Riassunto esame Chimica Generale e Inorganica, prof. Giorgini, libro consigliato Chimica di Silberberg

CARATTERISTICHE DEGLI ATOMI POLIELETTRONICI

L’equazione Schrödinger fornisce ottime soluzioni. Queste mostrano che gli orbitali atomici degli

conclusione significa che, per descrivere gli orbitali degli altri atomi, si possono usare gli stessi

numeri quantici che si usano per l’atomo di idrogeno. Ciononostante, l’esistenza di più di un

elettrone in un atomo ci impone di considerare tre caratteristiche: necessità di un quarto numero

quantico, limite al numero di elettroni permessi in un dato orbitale e un più complesso insieme di

livelli energetici degli orbitali.

Il numero quantico di spin elettronico

È necessario un quarto numero quantico per descrivere una proprietà dell’elettrone stesso, detta

che non è una proprietà dell’orbitale. lo spin dell’elettrone diventa importante quando è

spin, ) indica il verso di rotazione dell’elettrone

presente più di un elettrone. Il numero quantico di spin(m s

attorno al proprio asse e può assumere uno di due valori possibili: +1/2 o -1/2. Per esempio, i

quattro numeri quantici per il singolo elettrone nell’atomo di idrogeno è n = 1, l = 0, m = 0 e m =

l s

+1/2.(il numero di spin per questo elettrone potrebbe anche essere -1/2 ma, per convenzione, si

attribuisce il valore +1/2 al primo elettrone in un orbitale).

Il principio di esclusione

L’elio, il primo elemento il cui elemento il cui atomo ha più di un elettrone. Il primo elettrone nello

stato fondamentale di He ha lo stesso insieme di quattro numeri quantici dell’elettrone nell’atomo di

H, ma il secondo elettrone no. Basandosi sull’osservazione degli stati eccitati degli atomi,

Wolfgang Pauli formulò il principio di esclusione: in un atomo non possono esistere due elettroni

aventi lo stesso insieme dei quattro numeri quantici. Cioè, ciascun elettrone deve avere

un’”identità” unica, espressa dai suoi quattro numeri quantici. Perciò, il secondo elettrone di He

occupa lo stesso orbitale del primo, ma ha spin orientato nel verso opposto: n = 1, l = 0, m = 0 e

l

m = -1/2. Poiché il numero quantico di spin può assumere soltanto due valori, la principale

s

conseguenza del principio di esclusione è che un orbitale atomico può contenere al massimo due

elettroni e questi devono avere spin antiparalleli.

Effetti elettrostatici e separazione(splitting) dei livelli energetici

Gli effetti elettrostatici svolgono un ruolo importante nella determinazione degli stati energetici degli

atomi polielettronici. Per vedere questo risultato, si può esaminare il litio. I primi due elettroni non

stato fondamentale del litio hanno gli stessi numeri quantici degli elettroni nell’atomo di elio, quindi

l’orbitale 1s del litio è occupato. Per definizione, gli elettroni di un atomo nel suo stato

fondamentale occupano gli orbitali di energia più bassa. Perciò, quando l’orbitale di energia più

bassa è occupano, il terzo elettrone dell’atomo di litio deve andare nell’orbitale di energia più

bassa successiva: l’orbitale 2s. gli stati energetici degli atomi polielettronici si originano da

Un’importante conseguenza di

attrazioni nucleo-elettrone e da repulsioni elettrone-elettrone.

queste attrazioni elettrostatiche addizionali è la separazione dei livelli energetici in sottolivelli di

differenti energie: l’energia di un orbitale in un atomo polielettronico dipende principalmente dal

suo valore di n e in parte dal suo valore di l. due fattori necessari per comprendere la separazione

dei livelli energetici sono descritti dalla legge di Coulomb:

1. Maggiore è la distanza reciproca di due cariche di segno opposto, più debole è la loro

attrazione reciproca. Quando il nucleo e l’elettrone sono a grande distanza reciproca, l’energia

è più alta(meno stabile) rispetto a quando la loro distanza è piccola(più stabile).

Maggiori sono le due quantità di carica di segno opposto, più forte è l’attrazione. Quando un

2. nucleo di carica maggiore attrae un elettrone, l’energia è più bassa(più stabile) rispetto a

quando un nucleo di carica minore attrae un elettrone.

I chimici misurano l’energia di un orbitale in termini dell’energia necessaria per rimuovere un

elettrone da quell’orbitale in un atomo. È necessaria più energia per rimuovere un elettrone in

un orbitale più stabile che per rimuoverne uno in un orbitale meno stabile. È importante

ricordare che, per definizione, l’energia di un atomo ha un valore negativo. Più stabile è un

orbitale, più bassa è la sua energia.

L’effetto della carica nucleare(Z) sull’energia dell’orbitale +

Per isolare l’effetto della carica nucleare, confrontiamo l’atomo di H e lo ione He . Entrambi hanno

un solo elettrone nell’orbitale 1s, ma hanno differenti cariche nucleari: l’atomo di H ha una carica

+

nucleare 1+ e lo ione di He ha una carica nucleare 2+. Le energie degli orbitali sono:

+

E di 1s in He = -5250 kJ/mol e E di 1s in H = +1311 kJ/mol

+

Come indica l’energia dell’orbitale più negativa, l’elettrone in He è più difficile da rimuovere perché

esso è in un orbitale più stabile. Perciò, la maggiore carica nucleare abbassa l’energia dell’orbitale

aumentando le attrazioni nucleo-elettrone.

Schermatura: l’effetto delle repulsioni interelettroniche sull’energia degli orbitali

Consideriamo ora l’effetto di elettroni addizionali. Esaminiamo separatamente gli effetti di altri

elettroni nello stesso orbitale e in orbitali interni.

Elettrone addizionale nello stesso orbitale. Per isolare l’effetto di un altro elettrone

1. nello stesso

+

orbitale, confrontiamo He e He . Entrambi hanno una carica nucleare 2+, ma He ha due

+

elettroni nell’orbitale 1s mentre He ne ha solo uno. Le energie degli orbitali sono:

+

E di 1s in He = -5250 kJ/mol e E di 1s in He = -2372 kJ/mol

elettrone “percepisce” non soltanto l’attrazione nucleare, ma anche la repulsione

Ciascun

esercitata tra loro. Questa repulsione compensa in parte l’attrazione e facilita la rimozione di

ciascun elettrone, cosicchè l’orbitale 1s di He è mono stabile. Perciò, un elettrone addizionale

innalza l’energia dell’orbitale mediante repulsioni interelettroniche. È quasi come se ciascun

elettrone “schermasse” l’altro. riduce l’intera carica nucleare a una

Questa schermatura carica

nucleare a cui l’elettrone è soggetto effettivamente. Perciò, la

nucleare efferriva(Z ), la carica

eff

rimozione di un elettrone è facilitata dalla schermatura per opera degli altri elettroni.

Elettroni addizionali in orbitali interni. Per isolare l’effetto di elettroni addizionali negli orbitali

2. 2+

interni, confrontiamo l’atomo di Li nello stato fondamentale e lo ione Li nel primo stato

eccitato. Entrambi i sistemi hanno una carica nucleare 3+. Li ha due elettroni interni(1s) e un

2+

elettrone esterno(2s); lo ione Li ha un solo elettrone che, nel primo stato eccitato, occupa

l’orbitale 2s. le energie sono:

2+

E di 2s in Li = -2954 kJ/mol e E di 2s in Li = -520 kJ/mol

Gli elettroni interni(1s), trascorrendo quasi tutto il loro tempo tra l’elettrone esterno(2s) e il

l’elettrone 2s dall’attrazione nucleare; ciò rende molto

nucleo, schermano molto efficacemente

più facile rimuovere l’elettrone 2s nell’atomo di Li.

Penetrazione: l’effetto della forma dell’orbitale sulla sua energia

Per isolare l’effetto della forma dell’orbitale, confronteremo Li nel suo stato fondamentale e Li nel

suo primo stato eccitato. I due sistemi atomici sono identici, eccettuato il fatto che l’elettrone

esterno occupa orbitali con differenti valori di l. Oltre all’orbitale 1s occupato, l’atomo di Li nello

ha un elettrone nell’orbitale 2s, mentre l’atomo di Li nel suo primo stato

stato fondamentale

eccitato ha il suo terzo elettrone in un orbitale 2p. le energie degli orbitali sono:

E di 2s nel Li = -520 kJ/mol e E di 2p nel Li = -341 kJ/mol

piccola porzione della distribuzione di probabilità radiale dell’orbitale

È importante notare che una

2s compare molto vicino al nucleo. In effetti, l’elettrone 2s trascorre una parte del suo tempo vicino

aumenta l’attrazione complessiva dell’elettrone

al nucleo. Questa penetrazione 2s verso il nucleo e

gli permette di schermare l’elettrone 2p. in generale, la penetrazione e il conseguente effetto sulla

schermatura fanno sì che un livello energetico si separi in sottolivelli. Per un dato valore di n,

è l’energia dei sottolivelli: s<p<d<f.

minore è il valore di l più bassa

IL MODELLO QUANTOMECCANICO E LA TAVOLA PERIODICA

Le configurazioni elettroniche sono le distribuzioni degli elettroni negli orbitali dei loro atomi. Si noti,

la periodicità ricorrente nelle configurazioni elettroniche, che è la base della periodicità ricorrente

nel comportamento degli elementi.

Costruzione dei Periodi 1 e 2

un metodo utile per determinare le configurazioni elettroniche degli elementi è partire dall’inizio

per elemento all’orbitale di energia più bassa

della tavola periodica e aggiungere un elettrone

disponibile. Questo è il principio di Aufbau che fornisce le configurazioni elettroniche del suo stato

fondamentale. Ci sono due metodi per rappresentare l’occupazione degli orbitali:

1. La configurazione elettronica. Questa notazione comprende il livello energetico principale(n), la

designazione letterale del sottolivello(l) e il numero di elettroni(#) nel sottolivello, scritto come

#

apice:nl . Questa indica lo spin elettronico.

2. Il diagramma degli orbitali. Un diagramma degli orbitali è costituito da una casella per ciascun

orbitale in un dato livello energetico, con i livelli raggruppati per sottolivelli, e con una freccia

che indica la presenza di un elettrone e la direzione orientata dal suo spin.

La regola di Hund: quando sono disponibili orbitali della stessa energia, la configurazione

elettronica di energia più bassa ha il numero massimo di elettroni spaiati con spin paralleli.

Configurazioni elettroniche entro i gruppi

Configurazioni elettroniche esterne simili sono correlate con comportamenti chimici simili.

 Nel Gruppo 1A(1), il litio e il sodio hanno la configurazione elettronica condensata [gas

1

nobile]ns . Tutti questi elementi sono metalli altamente reattivi che formano composti ionici con

non metalli con formule quali MCl, M O e M S(dove M rappresenta il metallo