivello.

Es: Con n=1 si ha un solo sottolivello (l=0, sottolivello s)

Con n=2 si hanno due sottolivelli (l=0, l=1, sottolivelli s ed p)

E così via per tutti i numeri quantici primari n.

In ogni ciascun sottolivello abbiamo un certo numero di orbitali che è determinato

dal valore dal valore quantico magnetico m.

Dato che m varia da -l fino a +l 0 compreso, il numero di orbitali presenti in un

sottolivello è uguale a 2*l+1.

Es:

RAPPRESENTAZIONE DEGLI ORBITALI:

Il quadrato della funzione d'onda psi^2 dà la probabilità di trovare un elettrone di una certa regione di spazio. La

rappresentazione grafica degli orbitali è data dalla superficie chiusa entro la quale si ha una certa probabilità.

a seconda del sottolivello a cui appartengono gli orbitali la forma della superficie chiusa corrispondente cambia.

( )

Gli altri orbitali hanno strutture che per ora a noi non interessano perché troppo complesse

LO SPIN ELETTRONICO:

L'elettrone, oltre a muoversi attorno al nucleo, ruota su se stesso, generando un campo magnetico.

Il verso del campo magnetico di un elettrone è indicato da un quarto numero quantico che è il numero quantico

di spin indicato con S (maiuscola) e che può avere due valori che sono +1/2 (rotazione in senso orario) e -1/2 gin

senso antiorario).

ATOMI POLIELETTRONICI:

L'energia degli orbitali di un atomo polielettronico con Z>1 dipende sia dal livello che dal sottolivello. Ecco

perché il modello di Bohr non permetteva il calcolo dell'energia di atomi con Z>1.

I vari sottolivelli di un certo livello hanno energie diverse tra loro, gli orbitali dello stesso livello hanno tutti la

stessa energia. L'energia varia in ciascun livello aumentando dal sottolivello s al sottolivello f.

LIVELLI E SOTTOLIVELLI NEGLI ATOMI POLIELETTRONICI:

All'aumentare di n, la differenza di energia tra i livelli diviene sempre più piccola

e i sottolivelli a più alta energia di un dato livello vanno a sovrapporsi ai

sottolivelli dei livelli superiori. Ricordando che Energia=k/n^2.

RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI ATOMICI:

Gli elettroni si dispongono negli orbitali secondo una logica ben precisa basata

su:

1. Principio della minima energia: si riempiono per primi gli orbitali a energia

più bassa (da 1s, 2s,2p.......)

2. Principio di esclusione o di Pauli: due elettroni non possono avere gli stessi

quattro numeri quantici; in un orbitale possono stare al massimo 2 elettroni,

con spin opposto, cioè valori diversi di S.

3. Principio della massima molteplicità o regola di Hund: a parità di energia, gli elettroni tendono a occupare il

massimo numero di orbitali disponendosi tutti a spin parallelo. Per sottolivelli dove sono disponibili più di un

orbitale, per esempio gli orbitali p, il primo e- va in px, il secondo e- va in py e poi pz, il quarto e- riprende da

px per arrivare fino a pz con il sesto. In definitiva gli orbitali p possono co tenere 6 elettroni.

Fino al livello 7 sono stabili oltre al 7 non sono stabili.

RIEMPIMENTO ORBITALI:

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA:

Indica il numero di elettroni di un elemento e in quali orbitali si trovano.

Es:

Gli elementi perdi quali si finisce di riempire un livello o un sottolivello p sono detto gas nobili o inerti. I gas

nobili sono caratterizzati da una reattività quasi nulla, essi o completano un sottolivello o non reagiscono.

si può anche indicare la configurazione elettronica di un elemento come:

• Configurazione gas nobile precedente + elettroni in più rispetto il gas nobile.

Es:

• Configurazione elettronica interna + configurazione elettronica esterna

• Es:

La reattività di un elemento cioè il suo comportamento chimico dipende solo dalla sua configurazione elettronica

esterna. Gli elettroni delle configurazione interna non vengono utilizzati per fare le reazioni.

Elementi con stessa configurazione esterna presentano reattività simile e appartengono allo stesso gruppo. Per

esempio formano lo stesso tipo di composti. Un gruppo è un insieme di elementi con stessa configurazione

esterna e che hanno comportamenti chimici simili.

Es:

Carbonio + ossigeno forma un ossido che sarebbe il diossido di carbonio CO2

Silicio + ossigeno forma un ossido che sarebbe la silice SiO2 presente come minerale chiamato quarzo

Il tipo di composto che C e Si formano con l'ossigeno è simile.

Per esempio gli elementi con numero atomico 3,11,19 hanno lo stesso numero di elettroni nel guscio esterno,

possiamo dire che essi appartengono allo stesso gruppo caratterizzato da una configurazione esterna del tipo ns1

con n il gruppo corrispettivo a ciascun livello.

TAVOLA PERIODICA DELGI ELEMENTI:

Si possono classificare gli elementi secondo la loro configurazione elettronica esterna:

• Si dispongono in ordine atomico Z crescente

• quando arrivo ad un gas nobile vado a capo

• Gli elementi di uno stesso gruppo con configurazione elettronica esterna, si dispongono nella stessa colonna

Nelle colonne abbiamo i gruppi dove troviamo elementi con

configurazione elettronica esterna uguale. Il gruppo dei gas nobili

presenta configurazione elettronica esterna diversa da 1s2 e poi np6.

Le righe corrispondono ai periodi. Nello stesso periodo ci sono

elementi con stesso livello elettronico energetico.

I "BLOCCHI" DELLA TAVOLA PERIODICA:

Ciascun numero di colonne di ogni blocco è il doppio degli

orbitali di ogni sottolivello.

PROPRIETÀ ATOMICHE DEGLI ELEMENTI:

Varie proprietà degli elementi mostrano un andamento. Caratteristico in funzione del numero atomico.

Esempi:

• Raggio atomico: aumenta scendendo nel gruppo, diminuisce lungo il periodo. Perché nei gruppi aumenta il

raggio? Perché la carica del nucleo cresce man mano che ci si sposta lungo il periodo, questa carica del nucleo

viene risentito da tutti come una cosa unitaria che reagisce con i singoli elettroni; cioè ogni singolo elettrone

vicino al nucleo reagisce con tutta la carica del nucleo. Il raggio diminuisce perché aumenta la carica nucleare.

• Potenziale di ionizzazione: energia necessaria a strappare un elettrone dell'atomo per formare il Catione (ione

positivo) corrispondente. . Ciò indica la tendenza di un elemento a perdere elettroni;

diminuisce scendendo nel gruppo, aumenta lungo il periodo. Il valore minimo lo abbiamo negli elementi che si

trovano nella parte sx della tavola periodica e in particolare in fondo ai gruppo, per semplificare nell'angolo in

basso a sinistra.

• Affinità elettronica: energia legata al processo opposto del potenziale di ionizzazione. È la variazione di energia

che si osserva quando un atomo acquista un elettrone per formare l'anione (ione negativo)

Indica la tendenza di un elemento di acquistare elettroni; aumenta lungo i periodi, ma varia di poco nei

gruppi. I valori massimi si hanno nella parte superiore destra della tavola periodica.

Per ognuna di queste proprietà si osservano variazioni regolari sia lungo i periodi che lungo i gruppi; in alcuni

casi la variazione delle proprietà segue l'ordine di riempimento degli orbitali.

Potenziale di ionizzazione e affinità elettronica determinano

la reattività di un elemento.

Elementi con basso potenziale di ionizzazione (I) tendono a perdere elettroni, formando facilmente te il catione

corrispondente (X); elementi con affinità elettronica (A) tendono ad acquistare elettroni, formando facilmente

l'anione corrispondente (X-). Cede o acquistare elettroni può vuole ire mettere in compartecipazione e- del guscio

esterno con quello di altri.

POTENZIALI DI IONIZZAZIONE SUCCESSIVI: esiste un numero limite di elettroni che un atomo può

perdere in successivi processi di ionizzazione. Nella prima ionizzazione strappo un elettrone

viene strappato a una specie neutra.

Per le ionizzazioni successive considera che l'e-

viene strappato da un catione che ha carica

positiva, quindi si va contro a un interazione di

tipo elettrostatico.

Il brusco aumento dei valori di I oltre la linea

rossa indica che il prodotto di ionizzazione ha

superato la configurazione elettronica tipo gas

nobile:

Le ionizzazioni successive si fermano quando si

arriva a una configurazione elettronica tipo gas

nobile; cioè è una configurazione elettronica

particolarmente stabile che non viene attaccata

e alterata dalle varie reazioni. La ionizzazione

avviene fino ad arrivare alla configurazione

elettronica del gas nobile immediatamente precedente che si usa per la scrittura breve. Si ferma la ionizzazione

perché si ha un energia non compatibile con la reazione.

Il potenziale di ionizzazione cresce progressivsmente passando

dalla prima alle successive ionizzazioni; il brusco aumento di I

segnala il superamento dalla configurazione tipo gas nobile

(nell'esempio Ne)

FORMAZIONE DI ANIONI: a un atomo si possono aggiungere uno o più elettroni, formando l'anione

corrispondente:

Es:

Posso aggiungere un numero limite di elettroni all'atomo. Questo limite è la configurazione elettronica del gas

nobile che segue l'elemento.

Non si può aggiungere un numero di elettroni tale da far superare la configurazione del gas nobile, in quanto

l'anione formato avrebbe configurazione elettronica. , assai poco st