Gli orbitali e loro caratteristiche (Teoria atomica parte 3)

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Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove maggiore luminosità
significa maggiore probabilità
di trovare l'elettrone (in sezione) :
Orbitale s
Orbitale dxy
orbitali p
orbitaledyz
Orbitale dxz
Orbitale dx2y2
Orbitale dz2
Nel complesso l'atomo dovrebbe apparire in questo modo
Negli atomi polielettronici si applica una soluzione
approssimata dell’equazione di Schrodinger. L’atomo
viene descritto con gli stessi orbitali indicati come ns,
np, nd e all’aumentare della carica nucleare Z
diminuisce la distanza dell’elettrone dal nucleo e
diminuisce l’energia dell’orbitale.
Negli atomi polielettronici  superfici limite degli
orbitali + contratte perchè disposte più vicine al
nucleo
All’aumentare del numero di elettroni  si abbassano
i corrispondenti livelli energetici in modo differente per
i diversi orbitali in funzione della carica nucleare, cioè
del numero atomico.
Principi che regolano il riempimento degli orbitali atomici :
a) Il principio di esclusione di Pauli secondo il quale gli elettroni di
un atomo non possono essere caratterizzati dagli stessi numeri
quantici, pertanto ogni orbitale può accogliere al massimo 2
elettroni con spin antiparalleli.
b) il principio della massima molteplicità di Hund secondo il quale
gli elettroni tendono a collocarsi con spin paralleli nel massimo
di orbitali disponibili piuttosto che disporsi a 2 a 2 nel minimo
numero di orbitali, il motivo è dovuto alla repulsione
elettrostatica che rende la 1ª configurazione fattibile con energia
minore. Questo naturalmente ha senso laddove si è in presenza
di orbitali degeneri cioè con lo stesso livello energetico.
Aufbau

Inserimento a uno a uno degli e- negli orbitali di
E via via crescente tenendo conto dei due
principi precedenti

Si realizza così un sistema di minima energia
chiamato
stato fondamentale di un atomo
Disposizione dei sottolivelli di
energia degli elettroni secondo
l’ordine crescente di energia
Fino al numero atomico 18 (argon) si riempiono gli orbitali 3s e 3p.
Per il K (Z=19) e il Ca (Z=20) dopo il 3p6 si riempie il 4s.
Poi inizia la prima serie di transizione caratterizzata dal riempimento ritardato
degli orbitali 3d.
Ad esempio, per il Cr (Z= 24) si ha 3d54s1 e non 3d44s2 in quanto si rivelano
stabili le configurazioni contenenti orbitali pieni e semipieni.
•Le energie degli elettroni 4s sono minori di quelle dei 3d nella fase iniziale
del riempimento, a causa della loro maggiore penetrazione verso il nucleo
rispetto ai 3d.
•Con l’aumentare di Z (da Z=21) che esercita un effetto di contrazione
maggiore sugli orbitali esterni 3d che non sull’orbitale 4s, le capacità
penetranti di quest’ultimo diminuiscono e aumenta l’influenza di n nel
determinare l’energia del sistema.
I dieci elementi più abbondanti sulla crosta
terrestre:
Ossigeno, Silicio, Alluminio, Idrogeno, Sodio,
Ferro, Magnesio, Calcio, Zolfo, Potassio,
Titanio. Silicio, ossigeno e alluminio sono i
costituenti fondamentali della crosta terrestre
formando composti detti silicati
Elementi nel corpo umano:
Idrogeno, Ossigeno, Carbonio, Azoto, Calcio,
Zolfo, Fosforo, Sodio, Potassio, Cloro,
Magnesio, Ferro, Zinco, Rame, Stagno,
Manganese, Iodio, Molibdeno, Cobalto,
Vanadio. Gli esseri viventi, uomo compreso,
sono formati da composti del carbonio:
proteine, zuccheri, grassi, acidi nucleici.
Elementi dei gruppi rappresentativi
Elementi di transizione
La linea rossa divide i metalli (in basso a sinistra) da i non metalli (in alto a destra)
Elementi biologicamente importanti ed elementi
altamente tossici
Elementi molecolari e loro stati fisici a T ambiente
Aumenta Z
Aumenta n
Energia di ionizzazione (I)= energia da somministrare
perché un atomo gassoso isolato perda un elettrone
esterno dando uno ione positivo
Può esistere una prima (I1) ed una seconda (I2) energia
di ionizzazione, dove I2> I1
I valori + alti di I li hanno i gas nobili, i più bassi i
metalli del gruppo 1, che colpiti da radiazioni luminose
possono emettere eAffinità elettronica = energia liberata da un atomo
neutro gassoso isolato quando acquista un elettrone
dando uno ione negativo
Aumenta la carica
Nell’ambito dei periodi, l’affinità elettronica
nucleare e diminuisce il
cresceatomico
per raggiungere il massimo per gli
raggio
alogeni.
Nell’ambito dei gruppi, l’affinità elettronica
diminuisce dall’alto verso il basso perché gli
elettroni vengono addizionati a distanze
sempre maggiori dal nucleo per cui
l’attrazione diminuisce
Gli elementi che hanno tendenza a perdere elettroni di
valenza per dare ioni positivi (elementi elettropositivi)
cioè hanno basse energie di ionizzazione sono metalli.
Gli elementi elettronegativi con alta affinità elettronica
sono non metalli.
Gli elementi con carattere intermedio sono
semimetalli
Elettronegatività

Tendenza di un atomo ad
attirare verso se gli elettroni
che condivide con un altro
atomo a cui è legato

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