Atomi polielettronici Solo per un sistema semplice come

Atomi polielettronici Solo per un sistema semplice come l’atomo di idrogeno è possibile trovare le soluzioni esatte della equazione di Schroedinger e quindi trovare le funzioni d’onda. Per gli atomi polielettronici vi sono piu’ elettroni che si respingono e interagiscono con un numero maggiore di protoni.

Atomi polielettronici Per un sistema piu’ complesso, quale per esempio l’atomo di elio, che contiene 2 elettroni, o qualsiasi altro atomo, noi possiamo solo avere delle soluzione approssimate, che comunque corrispondono sempre alle stesse funzioni trovate per l’atomo di idrogeno. Dunque gli orbitali s, p, d ed f, definiti per l’atomo di idrogeno, sono utilizzati anche per la descrizione della struttura elettronica di tutti gli atomi, anche i piu’ complessi

Atomi polielettronici Quando ci sono diversi elettroni, la presenza di ciascuno influenza il moto degli altri, e lo stesso dicasi per le energie. Una conseguenza è che le energia degli orbitali di uno stesso livello n non sono tutti uguali ma dipendono anche da l, ovvero s è ad energia più bassa rispetto a p ed a d. L’energia di uno stesso orbitale in atomi differenti dipende dal numero atomico Z dell’atomo: all’aumentare del numero dei protoni, l’energia dell’orbitale diminuisce a causa dell’aumento della carica positiva del nucleo che attrae gli elettroni. Questa diminuzione varia a seconda del tipo di orbitale!

Riempimento degli orbitali Variazione di energia in funzione del numero atomico

Distribuzioni radiali di probabilità

Un elettrone nell’orbitale s è più vicino al nucleo di quello nell’orbitale p e quindi è meno schermato dagli altri elettroni presenti. L’elettrone in s risente quindi di una carica effettiva (Zeff) maggiore rispetto a quando è nel p E’ quindi trattenuto con più forza e ha Energia piu’ bassa dell’orbitale p

Il 4 s si inverte con il 3 d a causa dell’alta penetrazione di un orbitale 4 s rispetto a un 3 d, pur avendo numero quantico uguale a 4.

Riempimento degli orbitali Variazione di energia in funzione del numero atomico

Regole di Slater 1. Elettroni che appartengono a gruppi superiori rispetto a quello occupato dall'elettrone in esame non danno alcun contributo allo schermaggio. 2. Se l'elettrone in esame è in un orbitale ns o np, valgono le presenti considerazioni: 1. ogni altro elettrone del gruppo {ns, np} dà un contributo pari a 0, 35 allo schermaggio; 2. ogni elettrone del guscio (n-1) dà un contributo pari a 0, 85; 3. ogni elettrone del guscio (n-2) o inferiori dà un contributo pari a 1, 00. 3. Se l'elettrone in esame è in un orbitale nd o nf, valgono le presenti considerazioni: 1. gli altri elettroni del gruppo {nd} o {nf} danno contributo pari a 0, 35; 2. gli elettroni di tutti i gruppi sottostanti contribuiscono per 1, 00.

Esempio Costante di schermo

(Kr)

Configurazione elettronica dello stato fondamentale Come gli elettroni si distribuiscono fra i vari livelli energetici nel modo che corrisponde alla minima energia

Ordine di riempimento degli orbitali Negli atomi polielettronici E(n, l). Dipende anche da Z.

Aufbau (costruzione) • Il principio di minima energia • Il principio di Pauli • La regola di Hund

Il principio di minima energia • Ogni elettrone deve occupare il livello e l’orbitale disponibile che ha la minima energia

Il principio di Pauli • In un atomo non possono esistere due elettroni con tutti e quattro i numeri quantici uguali quindi Un orbitale puo’ contenere al massimo una coppia di elettroni con spin appaiati (o antiparalleli)

La regola di Hund • Due o piu’ elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali con la stessa energia (orbitali degeneri) assumendo lo stesso numero quantico di spin (disposizione a spin paralleli)

Configurazione elettronica numero di elettroni nell’orbitale 2 1 s orbitale Strato (indicato dal numero quantico n)

Tavola periodica, ideata da Mendeleev, che ordinava gli elementi secondo il loro peso atomico e sfruttava la periodicità delle proprietà chimiche per riunire nelle stesse colonne dette gruppi gli elementi con proprietà chimiche simili 9

Proprietà periodiche Quale è il significato di periodicità? Quali sono ? PERIODICA deriva dal fatto che gli elementi dello stessa colonna hanno caratteristiche chimico-fisiche affini, se non uguali: - Proprietà atomiche - Numero/i di ossidazione, - Acidità/basicità, - Comportamento chimico simile in presenza di un determinato reagente Quindi queste caratteristiche si ripetono regolarmente, cioé PERIODICAMENTE, da cui il nome della tavola periodica

Il riempimento degli orbitali atomici è alla base della definizione di periodicità

Costruiamo la tabella periodica

Tavola periodica • Periodo = riga: contiene gli elementi con numero atomico (e quindi numero di elettroni crescente) da sinistra verso destra, fino a riempimento di uno strato caratterizzato da un certo numero quantico principale n (non vale per orbitali d e f)

Tavola periodica • Gruppo = colonna: gli elementi appartenenti allo stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna, ma n crescente dall’alto verso il basso

Configurazione elettronica esterna • Gli elettroni che occupano il livello energetico, o strato, più esterno definiscono la configurazione elettronica esterna di ciascun elemento Es. Li [He] 2 s 1

Questo fattore di ripetitività della configurazione elettronica esterna nel gruppo è alla base della periodicità.

Elementi dello stesso periodo hanno configurazione elettronica esterna con stesso n

p-block

Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Sc [Ar]3 d 14 s 2 Fe [Ar]3 d 64 s 2 Ti [Ar]3 d 24 s 2 Co [Ar]3 d 74 s 2 V [Ar]3 d 34 s 2 Ni [Ar]3 d 84 s 2 Cr [Ar]3 d 54 s 1 Cu [Ar]3 d 104 s 1 Mn [Ar]3 d 54 s 2 Zn [Ar]3 d 104 s 2 quando è possibile una configurazione con semiriempimento/riempimento degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di transizione Y [Kr]4 d 15 s 2 Ru [Kr]4 d 75 s 1 Zr [Kr]4 d 25 s 2 Rh [Kr]4 d 85 s 1 Nb [Kr]4 d 45 s 1 Pd [Kr]4 d 10 Mo [Kr]4 d 55 s 1 Ag [Kr]4 d 105 s 1 Tc [Kr]4 d 65 s 1 Cd [Kr]4 d 105 s 2 Non è facile fare previsioni di struttura elettronica per gli elementi di transizione del quinto, sesto e settimo periodo. L’energia degli orbitali varia con Z, e qui questa variazione è apprezzabile.

Riempimento degli orbitali f La [Xe]5 d 16 s 2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 4 f. Gli elementi corrispondenti sono detti lantanidi. Ac [Rn]6 d 17 s 2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato 5 f. Gli elementi corrispondenti sono detti attinidi.

Tavola periodica e proprietà periodiche https: //www. ptable. com/? lang=it#Compound/B PERIODICA deriva dal fatto che gli elementi dello stessa colonna hanno caratteristiche chimico-fisiche affini, se non uguali: - Proprietà atomiche - Numero/i di ossidazione, - Acidità/basicità, - Comportamento chimico simile in presenza di un determinato reagente Quindi queste caratteristiche si ripetono regolarmente, cioé PERIODICAMENTE, da cui il nome della tavola periodica. La configurazione elettronica esterna dello stato fondamentale è alla base delle simili proprietà chimiche osservate lungo un gruppo.

Proprieta’ periodiche Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione elettronica. Le proprieta’ atomiche variano gradualmente lungo ciascun periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprieta’ periodiche degli elementi.

Proprieta’ periodiche ü Energia di ionizzazione ü Affinità elettronica ü Raggio atomico ü Elettronegatività

Energia di prima ionizzazione Energia minima necessaria per togliere un elettrone ad un atomo neutro isolato gassoso A + e Esce l’elettone tenuto meno fortemente attaccato al nucleo, ossia quello dello strato piu’ esterno

Energia di prima ionizzazione • E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, e quindi bisogna spendere energia. • L’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo: Lungo un periodo aumenta il numero di protoni nel nucleo e degli e- nello stesso strato. • L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo: Lungo un gruppo aumenta il numero di protoni, e di elettroni negli strati interni, ma non variano il numero di elettroni dello strato esterno che però cresce come numero quantico principale. • Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

Lungo il periodo la Zeff ci spiega andamento della energia di prima ionizzazione crescente. La diminuzione discendendo lungo un gruppo non si spiega con Zeff che è circa costante, ma si spiega col fatto che scendendo nel gruppo ho repulsioni interelettroniche crescenti perchè numero di elettroni cresce significativamente e quindi l’elettrone è meno trattenuto. Occorre meno energia per allontanare un elettrone da un atomo di cesio che da un atomo di sodio.

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre. Configurazione elettronica del gas nobile precedente 1 s 2 2 p 6 n s 1 (n-1) s 2 (n-1) p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 4 p 6 2 s 1 3 s 1 4 s 1 5 s 2 5 p 6 6 s 1

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre. 2 s 2 3 s 2 n p 1 n s 2 2 p 1 3 s 2 3 p 1

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre. 2 s 2 2 p 3 3 s 2 3 p 3 2 s 2 2 p 4 3 s 2 3 p 4 n s 2 n p 3

Energie di ionizzazione successive + A 2+ A 3+ A + + e e Energia di seconda ionizzazione Energia di terza ionizzazione Le energie di seconda ionizzazione sono SEMPRE maggiori, perché la rimozione di un elettrone porta all’aumento dell’attrazione tra il nucleo e gli elettroni rimanenti