Orbitale atomico

Gli orbitali si compenetrano!

Per tutti gli orbitali, e-r/na dove a = 53 pm, la funzione 2 che rappresenta la densità elettronica diminuisce quindi esponenzialmente con la distanza dal nucleo

Probabilità radiale: consideriamo un guscio sferico di

spessore dr piccolo con volume V = 4r2dr

Permette di valutare la distanza dal nucleo alla quale è piu’ probabile trovare un elettrone

E’ il concetto che permette di visualizzare la “distanza” dell’elettrone dal nucleo

Raggio più probabile dell’elettrone nell’orbitale 1s, a0 = 53 pm

Probabilità radiale

A parità di n, i diversi tipi di orbitali s,p,d,f hanno diverso potere di penetrare negli strati piu’ interni. Gli orbitali s sono infatti quelli piu’ vicini al nucleo rispetto ai p e ai d

Il segno degli orbitali

+

+

+

+

-

-

-

Numero quantico di spin

• ms =1/2, -1/2

• E’ indipendente dagli altri numeri quantici• Spin = ruotare intorno al proprio asse

Anche il protone e il neutrone hanno associato un numero quantico di spin

Atomi polielettroniciSolo 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 polielettroniciPer 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 corrispondono alle stesse funzioni trovate per l’atomo di idrogeno.

Dunque i livelli energetici e 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 polielettroniciQuando 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 orbitaliVariazione di energia in funzione del numero atomico

Ordine di riempimento degli orbitali

Negli atomi polielettronici E(n,l).

Dipende anche da Z.

Configurazione elettronica dello stato

fondamentale

Come gli elettroni si distribuiscono fra i vari livelli

energetici nel modo che corrisponde alla minima

energia

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

quindiUn 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

1s2

Strato (indicato dal numero quantico n)

orbitale

numero di elettroni nell’orbitale

Proprietà periodicheQuale è il significato di periodicità?

Quali sono ?

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

Costruiamo la tabella periodica

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] 2s1

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

Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di

transizioneSc [Ar]3d14s2 Fe [Ar]3d64s2

Ti [Ar]3d24s2 Co [Ar]3d74s2

V [Ar]3d34s2 Ni [Ar]3d84s2

Cr [Ar]3d54s1 Cu [Ar]3d104s1

Mn [Ar]3d54s2 Zn [Ar]3d104s2

quando è possibile una configurazione con semiriempimento/riempimento degli orbitali d, essa è favorita rispetto alle altre

Anomalie nella configurazione elettronica degli elementi di

transizioneY [Kr]4d15s2 Ru [Kr]4d75s1

Zr [Kr]4d25s2 Rh [Kr]4d85s1

Nb [Kr]4d45s1 Pd [Kr]4d10

Mo [Kr]4d55s1 Ag [Kr]4d105s1

Tc [Kr]4d65s1 Cd [Kr]4d105s2

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]5d16s2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato

4f.

Gli elementi corrispondenti sono detti lantanidi.

Ac [Rn]6d17s2 dopo questo elemento si ha il riempimento del sottostrato

5f.

Gli elementi corrispondenti sono detti attinidi.

Tavola periodica e proprietà periodiche

Proprieta’ periodiche

Le proprietà atomiche degli elementi dipendono dalla loro configurazione

elettronica.

Le proprieta’ atomiche che variano in maniera ricorrente lungo ciascun

periodo e gruppo della tavola periodica sono chiamate proprieta’

periodiche degli elementi.

Energia di prima ionizzazione

Energia minima necessaria per togliere un elettrone ad un

atomo neutro isolato gassoso

A A+ + e-

Energia di prima ionizzazione

• E’ sempre > 0: nessun elemento isolato ha tendenza a perdere spontaneamente un elettrone, e quindi bisogna spendere energia.

• Lungo un periodo aumenta il numero di protoni nel nucleo e degli e- dello stesso strato: l’energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo.

• L’energia di ionizzazione diminuisce scendendo lungo un gruppo perche l’e- e’ sempre piu’ schermato dal nucleo.

• Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6

4s2 4p6

5s2 5p6

2s1 3s14s1

5s16s1

n s1 (n-1) s2 (n-1) p6

Configurazione elettronica del gas nobile precedente

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

2s2 2 p1

3s2 3 p1

n s2 n p1 n s2

2s2

3s2

Esistono configurazioni elettroniche esterne più stabili di altre.

2s2 2p3

3s2 3p3

n s2 n p4 n s2 n p3

2s2 2p4

3s2 3p4

Energie di ionizzazione successive

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

A+ A2+ + e-

A2

+

A3+ + e-

Energia di seconda ionizzazione

Energia di terza ionizzazione