LEZIONE 2 Configurazioni elettroniche e tavola periodica. De Rosa. Lezione 2. aa 12.13 Configurazione... · LEZIONE 2 Configurazioni elettroniche e tavola periodica Corso di Chimica
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LEZIONE 2
Configurazioni elettroniche e tavola periodica
Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldi
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1. Principio di Aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali inordine crescente di energia. dipende dai numeriquantici n ed l.
2. Principio di esclusione di Pauli: in un atomo due elettroninon possono essere descritti dalla stessa sequenza dei quattronumero quantici (principale, secondario, magnetico, spin)in un orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni.
3. Regola di Hund: quando si hanno a disposizione più orbitalidegeneri (es. 2p), gli elettroni tendono a occuparli con spinparalleli finché ci sono orbitali vuoti a disposizione.
COSTRUZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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Riempimento degli orbitali in ordine crescente di energia
7s
6s 6p 6d 6f
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s
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Ene
rgia
1 s
2p2s
3p3s
3d 4p4s
4d4f
n =1
n =2
n = 3
n = 4
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Principio di esclusione di Pauli
In un orbitale ci sono al massimo 2 eIn uno stessoorbitale,caratterizzato dauna terna dinumeri quantici(n, l, m) sipossono averesoltanto dueelettroni che, intal caso, devonoavere spinopposti.
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Distribuzione degli elettroni Il numero di sottolivelli in ogni livello è uguale al numeroquantico principale n:
n=1 (1s)n=2 (2s, 2p)n=3 (3s, 3p, 3d)n=4 (4s, 4p, 4d, 4f)
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Il numero massimo dielettroni in un livello è 2n2.n=1 (1s2) 2en=2 (2s2, 2p6) 8en=3 (3s2, 3p6, 3d10) 18en=4 (4s2, 4p6, 4d10, 4f14) 32e
Il numero massimo dielettroni in un sottolivello è:
s 2ep 6ed 10ef 14e
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Distribuzione degli elettroni Livello
(n)Sottolivelli (s, p, d, f)
Numero di elettroni nei sottolivelli
Numero totale di elettroni nel
livello (2n2)
1 1s 2 22 2s
2p26
8
3 3s3p3d
26
1018
4 4s4p4d4f
26
1014
32
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Esempi
Scrivere la configurazione elettronica
1s2 2s2 2p4
1 s 2 s 2 p
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1s 2s 2px 2py 2pzH 1s1
He 1s2
Li 1s2 2s1
Be 1s2 2s2
B 1s2 2s2 2p1
C 1s2 2s2 2p2
N 1s2 2s2 2p3
F 1s2 2s2 2p5
Ne 1s2 2s2 2p6
O 1s2 2s2 2p4
Riempimento dei livelli n=1 e n=2scaricato da www.sunhope.it
1s
ener
gia
2s 2px 2py 2pz
.Dopo il riempimento degli orbitali 3s 3p, il 19°elettrone Completato questo orbitale (con il Ca), il 21° elettrone si va a porre in uno dei cinque orbitali 3d.
3d4s
3s 3px 3py 3pz
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TAVOLA PERIODICA
Tavola periodicaMetalli e non metalliReattività dei gruppi I, II, VI, VIICenni su III, IV, V gruppoGas nobiliValenzaAffinità elettronicaEnergia di ionizzazioneElettronegatività
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LA TAVOLA PERIODICA
Concepita dal chimico Mendeleev sulla base dianalogie e differenze di comportamento tra ivari elementiRiorganizzazione e razionalizzazione successivain termini di struttura elettronica dei varielementi
Dmitri Mendeleev (1834-1907)
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Otto colonne = VIII gruppiSette righe = 7 periodiI gruppi sono numerati da I a VIII da sinistra a destra e i periodi da 1 a
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LA TAVOLA PERIODICAscaricato da www.sunhope.it
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Gli elementi a sinistra sono detti del blocco s, quelli a destra sono detti delblocco p e quelli al centro del blocco d (elementi di transizione).Nel VI periodo, tra il lantanio e si trovano ulteriori 14 elementi dettilantanidi. Nel VII periodo si ha un analogo gruppo di elementi aggiuntividetti attinidi. Lantanidi e attinidi costituiscono il gruppo f della tavolaperiodica.
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CLASSIFICAZIONE DEGLI ELEMENTI IN METALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)
Una linea diagonale che taglia la tabella periodica, come descritto in figura, consente di individuare gli elementi di tipo metallico e non metallico
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GLI ELEMENTI METALLICI
Solidi a temperatura ambiente (ad eccezione del mercurio: Tf= 39°C)Alta conducibilità elettricaOttimi conduttori del caloreAlto potere riflettente e lucentezza metallicaDuttili e malleabiliSe riscaldati o esposti a radiazioni elevate si rileva effetto fotoelettrico ed effetto termoionico
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GLI ELEMENTI NON METALLICIPossono essere gas, liquidi o solidi a temperatura ambienteCattivi conduttori di caloreIsolantiNon riflettono la luce e non hanno aspetto metallicoAllo stato solido sono in genere fragiliNon mostrano effetto fotoelettrico o termoionico
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ELEMENTI RAPPRESENTATIVI DIMETALLI, NON METALLI E SEMI-METALLI (METALLOIDI)
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(I GRUPPO)Hanno tutti carattere metallicoFormano cationi di carica +1Reagiscono con H2, O2 (formando ossidi basici di formula M2Oche con acqua danno idrossidi che si comportano come basi forti),alogeni e H2O (la rex con acqua è violenta, la reattività aumentalungo il gruppo)Essendo molto reattivi non si trovano in natura come metalli liberi masoprattutto sottoforma di sali
3
Li6,939
19
K39,102
37
Rb85,47
11
Na22,990
55
Cs132,91
2 Li + H2 2 LiH 2 Na + Cl2 2 NaCl
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
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2 Li(s) + ½O2(g) Li2O(s)
Li2O(s) + H2O(l) LiOH(s) 2 Li+ + 2 OH-
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ALCALINO-TERROSI (II GRUPPO)
Ca + H2 CaH2 Be + Cl2 BeCl2
Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2
4
Be9,0122
12
Mg24,312
20
Ca40,08
38
Sr87,62
56
Ba137,34
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Hanno tutti carattere metallico, sono più duri rispetto ai metalli alcalini fondono a temperature più alte e sono meno reattiviFormano cationi di carica +2 (il Be, con Eion più alta, forma anche legami covalenti)
Reagiscono con H2, O2 (formando ossidi basici di formula MO), alogeni e H2O (la rex con acqua è meno violenta di quella dei metalli alcalini)In natura si trovano soprattutto sottoforma di Sali e ossidi
Ca(s) + ½O2(g) CaO(s)
CaO(s) + H2O(l) CaOH2(s) Ca2+ + 2 OH-
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METALLI
NON METALLI
Gli elementi dei Gruppi dal III al VII hanno caratteristiche varie,
carattere metallico e non metallico.
III VIIGRUPPI III-VI scaricato da www.sunhope.it
5
B10,811
13
Al26,982
31
Ga69,72
49
In114,82
81
Tl204,37
Indio (In) (in alto)
Alluminio (Al) (in basso)
III GRUPPO
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Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2 np1
Il boro è un non metallomentre Al, Ga, In e Tl sono tutti metalli.
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Tutti gli elementi hanno configurazione elettronica ns2 np2
carbonio (non metallo), silicio e germanio (semi metalli)
stagno e piombo (metalli)
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Elementi del gruppo IV
C
Si Sn
Pb
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7
N14,007
15
P30,9738
33
As74,922
51
Sb121,75
83
Bi208,980
Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldiazoto liquido (N2) fosforo bianco (P4) arsenico (As) antimonio (Sb)
bismuto (Bi)
La situazione nei Gruppi V e VI è simile a quella delGruppo IV, ma aumenta la presenza di elementi nonmetallici.Così, nel Gruppo V si passa
azoto (un gas, e principale costituentee dal fosforo (non metalli) e
(semimetalli) e al bismuto (metallo) Glielementi del V gruppo hanno configurazione elettronicans2np3, quelli del VI ns2 np4
Gli elementi del V gruppo hanno configurazioneelettronica ns2 np3, quelli del VI ns2 np4
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DEL VI GRUPPO
S + H2 H2S
gas
solidi
O2 + 2H2 2H2O
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O, S e Se sono non metalli; Te è un semimetalloPo è un metallo
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GRUPPO: ALOGENIGli alogeni sono tipici non metalli.Hanno configurazione ns2np5
A temperatura ambiente, Fluoro e Cloro sonogassosi, il Bromo è liquido e lo Iodio è solido.Tutti gli alogeni formano una molecolabiatomica: F2, Cl2, Br2 e I2.
17
Cl35,453
35
Br79,909
53
I126,904
9
F18,998
Corso di Chimica e Propedeutica Biochimica Proff. M. De Rosa / C. Schiraldicloro bromo iodio
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2 per dare composti gassosi solubili in acqua a carattere acido:
Reagiscono con i metalli dando alogenuri
Cl2 + H2 2 HCl
I2 + 2 Na 2 NaI
F2 + H2 2HF
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VIII GRUPPO: GAS NOBILI
Hanno configurazione elettronica ns2np6
Sono tutti gas a temperatura ambiente
Sono dei tipici non metalli
Hanno struttura monoatomica
Sono fortemente inerti
10
Ne20,183
18
Ar39,948
36
Kr83,80
54
Xe131,30
2
He4,0026
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ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONERAGGIO ATOMICOAFFINITÀ ELETTRONICAELETTRONEGATIVITÀ
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ENERGIA DI IONIZZAZIONE
(EI) di un
allontanare un elettrone da un atomo
Idrogeno (H) 2,18x10-18 JElio (He) 3,9x10-18 JSodio (Na) 0,8x10-18 J
Elemento EIAtomo + ione + elettroneEnergia di ionizzazione
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Gli elettroni di H e He appartengono entrambi al primo livello energetico (n=1) e sono circa alla stessa distanza dal nucleo. Tuttavia la carica
più grande la forza di attrazione tra nucleo ed elettroni.
Idrogeno (H) 2,18x10-18 JElio (He) 3,9x10-18 J
Elemento EI
ENERGIA DI IONIZZAZIONE
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Energia di ionizzazione
numero atomico.
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Aum
ento
del
num
ero
quan
tico
n
Aumento del raggio
Aumento della carica nucleareDiminuzionedel raggio
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affinità elettronica la variazione di energia che si misura quando un atomo libero cattura un elettrone
Es.
a)di 3,61 eV.
Cl (g) + e-(g) Cl-(g) E = -3,61 eV
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La capacità di un atomo in una molecola diattrarre a sè gli elettroni di legame è chiamata
elettronegatività.
Tale capacità ha un andamento periodico: aumenta procedendo lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo
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elemento più elettronegativo
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