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STRUTTURE ELETTRONICHE E PROPRIETÀ ATOMICHE - Atomi plurielettronici

matematica



STRUTTURE ELETTRONICHE E PROPRIETÀ ATOMICHE


Atomi plurielettronici:

Le energie dei livelli quantici non sono identiche per tutti gli elementi, ma variano regolarmente da un elemento al successivo.

Per lo studio delle strutture plurielettroniche ci si rifà pressappoco alla struttura dell'atomo di idrogeno, costruendo l'atomo ponendo gli elettroni uno alla volta negli orbitali ad energia più bassa disponibili.

Wolfang Pauli suggerì questo trattamento degli atomi chiamandolo processo di costruzione, esso è basato su tre principi:

In un atomo non ci possono essere due elettroni nello stesso stato quantico, questo è detto principio di esclusione di Pauli. Cioè che due numeri non possono avere gli stessi valori dei quattro numeri quantici, questo significa che ogni orbitale non può avere più di due elettroni, uno con uno spin positivo e l'altro con uno spin negativo.



Gli orbitali sono riempiti dagli elettroni in ordine di energia crescente, l'orbitale s può avere un massimo di due elettroni, i tre orbitali p un massimo di 6, i cinque d 10 e i sette f 14. questa è nota come regola di Hund in orbitali di energia uguale gli elettroni rimangono se è possibile spaiati, il che si spiega con la repulsione elettrone-elettrone.


Energie relative degli orbitali atomici:

Gli orbitali 3s, 3p e 3d hanno la stessa energia ma differiscono nella vicinanza dal nucleo, l'energia di un elettrone in un orbitale dipende dall'attrazione esercitata su di esso dal nucleo, gli elettroni con un numero quantico principale piccolo sono più vicini al nucleo e esercitano un azione di schermo contro gli elettroni più distanti che hanno un numero quantico maggiore.


Configurazioni elettroniche ed energia di prima ionizzazione:

E' possibile ottenere le strutture elettroniche negli atomi aggiungendo elettroni agli orbitali in ordine di energia crescente, e aumentando per ogni elettrone aggiunto la carica nucleare di un unità.

L'energia di prima ionizzazione è l'energia richiesta per allontanare un elettrone.

La successione degli orbitali è :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p 9s.... 

L'H ha un solo elettrone e quindi esso occupa l' orbitale 1s, (1s1).

Nell'elio i due elettroni sono nell'orbitale 1s (1s2) perché il 2s ha energia maggiore e gli elettroni tendono ad occupare sempre la minore energia disponibile.

Poiché la carica nucleare è +2 il nucleo ha una forte attrazione per gli elettroni e l'energia di prima ionizzazione (E1I) è piuttosto grande  anche se viene bilanciata dalla repulsione degli elettroni.

Il litio invece ha due elettroni nell'orbitale 1s e uno nel 2s (1s2 2s1), per il Berillio (1s2 2s2), e il Boro (1s2 2s2 2p1), per il B l'E1I è più bassa che per il Be poiché l'elettrone più esterno si trova in un orbitale di maggiore energia e subisce una minore attrazione dal nucleo rispetto al Be. C  (1s2 2s2 2p2), N (1s2 2s2 2p3), O (1s2 2s2 2p4).

Il quarto elettrone dell'ossigeno occupa il primo orbitale p insieme ad un altro elettrone:

1s    2s 2p 3s





Per cui risente della repulsione elettrone-elettrone, per cui l'energia di prima ionizzazione è bassa. Man mano che si va avanti e si aggiungono elettroni aumenta l'attrazione perché aumenta la carica del nucleo, e inoltre gli elettroni 2s e 2p si trovano alla stessa distanza dal nucleo e quindi non schermano dalla maggiore carica del nucleo, nel fluoro ad esempio l'aumento di carica è maggiore della repulsione e quindi l energia di prima ionizzazione aumenta di nuovo. Con il Ne si completa il guscio n = 2 con il completamento degli orbitali 2p, questa configurazione è particolarmente stabile.

Il guscio n = 1 completo viene anche detto K e il guscio n = 2 viene anche detto L.

Nelle reazioni gli elettroni importanti sono quelli più esterni che vengono chiamati elettroni di valenza che si contano eliminando i primi due elettroni dell'orbitale 1s.

Per il terzo periodo della tabella periodica l'attrazione aumenta man mano che aumenta la carica nucleare e cosi per gli altri eccetto qualche eccezione.


Affinità elettronica:

Una  proprietà atomica che dipende dalla configurazione elettronica è l'affinità elettronica (AE) che è l'energia sviluppata nel processo di addizione di un elettrone ad un atomo gassoso per formare uno ione negativo, se viene ceduta energia AE è positiva, se invece è richiesta energia AE è negativa.

Gli alogeni hanno un alta AE, perché hanno un alta carica netta.


Tipi di legame:

Un legame covalente si forma combinando due atomi che hanno elettroni di valenza di energia uguale o comparabile (H2).

L'energia richiesta per separare atomi legati è detta energia di legame.

Un legame ionico si forma tra due atomi che hanno differenti energie di ionizzazione ed affinità elettronica, questa situazione consente ad un atomo di trasferire uno o più elettroni ad un altro (NaCl).


L'elettronegatività:

La maggior parte di legami chimici però è rappresentata da casi intermedi tra legame ionico e covalente.

Ad esempio il legame HF non è né puramente covalente né puramente ionico, questo perché i due atomi hanno una differente elettronegatività.

L'elettronegatività è definita come la media tra l'affinità elettronica e l'energia di ionizzazione di un atomo, per cui gli elettroni non sono equamente condivisi tra i due atomi ma sono maggiormente presenti nella nube dell'atomo più elettronegativo.

Questa differenza di elettronegatività conferisce alla molecola un parziale carattere ionico (d d









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