MPT – Capitolo 7
Orbitali ed elettroni
Orbitali ed elettroni
Elettroni : Carica elettrica negativa; sono attratti dal nucleo
Forza elettrostatica:
Quindi:
• L'attrazione aumenta con l'aumentare di Z (carica del nucleo).
• L'attrazione diminuisce con l'aumentare della distanza dal nucleo.
C'è quindi un parallelismo tra la forza di attrazione che gli elettroni percepiscono nei confronti del
nucleo e l'energia che si deve impiegare per togliere all'atomo in questione i suoi elettroni (uno alla
volta). Maggiore è la forza di attrazione e maggiore sarà l'energia impiegata per separare l'elettrone
dal suo atomo.
Un atomo a cui è stato tolto uno o più elettroni non è più un elemento neutro, ed è chiamato quindi
ione. Per questo motivo l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo è chiamata
energia di ionizzazione.
Energia di ionizzazione E1:
L'energia di prima ionizzazione è la quantità di energia che è necessaria per togliere il primo
elettrone da un atomo (quello legato in modo più debole.
Esempio: Per rimuovere un elettrone da un atomo di cloro occorrono 1251 KJ/mol di energia.
Cl(g) + E1 --------> Cl+ + eL'importante è paragonare le energie di ionizzazione dei vari elementi (Vedi tab. 13.1 e pag. 205
libro).
Sarebbe logico un aumento costante di E1, aumentando Z. Non è così. L'unica spiegazione è che il
valore basso che segue il picco significa che questo elettrone si trova ad una distanza maggiore
rispetto agli altri elettroni precedenti. E consegue un modello di organizzazione degli elettroni a
livelli.
Gli elettroni si muovono attorno al nucleo, disponendosi su determinati livelli che si trovano a
distanze diverse dal nucleo e ai quali corrispondono precisi valori di energia. Guardiamo le
ionizzazioni del Litio
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Ione o atomo
Energia in KJ/mol
Fattore rispetto al precedente
Li
520
-
Li+
7297
14 volte maggiore
Li2+
11816
Meno di 2 volte maggiore
Osservando lo schema a pagina 207 si osservano 6 (7) livelli (l'ultimo non ècompleto).
Livello
Atomi
Elettroni
Primo
2 elementi
2
Secondo
8 elementi
8
Terzo
8 elementi
8
Quarto
18 elementi
18
Quinto
18 elementi
18
Sesto
32 elementi
32
Settimo
(32 elementi)
(32)
Regole per l'ordine degli elettroni
•
•
•
•
Gli elettroni si dispongono su livelli energetici ben distinti.
Ci sono 7 livelli.
Ciascun livello ha un numero massimo di elettroni che può contenere.
Gli elettroni si dispongono a partire dal primo livello, in ordine. Solo quando un livello è
pieno si passa al successivo, che si trova ad una distanza maggiore.
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Primo approccio alla tavola periodica
• Osservate la lunghezza delle righe, chiamate anche periodi.
• I periodi terminano con un elemento che ha tanti elettroni quanti ne servono per riempire
tutto il livello indicato dal periodo (nonché quelli sottostanti).
• Si osservano 7 periodi.
• C'è anche un ordine verticale; le colonne si chiamano gruppi e il significato dei gruppi verrà
discusso più avanti.
Energia di ionizzazione
Dall'altoal basso aumenta la distanza che gli elettroni hanno dal nucleo e quindi diminuisce
l'energiadi ionizzazione. Da sinistra a destra aumenta la carica del nucleo senza che aumenti la
distanza degli elettroni, per cui si ha un aumento dell'energia di ionizzazione.
Ei diminuisce
Ei aumenta
Affinità elettronica
È il contrario della energia di ionizzazione, corrisponde cioè all'energiache si guadagna regalando
un elettrone ad un atomo neutro. Si osservi come da sinistra a destra aumenta l'affinitàelettronica
(aumentando la carica Z del nucleo). In verticale si osserva una variazione minima. C'èquindi un
analogia per gruppi.
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Dimensione dell'atomo
Da sinistra a destra aumenta Z: gli elettroni sono più attratti dal nucleo e quindi più compatti. In
verticale la dimensione aumenta perché aumenta la distanza dei livelli dal nucleo.
Raggio aumenta
Raggio diminuisce
Metalli, non metalli e semimetalli
I metalli hanno come caratteristica: Ei bassa, Ae bassa. Gli elettroni più esterni sono poco attratti dal
nucleo e non c'è una grande tendenza ad acquistare elettroni; tendenzialmente perdono elettroni.
I non metalli: Ei alta, Ae alta. Gli elettroni esterni sono molto attratti dal nucleo e c'èuna forte
tendenza all'acquisto di ulteriori elettroni; tendenzialmente acquistano elettroni.
I semimetalli sono gli elementi sulla linea di confine. Hanno un comportamento ambiguo.
I gas nobili, avendo l'ultimoorbitale pieno non interagiscono mai con gli altri elementi. Per questo
motivo hanno una “classificazione” a sé.
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I gruppi
Osserviamo la collocazione degli elementi nella tavola periodica e la struttura elettronica suddivisa
in livelli.
Esempio 1: I metalli alcalini
Elemento
Z
1°
2°
3°
4°
5°
6°
Li
3
2
1
Na
11
2
8
1
K
19
2
8
8
1
Rb
37
2
8
8
18
1
Cs
55
2
8
8
18
18
1
Fr
87
2
8
8
18
18
32
7°
1
Il livello più esterno contiene sempre solamente un elettrone. Questo è l'elettroneche viene
scambiato nelle reazioni chimiche. Tutti gli altri non hanno influsso sulla reattività.
Composti tipici:
Con l'acqua : MetOH
Con l' ossigeno : Met
2O
Con il cloro : MetCl
Facciamo lo stesso ragionamento per i metalli del secondo gruppo II
Elemento
Z
1°
2°
3°
4°
5°
6°
Be
4
2
2
Mg
12
2
8
2
Ca
20
2
8
8
2
Sr
38
2
8
8
18
2
Ba
56
2
8
8
18
18
2
Ra
88
2
8
8
18
18
32
7°
2
Composti tipici
Con l'acqua : Met(OH)
2
Con l' ossigeno : MetO
Con il cloro : Met2Cl
Con gli elementi alogeni del VII gruppo
Elemento
Z
1°
2°
3°
4°
F
9
2
7
Cl
17
2
8
7
Br
35
2
8
8
17
I
53
2
8
8
18
5°
17
Problemino! Qui abbiamo a volte 7 a volte 17 elettroni sull'ultimolivello. Tuttavia per motivi che
vediamo poco più avanti i 17 elettroni sono divisi in un primo gruppo di 10 e un secondo di 7. Il
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primo gruppo di 10 è irrilevante dal punto di vista chimico, quindi abbiamo di nuovo 7 elettroni per
tutti i livelli più esterni.
Composti tipici
Con il sodio: NaAlog
Con l'idrogeno: HAlog
Nota
Il comportamento chimico di un elemento non dipende da tutti gli elettroni, e neppure sempre da
quelli dell'ultimolivello ma solamente da quelli più esterni; questi elettroni sono chiamati elettroni
di valenza. Il numero di elettroni di valenza corrisponde al numero romano che si trova indicato
sopra il gruppo.
Orbitali e sottolivelli
I livelli introdotti prima, in realtà non sono altro che una osservazione empirica. Gli elettroni hanno
una organizzazione più complessa che si suddivide in orbitali (una specie di livello, ma più
sofisticato) e dei sottolivelli (chiamati s,p,d,f) cioè delle suddivisioni interne degli orbitali. Le
passiamo ora in rassegna. I livelli 6 e 7 sono analoghi al livello 5.
Orbitale
Sottolivello
Occupazione
Totale di elettroni
1
s
2
2
2
s
p
2
6
8
3
s
p
d
2
6
10
18
4
s
p
d
f
2
6
10
14
32
5
s
p
d
f
g
2
6
10
14
-
Osservazioni
• Ogni orbitale ha uno o più sottolivelli.
• Ciascun sottolivello ha un numero massimo di elettroni che più accogliere.
• I livelli visti prima e gli orbitali non coincidono, quindi non coincidono nemmeno con i
periodi.
• Gli elettroni nei sottolivelli vanno a 2 a 2, quindi in un orbitale ci sono:
– 1 sottolivello s con 2 elettroni.
– 3 sottolivelli p con 2 elettroni ciascuno e un totale di 6 elettroni.
– 5 sottolivelli d con 2 elettroni ciascuno e un totale di 10 elettroni.
– 7 sottolivelli f con 2 elettroni ciascuno e un totale di 14 elettroni .
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– 9 sottolivelli g con 2 elettroni ciascuno e un totale di 18 elettroni, ma i sottolivelli oltre
f non sono in pratica mai osservati e così via...
Simbologia tecnica degli orbitali
Il numero indica l'orbitale,la lettera il sottolivello, il numero all'esponenteindica il numero di
elettroni presenti nello specifico sottolivello
Esempio: Mg : Z=12 1s22s22p63s2
La suddivisione in livelli è la seguente
1s2
2s22p6
3s2
1 livello
2 livello
3 livello
Si può anche abbreviare indicando la configurazione
elettronica del gas nobile inferiore cioè
1s22s22p63s2 è equivalente a [Ne]3s2
Il riempimento dei sottolivelli segue un ordine che non
coincide con quello degli orbitali (cioè incerti casi il
sottolivello influisce più che il livello stesso).
Per esempio il 3° orbitale ha posto per 18 elettroni , mentre il 3
livello solo per 8. Questo perché il sottolivello 3d ha una
distanza dal nucleo maggiore del sottolivello 4s e si riempie
dopo 4s; tutti i livelli di si comportano in maniera analoga!
L'ordinedel riempimento dei sottolivelli è a zig-zag, come
indicato a pag. 219 nella figura 13.18.
Osserva anche la figura 13.21 a pag. 221, vedrai come sono gli
elettroni di valenza per gli elementi.
Esempi
Calcio Ca: 1s22s22p63s23p64s2 qui tutto regolare
Bromo Br: 1s22s22p63s23p64s23d104p5 qui si vede l'effetto d
Nel caso del bromo gli elettroni più esterni sono 4s24p5, 3d anche se viene riempito dopo 4s in realtà
si trova più vicino al nucleo e nel caso del bromo questi elettroni non hanno un influsso sul
comportamento chimico dell'elemento.Per questo, come già precedentemente visto, sono 7 gli
elettroni di valenza.
Nota: Gli elettroni s e p si trovano sempre sul proprio periodo, mentre i sottolivelli d e f saltano. Gli
elettroni s e p sono sempre di valenza, se ci sono, mentre gli elettroni d e f sono di valenza (cioè
vengono in qualche modo scambiati con altri atomi) solamente se nella descrizione della
configurazione elettronica sono gli ultimi elettroni indicati nella stringa
Esempio
Br: 1s22s22p63s23p64s23d104p5 gli elettroni d non sono di valenza
Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6 gli elettroni d sono di valenza
La proiezione di Lewis
Per l'effettovisto prima spesso per indicare la configurazione elettronica di un elemento si indicano
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solamente gli elettroni di valenza. Nella proiezione di Lewis si indicano solamente gli elettroni s e p
dell'ultimoorbitale, nella maniera indicata dal libro a pagina 217. La proiezione di Lewis,
naturalmente, può essere unicamente indicata per gli elementi del gruppo principale; se infatti la
descrizione della configurazione elettronica termina con d o f, anche questi elettroni sono di valenza
e devono essere descritti. Con questa drastica limitazione, in realtà possiamo ben convivere perché
la maggior parte degli elementi e dei composti che vedremo sono costituiti da elementi del gruppo
principale.
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