carica efficace z = z - s - polismanettoni.altervista.org · derivano dalla configurazione...
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RAPPRESENTAZIONE SCHEMATICA ENERGIA RELATIVA ORBITALI
1s
2s
3s
2p
3p 3d
IDROGENO (Z = 1)
1s
2s
3s
2p
3p3d
LITIO (Z = 3)
3d
2p
3p
1s
2s
3s
POTASSIO (Z = 19)
E
≈
Per Z = 1 (atomo di idrogeno: monoelettronico) l’energia degli orbitali dipende solo dal numero quantico principale n. Per Z > 1 (atomi polielettronici) l’energia dipende sia dal numero quantico nche dal numero quantico secondario l. Quindi, per Z > 1 E2s< E2p e E3s< E3p< E3d
PERCHÈ? EFFETTO SCHERMOSe in un atomo ci sono più elettroni, questi risentiranno non solo della FORZA ATTRATTIVA del NUCLEO (e- nucleon+), ma anche della FORZA REPULSIVA tra gli ELETTRONI (e- e-).Si osserva uno SCHERMAGGIO della CARICA NUCLEARE (di valore Z), nei confronti di un e-, da parte degli e- PIU’ INTERNI.
CARICA EFFICACE Zeff = Z - SCARICA EFFICACE (Zeff) è sempre minore della carica nucleare effettiva, esprime la carica risentita da ogni singolo elettrone valutando l’effetto schermante del nucleo esercitato da tutti gli altri elettroni.
Z = n° atomico = n° e-
S = schermo degli e- interni
+
DISTRIBUZIONE DI PROBABILITÀ RADIALEORBITALI 3s, 3p, 3d
3d
3p 3s
Ψ 2 • 4π r2
r
L’elettrone nell’orbitale s spende più tempo vicino al nucleo dell’elettrone p avente lo stesso numero quantico n. Per n = 2: 2s è PIÙ PENETRANTE di 2p perché 2s SCHERMA 2p. Quindi 2p risente di una carica nucleare Zeff minore dell’elettrone 2s e E2s < E2p
Analogo discorso vale per gli orbitali dPer n = 3: 3s è PIÙ PENETRANTE (SCHERMA) 3p
3p è PIÙ PENETRANTE (SCHERMA) 3d E3s < E3p < E3d
CAPACITÀ PENETRANTE
3s > 3p > 3d
Zeff (3s) > Zeff (3p) > zeff (3d)
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
Come ordinare gli elettroni all’interno degli orbitali negli atomi nello stato fondamentale
Gli elettroni vanno ad “OCCUPARE” gli ORBITALI disponibili a PIÙ BASSA ENERGIA in modo da rendere MINIMA L’ENERGIA DELL’ATOMO, seguendo le seguenti regole:
a) PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULIb) PRINCIPIO DI MASSIMA MOLTEPLICITÀ (REGOLA DI HUND)
I tre numeri quantici (n, l, m) consentono di definire l’orbitale (Ψn,l,m) e la sua energia (E = f(n,l)), ma non definiscono ancora il singolo elettrone perché non tengono conto dello SPIN dell’elettrone.
SPIN dell’ELETTRONE
L’elettrone ruota su se stesso creando un CAMPO MAGNETICO in 2 direzioni: ms = -1/2 e ms = +1/2
PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: Ogni orbitale (Ψn,l,m) può contenere solo 2 elettroni e un elettrone avrà ms = -1/2 e l’altro avrà ms = +1/2. Ovvero, gli elettroni accoppiati nello STESSO ORBITALE devono avere SPIN OPPOSTO. In questo modo il campo magnetico risultante è uguale a 0 (minore repulsione magnetica).
Es: (atomo di He) orbitale 1s (Ψ1,0,0) 2e- accoppiati con SPIN OPPOSTO (Ψ1,0,0,-1/2) e (Ψ1,0,0,+1/2)
REGOLA DI HUND: ∑ms MASSIMA
GLI ORBITALI DEGENERI (STESSA ENERGIA) VENGONO “OCCUPATI” DAGLI ELETTRONI COSÌ CHE LA SOMMA VETTORIALE DEGLI SPIN (∑ms) SIA MASSIMA. GLI ELETTRONI CERCANO DI DISPORSI IL PIÙ LONTANO POSSIBILE: MINOR REPULSIONE ELETTRICA. Ovvero gli elettroni si dispongono negli ORBITALI DEGENERI con SPIN PARALLELO e solo dopo si accoppiano coi precedenti.
NUMERO MASSIMO DI ELETTRONI PER LIVELLO = 2n2
3 orbitali p (DEGENERI)
4e-
3e-
5e-
6e-
3 orbitali d (DEGENERI)
Metodo AUFBAU
3d
3p3s
2s
1s
2p
4p
4s
5s 4dE
≈
Idrogeno, 1s1Elio, 1s2
1° livello completato (configurazione molto stabile)
Litio, 1s2 2s1Berillio, 1s2 2s2
Boro, 1s2 2s2 2p1Carbonio, 1s2 2s2 2p2Azoto, 1s2 2s2 2p3Ossigeno, 1s2 2s2 2p4Fluoro, 1s2 2s2 2p5Neon, 1s2 2s2 2p6
2° livello completato (molto stabile)
Sodio, 1s2 2s2 2p6 3s1Magnesio, 1s2 2s2 2p6 3s2
Alluminio, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1Silicio, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2Fosforo, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3Zolfo, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4Cloro, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Argon, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3° livello completato (molto stabile)
Potassio, 1s2 2s2 2p6 3s1 3p6 4s1Calcio, 1s2 2s2 2p6 3s1 3p6 4s2
I serie di transizioneGallio, [Ar] 3d10 4s2 4p1Germanio, [Ar] 3d10 4s2 4p2Arsenico, [Ar] 3d10 4s2 4p3Selenio, [Ar] 3d10 4s2 4p4Bromo, [Ar] 3d10 4s2 4p5Cripto, [Ar] 3d10 4s2 4p6
Rubidio, [Kr] 5s1Stronzio, [Kr] 5s2Tecnezio, [Kr] 5s2 4d5
STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI(ATOMI NELLO STATO FONDAMENTALE)
STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI(ATOMI NELLO STATO FONDAMENTALE)
All’aumentare di Z l’energia degli orbitali diminuisce.Variazione dei livelli energetici degli orbitali atomici al crescere del numero atomico Z (non in scala)
Inversione dei livelli energetici 4s, 4p, 3d.Per Z ≤ 20 E4s < E3dPer Z > 20 E4s > E3d
Scandio: [Ar] 4s2 3d1
Titanio: [Ar] 4s2 3d2
Vanadio: [Ar] 4s2 3d3
Cromo: [Ar] 4s1 3d5
Manganese: [Ar] 4s2 3d5
Ferro: [Ar] 4s2 3d6
Cobalto: [Ar] 4s2 3d7
Nichel: [Ar] 4s2 3d8
Rame: [Ar] 4s1 3d10
Zinco: [Ar] 4s2 3d10
CONFIGURAZIONIELETTRONICHE
INATTESECi saremmo aspettati
4s2 3d4
4s2 3d9
PROPRIETÀ MAGNETICHE DEGLI ELEMENTIDERIVANO DALLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ATOMI
- Atomi con ELETTRONI SPAIATI (∑ms ≠ 0) diventano piccoli magneti e vengono attratti da un campo magnetico. Tali sostanze vengono dette PARAMAGNETICHE. Dalla forza di attrazionemagnetica si può determinare il numero di elettroni spaiati nell’atomo.
- Atomi con solo ELETTRONI ACCOPPIATI (∑ms = 0) sono debolmente respinti da un campo magnetico e sono detti DIAMAGNETICI (il campo magnetico esterno perturba il moto degli elettronied induce un campo magnetico (Legge di Lorenz) che ha direzione opposta al campo magneticoapplicato).
Ossigeno (O2)
•O O•
Il paramagnetismo, quando presente, maschera il diamagnetismo, essendo prevalente in ordine di grandezza.
CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTILA TAVOLA PERIODICA
Con il meccanismo dell’AUFBAU (riempimento), applicato agli atomi ordinati secondo Z crescente e andando a capo (PERIODO) dopo aver raggiunto la configurazione ns2 np6 (propria del gas nobile), ovvero dopo aver raggiunto l’OTTETTO (8 e- sull’ultimo livello: sistema sferico particolarmente stabile), si evidenzia il ripetersi PERIODICO delle STRUTTURE ELETTRONICHEESTERNE lungo il GRUPPO
PERIODI
GR
UPP
I
1A
2A 3A 4A 5A 6A 7A
CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTILA TAVOLA PERIODICA
Scendendo lungo un GRUPPO si ritrova la STESSA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA, ovvero stesso numero di e- nel guscio (livello n) più esterno e presenti negli stessi tipi di orbitali.
n° GRUPPO = n° e- più esterni = n° e- di valenza (coinvolti nella FORMAZIONE DEI LEGAMI).
Poiché le strutture elettroniche esterne degli elementi sono periodiche, essendo solo gli e-
di valenza quelli che entrano in gioco nella formazione dei legami, allora anche le PROPRIETÀ CHIMICO-FISICHE degli elementi sono FUNZIONE PERIODICA di Z (n° atomico) e sono SIMILI lungo IL GRUPPO (stesso n° e-).
s 1
Na11
Mg12
Al13
Si14
P15
S16
Cl17
Ar18
K19
Ca20
Ti22
V23
Cr24
Mn25
Fe26
Zn30
Cu29
Ni28
Co27
Sc21
Ga31
Ge32
As33
Se34
Br35
Kr36
Rb37
Sr38
Y39
Zr40
Nb41
Mo42
Tc43
Ag47
Pd46
Rh45
Ru44
Cd48
In49
Sn50
Sb51
Te52
I53
Xe54
Cs55
Ba56
La57
Hf72
Ta73
W74
Re75
Au79
Pt78
Ir77
Os76
Hg80
Tl81
Pb82
Bi83
Po84
At85
Rn86
Li3
Be4
C6
N7
O8
F9
Ne10
He2
Fr87
Ra88
Ac89
H1
B5
Ce58
Pr59
Nb60
Gd64
Eu63
Sm62
Pm61
Tb65
Dy66
Ho67
Er68
Tm69
Yb70
Lu71
Th90
Pa91
U92
Cm96
Am95
Pu94
Np93
Bk97
Cf98
Es99
Fm100
Md101
No102
Lw103
Elementi di transizione
p1 p2 p3 p4 p5s2
p 6
8
1A – 1 e- di valenza (metalli ALCALINI)
2A – 2 e- di valenza (metalli ALCALINO-TERROSI)
Dipendono dall’andamento di Z, o meglio di Zeff.
Zeff = Z – S = Carica nucleare sentita dagli e- più esterni (di valenza). S = schermatura e- più interni.
Zeff è la carica nucleare sentita dall’elettrone esterno, quindi DETERMINA L’ESTENSIONE NELLO SPAZIO DELL’ORBITALE occupato dall’elettrone, ossia
LE DIMENSIONI DELL’ATOMO
PROPRIETÀ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
a) DIMENSIONI DELL’ATOMO (RAGGIO ATOMICO)b) ENERGIA DI IONIZZAZIONE (EI o I)c) AFFINITA’ ELETTRONICA (EA)
Determina
gli elettroni nello stesso livello n hanno scarsa azione di schermogli elettroni nei livelli sottostanti (n-1) hanno elevata azione di schermo
AUMENTA LUNGO UN PERIODO (aumenta la forza attrattiva del nucleo mentre i nuovi e-, si posizionano sullo stesso livello, non hanno particolare potere schermante
VARIA POCO LUNGO IL GRUPPO (Z e S aumentano entrambi e di conseguenza si hanno variazioni poco significative).
Zeff
Ricordando che
Come varia Zeff
RAGGI ATOMICISPERIMENTALI
DIMENSIONI ATOMICHE: IL RAGGIO ATOMICO
I valori sopra riportati si riferiscono agli atomi isolati ma sono estrapolatiMETALLI - RAGGIO METALLICO:metà della distanza tra i nuclei di due atomi in contatto tra loro nel metallo solido cristallino.
d
Na Na
d
NON METALLI - RAGGIO COVALENTE: metà della distanza tra i nuclei di due atomi identici uniti da un legame covalente (con sovrapposizione di orbitali).
Cl + Cl Cl2r=1/2 d < rA isolato
GAS NOBILI: esistono solo come ATOMI ISOLATI. I dati sono estrapolati come se esistesse un’ipotetica molecola.
RAGGIO ATOMICO: metà della distanza di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento in una molecola (gas o in un cristallo metallico).
Quindi: rA DIMINUISCE LUNGO PERIODO (n = cost.; Zeff aumenta) e AUMENTA LUNGO GRUPPO (naumenta; Zeff ~cost.)
d
ratomo = ½ d
H H
d = 74 pm, r = 37 pm
rA ∝ n2/Zeff
COME VARIA L’ENERGIA DI IONIZZAZIONE?
EI = -Ecoul = (e- x Zeff) / rA
AUMENTA MOLTO LUNGO IL PERIODOZeff aumenta mentre rA diminuisce
DIMINUISCE POCO LUNGO IL GRUPPOZeff ∼ costante mentre rA aumenta
ENERGIA O POTENZIALE DI IONIZZAZIONEEI = Energia necessaria per rimuovere (distanza infinita) 1 e- da un atomo o ione gassoso
X(g) X+ + e- + EIE’ l’opposto dell’energia coulombiana che attrae l’elettrone al nucleo.
Si esprime in eV (1.6022•10-19 J) o in KJ/mol [1.6•10-19 J x 6.022•1023 = 96.48 KJ/mol (di e-)]
ENERGIA O POTENZIALE DI IONIZZAZIONE
LE ENERGIE DI IONIZZAZIONE SUCCESSIVE, FINALIZZATE ALL’ESPULSIONE DI UN SECONDO O
TERZO ELETTRONE (SECONDARIA, TERZIARIA, ETC.) SONO SEMPRE NETTAMENTE SUPERIORI ALLA
ENERGIA DI IONIZZAZIONE PRIMARIA (CRESCE Zeff)
CARATTERE METALLICOQuanto minore è EI tanto più facilmente si forma X+, quindi tanto maggiore è il CARATTERE METALLICO dell’elemento (80% degli elementi ha carattere metallico). Ne consegue che il carattere metallico DIMINUISCE lungo il PERIODO e AUMENTA lungo il GRUPPO.
Be: 1s2 2s2 Be+: 1s2 2s1
B: 1s2 2s2 2p1 B+: 1s2 2s2
Un orbitale pieno (s2) è più stabile (simmetria sferica). Ecco perché il Boro ha EI < del Berillio
N: 1s2 2s2 2p3 N+: 1s2 2s1 2p2
O: 1s2 2s2 2p4 O+: 1s2 2s2 2p3
I tre orbitali p semipieni sono più stabili (simmetria sferica). Ecco perché l’Ossigeno ha EI < dell’azoto
COME VARIA L’AFFINITÀELETTRONICA?
EA ∝ Zeff / rA
EA = Energia liberata quando a un atomo neutro (isolato = gassoso) viene addizionato 1 e-
X(g) + e- X- + EA
Si esprime in eV (1.6022•10-19 J) o in KJ/mol [1.6•10-19 J x 6.022•1023 = 96.48 KJ/mol (di e-)].
AFFINITÀ ELETTRONICA
AUMENTA LUNGO IL PERIODO (in valore assoluto)
Zeff aumenta mentre rA diminuisce
DIMINUISCE LUNGO IL GRUPPO (in valore assoluto)
Zeff ∼ costante mentre rA aumenta
Li+
Be2+
B3+C4+
Na+
Mg2+
A l3+Si4+P5+CI7+
K+
Ca2+
Sc3+
Cr6+M n7+
Zn2+
Ga3+Ge4+
Br5+
Rb+
Sr2+
Y3+Zr4+
Tc7+Pd4+
Ag2+Cd2+
In3+Sn4+Sb5+
I7+
Cs+
Ba2+
La3+
Hf4+
Re7+Pt4+
Hg2+
Tl3+Pb4+B i5+
A t7+
Fr+
Ra2+
Ac3+
0
20
40
60
80
100
120
140
160
180
Z
RAGGI IONICISi ricavano sperimentalmente dalle distanze fra ioni nel cristallo ionico. Es.: Li+F-
a) Atomo e- + CATIONELi e- + Li+
1s2 2s1 e- + 1s2
rcatione << ratomo
b) Atomo + e- CATIONEF + e- F-
1s2 2s2 2p5 + e- 1s2 2s2 2p5
ranione >> ratomo