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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