Emmanuele De Vendittis » 1.Struttura atomica - Elettronegatività

Massa e volume degli atomi

Nell’atomo ci sono enormi spazi vuoti perché il volume dell’atomo è 1000 miliardi di volte più grande di quello del nucleo, dove sono concentrati protoni e neutroni; gli elettroni invece sono liberi di muoversi in spazi enormi (orbitali).

Massa delle particelle sub-atomiche:

• protone: 1,67•10^-24 g
• neutrone: 1,67•10^-24 g
• elettrone: 9,1•10^-28 g

Quindi gli elettroni sono circa 2000 volte più leggeri di protoni e neutroni; la massa dell’atomo è praticamente concentrata tutta nel nucleo dell’atomo.

Orbitali

Orbitale atomico: regione dello spazio attorno al nucleo dell’atomo in cui c’è elevata probabilità (95%) di trovare l’elettrone.
Ogni orbitale atomico ha il proprio centro di simmetria nel nucleo e può contenere al massimo due elettroni.
Gli orbitali atomici differiscono per contenuto energetico, forma, orientazione nello spazio.
Per caratterizzare un orbitale atomico occorre conoscere i numeri quantici (parametri numerici che risolvono un’equazione che descrive il moto degli elettroni attorno al nucleo).
Ci sono 4 numeri quantici (i primi tre descrivono parametri dell’orbitale;  l’ultimo è specifico dell’elettrone).

Il significato dei numeri quantici è il seguente:

• n: principale (energia dell’orbitale)
• l: secondario (forma dell’orbitale)
• m: magnetico (orientazione dell’orbitale)
• s: spin ( sensodi rotazione dell’elettrone)

Numeri quantici

Proprietà dei quattro numeri quantici.

Energia, forma e numerosità degli orbitali

Anche se potenzialmente infiniti, i massimi valori di n ed l sperimentalmente ritrovati negli atomi in natura sono:

• massimo valore di n = 7
• massimo valore di l = 3

All’aumentare del valore di n cresce il contenuto energetico dell’orbitale; quindi gli orbitali con n = 1 hanno energia inferiore a quelli con n= 2 e così via fino a n= 7.

Oltre all’energia gli orbitali atomici assumono forme diverse a seconda del valore del numero quantico secondario l:

• l = 0; orbitale s (forma sferica);
• l = 1; orbitale p (forme elicoidali);
• l = 2; orbitale d (forme a quadrifoglio o più complesse);
• l = 3; orbitale f (altre forme ancora più complesse).

Energia degli orbitali

Gli orbitali sono identificati con una sigla composta da un numero (1, 2, 3,..) riferito al numero quantico principale n, seguito da lettera (s, p, d, f) riferita alla forma dell’orbitale.

• orbitale 1s: n = 1; l =0
• orbitale 3s: n = 3; l =0
• orbitale 2p: n = 2; l =1
• orbitale 3p: n = 3; l =1
• orbitale 3d: n = 3; l =2
• orbitale 4f: n = 4; l =3

Il maggior contributo all’energia dell’orbitale è dato dal numero quantico principale n; quindi l’ordine decrescente di energia è:

• 7s > 6s > 5s > 4s > 3s > 2s >1s
• 5p > 4p > 3p > 2p
• 4d > 3d

Riempimento degli orbitali atomici

Principio di esclusione di Pauli: gli elettroni di uno stesso elemento non possono avere quaterne uguali di numeri quantici; quindi non più di due elettroni con spin antiparallelo (opposto) in uno stesso orbitale.
Altre regole di riempimento degli orbitali:

• sistemare gli elettroni cominciando ad occupare gli orbitali a minor contenuto energetico; conoscenza della scala energetica degli orbitali;
• rispettare la regola di Hund (o della massima molteplicità): se ci sono orbitali isoenergetici, gli elettroni si dispongono occupando il maggior numero di orbitali isoenergetici con spin parallelo.

Scala energetica degli orbitali

Il livello energetico con n = 1 contiene un solo orbitale (1s).
Il livello energetico con n = 2 è diviso in due sottolivelli e contiene due tipi di orbitale (2s, 2p).
Con n = 3 ci sono tre sottolivelli e tre tipi di orbitale (3s, 3p, 3d).
Conn = 4 ci sono quattro sottolivelli e quattro tipi di orbitale (4s, 4p, 4d, 4f).
Ci sono inversioni nell’ordine di riempimento degli orbitali (esempio: 4s prima del 3d).
E quindi la scala energetica degli orbitali è la seguente:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < …

Scala energetica degli orbitali (segue)

Scala energetica degli orbitali atomici.

Configurazione elettronica (segue)

Configurazione elettronica dei primi 10 elementi.

Tavola periodica degli elementi

Tutti gli elementi sono raggruppati nella tavola periodica degli elementi (tavola di Mendeleev), ordinati secondo il numero atomico crescente.
Nella tavola si distinguono righe orizzontali (periodi) e colonne verticali (gruppi); inoltre ci sono buchi ed inserzioni, derivanti dalla necessità di raggruppare elementi con proprietà chimico-fisiche simili.
I periodi sono 7 e corrispondono al valore massimo del numero quantico principale n; in ogni periodo ci sono gli elementi che stanno riempiendo gli orbitali con n uguale a quello del periodo:

• C (Z = 6; 1s² 2s² 2p²) è un elemento del 2° periodo;
• Cl (Z = 17; 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵) è un elemento del 3° periodo;
• Fe (Z = 26; 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶) è un elemento del 4° periodo.

Tavola periodica degli elementi (segue)

I gruppi invece contengono elementi che hanno configurazione elettronica esterna simile; ad esempio gruppi da 1A ad 8A raggruppano gli elementi con lo stesso numero di elettroni nell’ultimo periodo.

• gruppo 1A costituito da H (1s¹), Li (2s¹), Na (3s1), K (4s¹), Rb (5s¹), Cs (6s¹) e Fr (7s¹);
• gruppo 2A costituito da Be (2s²), Mg (3s²), Ca (4s²), Sr (5s²), Ba (6s²) e Ra (7s²);
• gruppo 6A costituito da O (2s² 2p⁴), S (3s² 3p⁴), Se (4s² 4p⁴), Te (5s² 5p⁴) e Po (6s² 6p⁴).

Il gruppo 8a è quello dei gas nobili (conf. elet. ext. = s² p⁶) così chiamati perchè non danno reazioni chimiche.
Il grosso buco di 16 caselle nel 1° periodo è dovuto all’assenza di orbitali p (6 elettroni) e d (10 elettroni); i buchi nel 2° e 3° periodo sono dovuti all’assenza di orbitali d (10 elettroni), perché questi iniziano a riempirsi solo dal 4° periodo.
Dal 4° periodo compaiono gli elementi di transizione (10 per ogni periodo) perché con essi si riempiono gli orbitali di tipo d.
Le due inserzioni in basso alla tavola di 14 elementi ciascuna (serie dei lantanidi e degli attinidi) sono dovute al riempimento degli orbitali di tipo f (14 elettroni).

Tavola periodica degli elementi (segue)

Tavola periodica degli elementi.

Principali proprietà degli elementi

Nella tavola periodica è possibile inoltre distinguere elementi con caratteristiche differenti, separati da una linea obliqua:

• metalli (a sinistra rispetto alla linea obliqua);
• non metalli (a destra rispetto alla linea obliqua);
• semi-metalli (sulla linea obliqua).

La maggior parte degli elementi possiede proprietà metalliche ed ha consistenza solida (tranne Hg e Fr).
I non metalli sono rappresentati da un numero più ridotto, ma svolgono ruoli cruciali per la vita; alcuni solo solidi, altri liquidi ed altri gassosi.
I semi-metalli sono pochi ed alcuni di essi hanno proprietà interessanti per la loro caratteristica di semi-conduttori.

Proprietà metalliche e non metalliche

Metalli.

Propietà fisiche:

• buoni conduttori di elettricità;
• malleabili;
• duttili;
• luccicanti;
• tipicamente:
  • solidi;
  • elevato punto di fusione;
  • buoni conduttori di calore.

Proprietà chimiche:

• reagiscono con acidi;
• formano ossidi basici (che reagiscono con acidi);
• formano cationi;
• formano alogenuri ionici.

Proprietà metalliche e non metalliche (segue)

Non metalli.

Propietà fisiche:

• scarsi conduttori di elettricità;
• non malleabili;
• non duttili;
• non luccicanti;
• tipicamente:
  • solidi liquidi e gassosi;
  • basso punto di fusione;
  • scarsi conduttori di calore.

Proprietà chimiche:

• non reagiscono con acidi;
• formano ossidi acidi (che reagiscono con le basi);
• formano anioni;
• formano alogenuri covalenti.