Chimica 4

1. L’equazione di Schroedinger descrive il comportamento dell’elettrone nell’atomo di H, ma quando descrive il comportamento degli elettroni in atomi polielettronici si fa più complessa. La differenza sta nel fatto che, mentre per l’atomo di H l’energia dipendeva solo dal numero quantico principale, nel caso di atomi polielettronici l’energia dipende anche dal numero quantico secondario.

2. Ordine energetico degli orbitali Le funzioni d’onda che descrivono il comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici sono caratterizzate dai numeri n, l ed m correlati tra di loro nel modo che conosciamo. L’energia però dipende anche dal numero l. Quindi con l’aumentare di l nell’ambito dello stesso strato elettronico, aumenta l’energia! Comunque nell’ambito dello stesso numero quantico principale la differenza di energia è piccola.

3. - - - - - - - - - - - - f - - - - - - - - - - d - - - - - f - p - - - d - - - - - s - - - - p d - s E p - - - s - p s - s 5 n 1 2 3 4

4. Ordine sequenziale di riempimento degli orbitali da parte degli elettroni Chiariamo un concetto: non sarebbe molto corretto parlare di ordine di riempimento degli orbitali da parte degli elettroni, quindi dovremmo parlare di orbitali che ben descrivono il comportamento degli elettroni e non di elettroni che si vanno a piazzare negli orbitali! Comunque questa scorrettezza è universalmente riconosciuta quindi la adottiamo lo stesso.

5. n n + l = 1 n + l = 2 1 2 3 4 5 6 1s 2s 3s 4s 5s 6s n + l = 3 2p 3p 4p 5p 6p n + l = 4 n + l = 5 3d 4d 5d 6d n + l = 6 n + l = 7 4f 5f 6f n + l = 8 0 1 2 3 l

6. A partire dall’orbitale 3p non c’è più coincidenza tra l’ordine teorico di energia e quello sequenziale, vediamo: - ordine teorico 1s2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ecc - ordine sequenziale 1s2s 2p 3s 3p4s3d4p5s4d5pecc questa “inversione” è dovuta al fatto che gli orbitali 3d contengono 2 superfici nodali passanti per il nucleo, questo vuol dire che un elettrone in essi subisce minor attrazione da parte del nucleo, rispetto all’attrazione che subirebbe un elettrone che si trova in un orbitale 4s che non ha superfici nodali passanti per il nucleo. Poi vediamo che anche il 5s viene riempito prima del 4d. Quindi gli orbitali nd vengono riempiti dopo anche se hanno numero quantico principale minore!

7. z z z x x y y x y 3dz2 3dxz 3dxy 3dyz 3dx2y2

8. Esistono delle regole che ci permettono di disporre gli elettroni negli orbitali in maniera corretta e sono: - il principio di esclusione di Pauli - la regola della massima molteplicità di Hund

9. Principio di esclusione di Pauli Afferma che non più di 2 elettroni possono essere descritti dalla stessa funzione d’onda orbitale, il che significa che non più di 2 elettroni possono avere lo stesso numero quantico principale n, lo stesso numero quantico secondario l, lo stesso numero quantico magnetico m e devono avere numero quantico di spin opposto. ovvero: un orbitale non può contenere più di 2 elettroni e questi devono avere direzioni di spin opposte. I 2 elettroni di spin opposto si dicono accoppiati

10. elettrane ? 2p 2s 1s

11. Regola della massima molteplicità di Hund Negli atomi polielettronici, gli orbitali degeneri vengono prima occupati tutti singolarmente da elettroni con spin parallelo (condizioni che soddisfano il minimo di energia) e solo successivamente da altri elettroni che si accoppiano con i precedenti. es. dobbiamo disporre 2 elettroni in orbitali di tipo p _ _ _ dobbiamo disporre 3 elettroni in orbitali di tipo p _ _ _ dobbiamo disporre 4 elettroni in orbitali di tipo p _ _ _

12. Principio di Aufbau Secondo questo principio gli elettroni vanno a disporsi negli orbitali secondo il principio di esclusione di Pauli e secondo la regola della massima molteplicità di Hund. Si occupano prima gli orbitali a minor energia e poi quelli a maggior energia, in modo da realizzare un sistema col minimo di energia.

13. Ordine di riempimento degli orbitali negli atomi secondo il “principio di Aufbau” n 1 2 3 4 5 6 1s 2s 3s 4s 5s 6s 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 6d 4f 5f 0 1 2 3 l

14. IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 1 2 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 3 4 5 6 7

15. La tavola periodica Riporta gli elementi in ordine successivo di numero atomico (Z). Il numero atomico aumenta nella riga. Le righe sono dette periodi. le colonne sono chiamate gruppi

16. RIGO o PERIODO 1 2 3 4 5 6 7 H He Li Be B C N O F Ne Mg Na Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Mn Kr Y Rb Sr Zr Nb Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Mo Cs Ba La Hf Ta W Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Re Os Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Fm Md No Lr Es

17. COLONNA o GRUPPO 1 IA 18 0 15 VA 2 IIA 17 VIIA 16 VIA 14 IVA 13 IIIA H He Li Be B C N O F Ne 11 IB 12 IIB 3 IIIB 4 IVB 5 VA 6 VIB 7 VIIB 9 VIII 10 8 Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Re Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu No Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lr

18. Riga o periodo Il periodo 1 comprende solo 2 elementi: H ed He Il periodo 2 comprende: Li, Be, B, C, N, O, F e Ne Il periodo 3 comprende: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl ed Ar Dopo il 3° periodo assistiamo a righe molto lunghe il periodo 4 comprende: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br e Kr

19. Configurazione elettroniche degli elementi del primo periodo Z 1s 1 H 1s1 _ 2 He 1s2 _ Con Z indichiamo il numero atomico (numero di protoni che corrispondono al numero di elettroni nell’atomo neutro).

20. Configurazione elettroniche degli elementi del secondo periodo Z 2s 2p 3Li [He] _ 4 Be [He] _ 5 B [He] _ _ _ _ 6 C [He] _ _ _ _ 7 N [He] _ _ _ _ 8 O [He] _ _ _ _ 9 F [He] _ _ _ _ 10 Ne [He] _ _ _ _

21. Elettroni di valenza Si chiamano così elettroni in più rispetto agli elettroni di configurazioni elettroniche stabili. Quindi ad es. il Li ha 1 elettrone di valenza, il Be ne ha 2, il B ne ha 3, il C ne ha 4, l’N ne ha 5, l’O ne ha 6, il F ne ha 7. La capacità di reagire di un elemento dipende da questi elettroni spaiati! Quindi diremo ad es. che il Li, il B e il F hanno capacità di combinazione 1, 2 per il C e l’O, 3 per l’N. In realtà non è così perché sappiamo che il Li ha capacità di combinazione 1, il Be 2, il B 3, il C 4 (tutta la chimica organica si basa sui 4 legami del C), l’N 5, l’O 6 e il F 7.

22. L’ultima affermazione si può desumere solo se pensiamo che: Z 2s 2p 3 Li [He] _ 4 Be [He] _ _ _ _ 5 B [He] _ _ _ _ 6 C [He] _ _ _ _ 7 N [He] _ _ _ _ 8 O [He] _ _ _ _ 9 F [He] _ _ _ _ 10 Ne [He] _ _ _ _ Questa situazione si verifica quando gli elettroni si dicono nel loro stato eccitato. Questo non è possibile per l’N, l’O e il F perché dovrebbero spostare i loro elettroni negli orbitali 3s, ma la differenza di energia non glielo consente.

23. Configurazione elettroniche degli elementi del terzo periodo Z3s3p 3d 11Na [Ne] _ _ _ _ _ _ _ 12Mg [Ne] _ _ _ _ _ _ _ 13Al [Ne] _ _ _ _ _ _ _ 14Si[He] _ _ _ _ _ _ _ 15P [He] _ _ _ _ _ _ _ 16S [He] _ _ _ _ _ _ _ 17Cl[He] _ _ _ _ _ _ _ 18Ar [He] _ _ _ _ _ _ _ L’Ar ha una nuova configurazione ad ottetto La situazione si ripete, la configurazione elettronica è una funzione periodica del numero atomico. MA ciò che non era possibile per l’N, l’O e il F è invece possibile per il P, lo S e il Cl

24. Configurazione elettroniche degli elementi del quarto periodo Z3d4s 19K [Ar]_ _ _ _ 20Ca [Ar] _ _ _ _ Riempimento orbitale 4s

25. Configurazione elettroniche degli elementi del quarto periodo Z3d 4s 21Sc [Ar]_ _ _ _ _ _ 22Ti [Ar] _ _ _ _ _ _ 23V [Ar]_ _ _ _ _ _ 24Cr [Ar] _ _ _ _ __ 25Mg [Ar]_ _ _ _ _ _ 26Fe [Ar]_ _ _ _ _ _ 27Co [Ar]_ _ _ _ __ 28Ni [Ar] _ _ _ _ _ _ 29Cu [Ar] _ _ _ _ __ 30Zn[Ar] _ _ _ _ __