Atomi Polielettronici e Configurazione Elettronica

Atomi Polielettronici e Configurazione Elettronica

Energie degli orbitali di un atomo monoelettronico

• L'energia dipende solo dal numero quantico principale n.
• Formula: En = -RH \left( \frac{1}{n^2} \right)
• n = 1, 2, 3, …

Atomi Polielettronici

• L'esistenza di più di un elettrone in un atomo impone:
  • La necessità di un quarto numero quantico.
  • Un limite al numero di elettroni permessi in un dato orbitale.
  • Un più complesso insieme di livelli energetici degli orbitali.

Risoluzione dell'equazione di Schrödinger per atomi polielettronici

• Occorre tener conto non solo dell'interazione attrattiva tra i singoli elettroni ed il nucleo, ma anche delle interazioni repulsive tra i vari elettroni.
• La presenza di più elettroni attorno al nucleo provoca una variazione nella sequenza dei livelli energetici.
• L'energia dei diversi orbitali dipende non solo dal numero quantico principale, n, ma anche dal numero quantico secondario, l (in assenza di campo magnetico).

Osservazioni spettrali

• A conferma della separazione (splitting) dei livelli energetici negli atomi polielettronici.
• Presenza di un numero maggiore di righe spettrali: sono disponibili più energie orbitaliche.

Fattori che influenzano la separazione dei livelli energetici

1. Distanza tra cariche: Maggiore è la distanza reciproca di due cariche di segno opposto, più è debole la loro attrazione. Quando il nucleo ed elettrone sono a grande distanza, l’energia è più alta (il sistema è meno stabile).
2. Quantità di carica: Maggiori sono le due quantità di carica di segno opposto, più forte è l’attrazione. Quando un nucleo di carica maggiore attrae un elettrone, l’energia è più bassa (il sistema è più stabile).

• Forza di Coulomb: Fc = \frac{Ze^2}{4\pi\epsilon0r^2}
• Potenziale di Coulomb: V = -\frac{Ze^2}{4\pi\epsilon_0r}

Energia di un orbitale

• Corrisponde all’energia necessaria per rimuovere un elettrone da quell’orbitale in un atomo.
• È necessaria più energia per rimuovere un elettrone in un orbitale più stabile.
• Più stabile è un orbitale, più bassa (più negativa) è la sua energia.
• L'energia di un orbitale dipende da:
  1. Carica nucleare efficace (Z_{eff}).
  2. Repulsioni interelettroniche (schermatura).
  3. Effetto della forma dell’orbitale (penetrazione).

Effetto della carica nucleare (Z)

• La carica nucleare più elevata abbassa l’energia dell’orbitale (stabilizza il sistema) aumentando le attrazioni nucleo-elettrone.

Effetto delle repulsioni interelettroniche (Schermatura)

• Un elettrone rende l'altro elettrone più facile da rimuovere.
• Un elettrone addizionale nello stesso orbitale innalza l'energia dell'orbitale mediante repulsioni interelettroniche.
• Esempio:
  • He+ 1s: -5250 kJ/mol (orbitale più stabile)
  • He 1s: -2372 kJ/mol (orbitale meno stabile)

Schermatura degli elettroni interni

• Gli elettroni interni schermano gli elettroni esterni dall’attrazione nucleare, più efficacemente di quanto facciano gli elettroni nello stesso sottolivello.

Carica nucleare efficace (Z_{eff})

• La schermatura riduce l’intera carica nucleare a una carica nucleare effettiva (Z_{eff}).
• Definizione: Carica nucleare a cui un elettrone è soggetto effettivamente.

Effetto della forma dell'orbitale sulla sua energia

• Penetrazione dell'orbitale 2s:
  • Un elettrone 2s trascorre la maggior parte del suo tempo più lontano dal nucleo rispetto a un elettrone 2p, ma penetra in prossimità del nucleo per una piccola frazione del tempo.
  • Questa penetrazione da parte dell'elettrone 2s aumenta la sua attrazione verso il nucleo e, quindi, abbassa l'energia dell'orbitale.
• Esempio:
  • Li 2s: -520 kJ/mol (orbitale più stabile)
  • Li 2p: -341 kJ/mol (orbitale meno stabile)

Energie degli orbitali di un atomo polielettronico

• L’energia dipende da n e da l.
• n = 1, l = 0
• n = 2, l = 0
• n = 2, l = 1
• n = 3, l = 0
• n = 3, l = 1
• n = 3, l = 2

Ordine di riempimento dei sottolivelli energetici

• La penetrazione e il conseguente effetto sulla schermatura fanno sì che un livello energetico si separi in sottolivelli.

Configurazione elettronica e diagramma orbitalico

• Configurazione elettronica: distribuzione degli elettroni nei vari orbitali atomici.
• Diagramma orbitalico: rappresentazione grafica della configurazione elettronica che indica anche lo spin dell’elettrone.

Regola di Hund

• Negli atomi polielettronici gli orbitali degeneri vengono dapprima 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.
• Esempi:
  • 2 elettroni in orbitali di tipo p
  • 3 elettroni in orbitali di tipo p
  • 4 elettroni in orbitali di tipo p

Principio dell'Aufbau (o principio di costruzione)

• Configurazioni elettroniche degli elementi del primo periodo:
  • Z = 1, H: 1s1
  • Z = 2, He: 1s2

Configurazioni elettroniche degli elementi del secondo periodo

• Z = 3, Li: [He] 2s1
• Z = 4, Be: [He] 2s2
• Z = 5, B: [He] 2s2 2p1
• Z = 6, C: [He] 2s2 2p2
• Z = 7, N: [He] 2s2 2p3
• Z = 8, O: [He] 2s2 2p4
• Z = 9, F: [He] 2s2 2p5
• Z = 10, Ne: [He] 2s2 2p6

Esempi di configurazioni elettroniche

• C (6 elettroni): 1s2 2s2 2p2 (la disposizione più stabile è quella con il maggior numero di spin paralleli)
• N (7 elettroni): 1s2 2s2 2p3
• O (8 elettroni): 1s2 2s2 2p4
• F (9 elettroni): 1s2 2s2 2p5
• Ne (10 elettroni): 1s2 2s2 2p6

Configurazioni elettroniche degli elementi del terzo periodo

• Z = 11, Na: [Ne] 3s1
• Z = 12, Mg: [Ne] 3s2
• Z = 13, Al: [Ne] 3s2 3p1
• Z = 14, Si: [Ne] 3s2 3p2
• Z = 15, P: [Ne] 3s2 3p3
• Z = 16, S: [Ne] 3s2 3p4
• Z = 17, Cl: [Ne] 3s2 3p5
• Z = 18, Ar: [Ne] 3s2 3p6

Configurazioni elettroniche degli elementi del quarto periodo

• Z = 19, K: [Ar] 4s1
• Z = 20, Ca: [Ar] 4s2
• Riempimento degli orbitali 4s prima dell’orbitale 3d - effetto di schermatura e penetrazione.

Riempimento degli orbitali 3d

• Z = 21, Sc: [Ar] 4s2 3d1
• Z = 22, Ti: [Ar] 4s2 3d2
• Z = 23, V: [Ar] 4s2 3d3
• Z = 24, Cr: [Ar] 4s1 3d5 (eccezione)
• Z = 25, Mn: [Ar] 4s2 3d5
• Z = 26, Fe: [Ar] 4s2 3d6
• Z = 27, Co: [Ar] 4s2 3d7
• Z = 28, Ni: [Ar] 4s2 3d8
• Z = 29, Cu: [Ar] 4s1 3d10 (eccezione)
• Z = 30, Zn: [Ar] 4s2 3d10

Configurazione elettronica condensata

• Z= 31, Ga: [Ar] 4s^2 3d^{10} 4p^1
• Z= 32, Ge: [Ar] 4s^2 3d^{10} 4p^2
• Z= 33, As: [Ar] 4s^2 3d^{10} 4p^3
• Z= 34, Se: [Ar] 4s^2 3d^{10} 4p^4
• Z= 35, Br: [Ar] 4s^2 3d^{10} 4p^5
• Z= 36, Kr: [Ar] 4s^2 3d^{10} 4p^6

Tavola periodica e configurazioni elettroniche

• Period number: highest occupied energy level
• Blocchi: s, p, d, f

Notazione della configurazione elettronica

• Esempio: 1s1
  • 1: Numero quantico principale, n
  • s: Sottolivello
  • 1: 1 elettrone nel sottolivello s
• Esempio: Na
  • Elettroni del nocciolo: 1s22s22p6
  • Configurazione elettronica completa: [Ne]3s1
  • Elettroni di valenza: 3s1
• Esempio: Si
  • Elettroni del nocciolo: 1s22s22p6
  • Configurazione elettronica completa: [Ne]3s23p2
  • Elettroni di valenza: 3s23p2

Relazione tra configurazione elettronica e reattività chimica

• Le reazioni chimiche sono guidate dal principio di trovare le configurazioni degli elettroni con energia più bassa (le più stabili).
• Il sodio ha una valenza di +1 perché tende a perdere un elettrone, e il cloro ha una valenza di -1 perché ha la tendenza ad acquistare un elettrone.
• La combinazione di sodio e cloro (cloruro di sodio) è un classico caso di legame ionico.

Tavola periodica degli elementi

• Metalli alcalini
• Metalli alcalino-terrosi
• Metalli di transizione
• Non metalli
• Alogeni
• Gas nobili