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Emmanuele De Vendittis » 1.Struttura atomica - Elettronegatività


Struttura dell’atomo

Negli atomi ci sono tre diverse particelle sub-atomiche:

  • protoni (con carica positiva unitaria);
  • neutroni (privi di carica);
  • elettroni (con carica negativa unitaria).

Ogni elemento, caratterizzato da un proprio simbolo (H per idrogeno, O per ossigeno, ..), possiede un proprio numero atomico (Z), che è il numero di protoni posseduto da ogni atomo dell’elemento.
Negli atomi neutri il numero di protoni deve essere uguale al numero di elettroni.
Invece atomi dello stesso elemento possono avere un diverso numero di neutroni; la somma di protoni e neutroni costituisce il numero di massa (A).
Gli atomi di un elemento sono caratterizzati quindi da un numero atomico (Z) e da numero di massa (A) e sono indicati come nuclidi.

Esempi di nuclidi di elementi diversi.

Esempi di nuclidi di elementi diversi.


Isotopi

Gli isotopi sono nuclidi dello stesso elemento caratterizzati dallo stesso numero atomico, ma da un diverso numero di massa.

Esempi di isotopi diversi dello stesso elemento.

Esempi di isotopi diversi dello stesso elemento.


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.

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, forma e numerosità degli orbitali (segue)

Inoltre il numero di orbitali atomici aventi la stessa forma dipende dal numero quantico magnetico m:

  • 1 orb. s, perché l = 0 ⇒ m = 0
  • 3 orb. p, perché l = 1 ⇒ m = -1; 0; +1
  • 5 orb. d, perché l = 2 ⇒ m = -2; -1; 0; +1; +2
  • 7 orb. f, perché l = 3 ⇒ m = -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3

Esiste quindi una relazione che consente di stabilire con quali valori di n è possibile avere le quattro forme di orbitali:

  • forma s; è possibile se n ≥ 1
  • forma p; è possibile se n ≥ 2
  • forma d; è possibile se n ≥ 3
  • forma f;è possibile se n ≥ 4
Forme degli orbitali s e p

Forme degli orbitali s e p

Forme degli orbitali d

Forme degli orbitali d


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

Energia degli orbitali (segue)

Quindi, se aumenta n, crescono le dimensioni degli orbitali (ma non la forma), perché aumenta l’energia.
Però, anche la forma degli orbitali contribuisce alla loro energia; infatti orbitali con identico valore di n ma con diverso valore di l si trovano a livelli energetici diversi:

  • 2p > 2s
  • 3d > 3p > 3s

Invece, se possiedono lo stesso numero quantico principale n, gli orbitali p, d ed f sono tra loro isoenergetici.

Dimensioni relative di orbitali di tipo s e p.

Dimensioni relative di orbitali di tipo s e p.


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.

Scala energetica degli orbitali atomici.


Configurazione elettronica

La configurazione elettronica di un elemento indica il tipo di orbitali ed il numero di elettroni contenuto in ciascuno di essi.
Nella configurazione elettronica tutti gli orbitali contenenti elettroni sono scritti secondo l’ordine di riempimento. In ogni orbitale il numero davanti alla lettera indica il valore di n, la lettera il tipo di orbitale, l’esponente della lettera il numero di elettroni contenuti in quell’orbitale. Ogni elemento possiede una propria configurazione elettronica, diversa da quella di tutti gli altri elementi.

  • C: 1s2 2s2 2p2
  • Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
  • Fe:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Con la configurazione elettronica esterna si indicano invece solo gli orbitali del livello energetico più esterno.

  • C: 2s2 2p2
  • Cl: 3s2 3p5
  • Fe: 4s2 3d6
Modalità di scrittura degli orbitali.

Modalità di scrittura degli orbitali.


Configurazione elettronica (segue)

Configurazione elettronica dei primi 10 elementi.

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 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.

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.

Elettronegatività

Con l’elettronegatività si misura la tendenza di un atomo ad attirare su di sé gli elettroni di legame.
L’elettronegatività tiene conto dei valori del potenziale di ionizzazione e di affinità elettronica.

Si misura in valori arbitrari e può essere espressa solo per gli elementi che formano legami chimici (non quindi per i gas nobili).

E’ necessario conoscere i valori di elettronegatività per gli elementi più comuni:

  • F: 4.0 (elemento più elettronegativo)
  • O: 3.5          N: 3.0           Cl: 3.0
  • C: 2.5          S: 2.5             P: 2.1              H: 2.1

È necessario conoscere inoltre le differenze di elettronegatività tra due atomi impegnati in un legame chimico.
L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e decresce lungo un gruppo.

Valori di elettronegatività dei vari elementi.

Valori di elettronegatività dei vari elementi.


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