Costruzione della Configurazione Elettronica
Regole di Aufbau (tedesco: costruzione) In tal modo l’energia dell’atomo è la minore
possibile
1) Pricipio di minima energia
Gli elettroni tendono a collocarsi negli orbitali disponibili a più bassa
energia.
2) Principio della massima molteplicità (Hund, 1925)
Gli elettroni tendono a collocarsi con spin paralleli () nel massimo
numero di orbitali disponibili ad uguale energia
3) Principio di esclusione (Pauli, 1925)
Gli elettroni di un atomo non possono essere caratterizzati dagli stessi
numeri quantici.
Rappresentazione dell’occupazione degli Orbitali atomici
i)
Configurazione elettronica
nl#
n numero quantico principale,
l numero qunatico secondario (s, p , d, f)
# numero di elettroni nell’orbitale
ii) Diagramma degli orbitali
cerchi o quadrati occupati da una o due freccie.
oppure
1s
1s2 (configurazione elettronica)
H 1s1
He 1s2
Li 1s22s1
[He]2s2
notazione del gas nobile
Sono gli elettroni più interni più legati al nucleo (Elettroni di CORE) che non
partecipano ai processi chimici e quindi spesso si scrive solo la configurazione
elettronica esterna dell’elemento ossia si mettono in evidenza gli elettroni di
VALENZA ossia gli elettroni collocati a più alta energia che sono quelli che
partecipano ai processi chimici e determinano le proprietà dell’elemento. Lo strato
di valenza è lo strato occupato a più alto valore di n
Elementi del primo gruppo Metalli alcalini
H 1s1
3Li
[He]2s1
1
Na[Ne]3s
11
19K
[Ar]4s1
1
Rb[Kr]5s
37
1
55Cs[Xe]6s
1
87Fr[Kr]7s
Tutti gli elementi del primo gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns1
Elementi del secondo gruppo Metalli alcalino terrosi
4Be
[He]2s2
12Mg
[Ne]3s2
2
Ca
[Ar]4s
20
38Sr
[Kr]5s2
56Ba
[Xe]6s2
88Ra
[Rn]7s2
Tutti gli elementi del secondo
gruppo hanno configurazione
elettronica esterna pari a
ns2
Elementi del terzo gruppo (13)
5B
[He]2s22p1
23p1
Al
[Ne]3s
13
13In
[Kr]5s25p1
Tutti gli elementi del terzo gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns2np1
Elementi del quarto gruppo (14)
6C
[He]2s22p2
N.B. regola di Hund: La configurazione con i
due elettroni spaiati è a minore energia. Ciò è
dovuta all’energia di scambio
14Si
[Ne]3s23p2
Tutti gli elementi del quarto gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns2np2
Elementi del quinto gruppo (15)
7N
[He]2s22p3
N.B. regola di Hund: La configurazione con i
due elettroni spaiati è a minore energia. Ciò è
dovuta all’energia di scambio
15P
[Ne]3s23p3
Tutti gli elementi del quinto gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns2np3
Elementi del sesto gruppo (16)
8O
[He]2s22p4
16S
[Ne]3s23p4
24p4
Se
[Ar]4s
34
Tutti gli elementi del sesto gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns2np4
Elementi del settimo gruppo (17) ALOGENI
9F
[He]2s22p5
17Cl
[Ne]3s23p5
35Br
53I
[Ar]4s24p5
[Kr]5s25p5
Tutti gli elementi del settimo gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns2np5
Elementi del ottavo gruppo (18) GAS NOBILI
10Ne
[He]2s22p6
18Ar
[Ne]3s23p6
36Kr
[Ar]4s24p6
25p6
Xe
[Kr]5s
18
Tutti gli elementi del settimo gruppo hanno
configurazione elettronica esterna pari a
ns2np6
Elementi principali
Blocco s
Blocco p
1
18
elementi di transizione
2
3
4
5
6
7
9
8
10 11
13 14
15 16
12
p
s
d
f
elementi di transizione interni
17
Elementi di Transizione
Dal quarto periodo n=4 dopo il riempimento degli orbitali 4s (a minore energia
fino a Z=20) inizia il riempimento degli orbitali 3d ed inizia la serie di
transizione. In generale dopo il riempimento degli orbitali ns inizia il
riempimento degli orbitali (n-1)d. La regola n+l viene rispettata ma perché
accade questo?
Quando inizia il 4 periodo e fino al Calcio (Z=20) l’ energia dell’orbitale 4s è
minore di quella del 3d perché ha maggiore potere penetrante. Da quando inizia
la serie prima serie di transizione l’ energia degli elettroni 3d diminuisce perché
non vengono sufficientemente schermati dagli elettroni 4s e questo andamento
aumenta lungo la serie (periodo: aumenta la Z*) tanto che l’energia dei 3d
diventa minore di quella dei 4s che diventano gli elettroni di valenza (più
esterni): Lo zinco non coinvolge più gli elettroni 3d nei processi chimici.
N.B. All’aumentare di Z l’energia degli orbitali tende a diminuire.
Nel livello di valenza gli orbitali d talvolta hanno energia più elevata di quella
degli orbitali s e p con n maggiore (penetrazione). Gli orbitali 4f hanno per molti
elementi energia maggiore dei 6s ma per un determinato valore di Z l’energia
diminuisce drasticamente e iniziano le terre rare. Quando gli orbitali diventano
interni l’energia degli orbitali n è minore di quella degli orbitali n+1
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d44s2 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d94s2
4s
4s
Più stabile!!!
Più elettroni spaiati
con spin parallelo
3d
3d
3d104s1
3d54s1
4s
4s
3d
3d
Dal sesto periodo inizia la serie dei LANTANIDI (riempimento orbitali f) e dal
settimo periodo la erie degli ATTINIDI
La [Xe] 5d16s2
Ac [Rn]6d17s2
Lantanidi
Attinidi
Ce [Xe]4f15d16s2
Th [Rn] 6d27s2
Lu [Xe]4f145d16s2
U [Rn]5f36d17s2
Alcune considerazioni generali
1.
2.
3.
4.
Tutti gli elementi dello stesso periodo possiedono lo stesso tipo di elettroni di
core (strato interno che è simboleggiato dal gas nobile che li precede nella
tavola periodica) ma differiscono per il numero di elettroni di valenza
Gli elementi dello stesso gruppo hanno analoga configurazione elettronica
esterna
I metalli di transizione del medesimo periodo differiscono per il numero di e d
con uguale energia, ne segue che hanno proprietà simili.
Nella formazione di ioni positivi l’elettrone che viene allontanato è quello a
maggiore energia:
3p+2e=+1
catione
-e
Na [Ne]2s1
Ge [Ar]3d104s24p2
Na+ [Ne]
Ge2+ [Ar]3d104s2
N.B. vengono persi prima gli elettroni 4s nei metalli di transizione
Fe [Ar]3d64s2
Fe2+
[Ar]3d6
o
Fe3+
[Ar]3d5
Più stabile!!
Configurazione elettronica e Tavola periodica
 Nel 1869 Mendeleev e Meyer pubblicarono, indipendentemente la legge periodica.
Quando gli elementi sono disposti in ordine crescente di massa atomica, alcune serie di
proprietà ricorrono con periodicità.
 A partire dal 1920 Bohr, cominciò a cercare la connessione tra la tavola periodica degli elementi
ricavata dalla legge periodica di Mendeleev e Mayer e la teoria quantistica.
 In base agli esperimenti di Moseley sui raggi-X, si osservo la relazione tra legge periodica e numero
atomico
Proprietà simili ricorrono periodicamente quando gli
elementi sono disposti in funzione del loro numero
atomico. Le somiglianze delle configurazioni elettroniche
esterne (valenza) spiegano le somiglianze delle proprietà
fisiche e chimiche degli elementi.
Dimensioni degli atomi
Raggi Atomici
Il raggio atomico esprime le dimensioni di un atomo dell’elemento che si stà considerando. E’
un dato non facile da ottenere sperimentalmente.
RC=154/2 e RCl=198/2. ci permette di stimare la distanza d degli atomi nelle molecole ex C-Cl
sarà approssimativamente d=154/2+198/2….in accordo con i dati sperimentali!!
Il raggio atomico:
 diminuisce lungo il periodo andando da sinistra a destra
 aumenta lungo il gruppo
Aumento
Diminuzione
Raggi Atomici
Lungo il periodo:
Le dimensioni degli atomi sono
detreminate dagli elettroni più
esterni . Lungo il periodo n è lo
stesso ma Z* cresce. Quindi
l’interazione attrazione nucleo
elettrone aumenta e il raggio
Lungo il gruppo:
atomico diminuisce
Il numero quantico n aumenta e quindi gli elettroni più esterni sono più distanti dal
nucleo. Raggio atomico aumenta
Per gli elementi di transizione il raggio diminuisce ma poi aumenta per la > repulsione
degli e nel livello d
Potenziale di ionizzazione
Il potenziale di ionizzazione è l’energia necessaria per rimuovere da un atomo
isolato un elettrone, portandolo a distanza infinita
M(g)
M+(g) + e
Il potenziale di ionizzazione definisce il carattere metallico di un elemento:
tanto più basso è il potenziale di ionizzazione tanto più è spiccato il carattere
metallico.
La rimozione di più elettroni richiede sempre più energia perchè l’elettrone si
allontana da uno ione sempre più positivo. Nel caso ad esempio del Be passando
dalla seconda (Be2+) alla terza ionizzazione (Be3+) l’energia richiesta aumenta
tantissimo perchè bisogna togliere un elettrone 2s. Questi dati sono la prova
sperimentale della struttura a livelli degli atomi
Diminuzione
Aumento
Potenziale di ionizzazione
L’andamento nel periodo e nel gruppo viene sempre spiegato con Z*. In realtà
l’andamento lungo il periodo non è regolare. Ci sono variazioni passando dal blocco s
al blocco p. EI (B) è infatti minore di EI (Be). Infatti gli elettroni 2p hanno energia
maggiore dei 2s e vengono allontanati più facilmente.Nel caso N e O l’evidenza
sperimentale viene spiegata con la > repulsione degli elettroni nell’O che nell’N dove
gli elettroni più esterni occupano orbitali diversi ad uguale energia.
Affinità elettronica
L’affinità elettronica è l’energia liberata quando un atomo acquista un
elettrone, trasformandosi in ione negativo.
M(g) + e
M–(g)
Un’affinità elettronica negativa significa che per far acquistare un elettrone
all’atomo in esame bisogna spendere energia.
Non ha un andamento spiccamente
periodico come le altre proprietà
ma risulta elevato nella parte alta a
destra della tavola periodica
Raggi Ionici
(andamento uguale a quello degli atomi)
Il raggio ionico esprime la distanza tra i centri di un anione ed un catione
adiacenti in un reticolo cristallino.
Nella pratica si assume che il raggio
ionico di O2- 1.40 Å e si calcola il
raggio degli altri ioni.
d = ra + rc = rc(Mg2+) + ra(O2-) = 2.12
rc(Mg2+) = 2.12 – 1.40 = 0.72 Å
d = ra + rc
Mg2+
O2-
Mg2+
O2-
O2-
Mg2+
O2-
Mg2+
Il raggio ionico:
 aumenta lungo il gruppo
Aumento
 diminuisce lungo il periodo andando da sinistra a
destra
Diminuzione
Raggi Ionici
1
2
13
14
15
16
17
18
Raggi Ionici (Å)
Li+
0.90
Be2+
0.59
Mg2+
Na+
1.16
0.85
Ca2+
Al3+
0.68
Ga3+
K+
1.52
1.14
Sr2+
Rb+
1.66
1.32
Cs+
Ba2+
0.76
1.49
O2-
F-
1.71
1.26
1.19
S2-
Cl-
1.70
1.67
Se2-
Br-
1.84
1.82
Te2-
I-
2.07
2.06
In3+
0.94
Tl3+
1.03
1.81
N3-
Proprietà periodiche
Chimica Generale
a) gli ioni positivi (cationi) degli atomi degli
elementi dai quali si formano sono più piccoli.
Be2+
Be
1.12
0.59
Mg2+
+
catione
Mg
1.60
0.85
b) gli ioni negativi (anioni) degli atomi degli
elementi dai quali si formano sono più grandi.
atomo
-
anione
F
F-
0.72
1.19
Cl
Cl-
1.00
1.67
Specie isoelettroniche: atomi, ioni o molecole aventi lo
stesso numero di elettroni
N3-
ione
Numero di elettroni
Numero di protoni
Raggio ionico pm
O2-
F-
Na+
10 10
7 8
146
Mg2+
10
9
10
11
140 133
10
12
98
79
Relazioni diagonali
La relazione diagonale è una similitudine di proprità tra elementi dei gruppi
principali vicini lungo una diagonale.
6Li(s) + N2(g)
2Li3N(s)
3Mg(s) + N2(g)
Mg3N2(s)
1
2
13
14
15
Li
Be
B
C
N
Na
Mg
Al
Si
P
K
Ca
Ga
Ge
As
Effetto della Coppia Inerte
13 Gruppo
14 Gruppo
np1
np2
ns2
ns2
In3+
Al3+
In+
13
14
B
C
Al
Si
Ga
Ge
In
Sn
Tl
Pb
SnO
(Sn2+)
SnO2
(Sn4+)
PbO
(Pb2+)
Nei periodi in basso alla tavola periodica, gli elettroni negli orbitali s sono ad
energia molto inferiore rispetto agli elettroni negli orbitali p.
La tendenza di formare ioni di carica due unità più bassa rispetto a qualla
prevedibile dal numero del gruppo prende il nome di effetto della coppia inerte.
Metalli
Buoni conduttori di elettricità
Duttili
Malleabili
Soldi (tranne Hg)
Punto di fusione elevato
Buoni conduttori di calore
Reagiscono con gli acidi
Formano ossidi basici
Formano cationi
Formano alogenuri ionici
Proprietà fisiche
Proprietà chimiche
Non metalli
Cattivi conduttori
Non duttili
Non malleabili
Solidi, liq. Gassosi,
p.f. basso
Cattivi conduttori di calore
Non reagiscono con gli acidi
Formano ossidi acidi
Formano anioni
Formano alogenuri covalenti
I metalli dei gruppi principali formano normalmente cationi con configurazione
elettronica è equivalente a quella del gas nobile che li precede
I non metalli normalmente acquistano gli elettroni necessari per formare un anione la
cui configurazione elettronica è equivalente a quella del gas nobile che li segue nella
tavola periodica.