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Tavola Periodica e Raggi, Sbobinature di Chimica Inorganica

Università degli Studi dell'InsubriaChimica Inorganica

Struttura della tavola periodica, i raggi (atomici/ionici), energia di ionizzazione, affinità elettronica e elettronegatività

Tipologia: Sbobinature

2020/2021

In vendita dal 03/07/2021

luana-pirpani
luana-pirpani 🇮🇹

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Lezione 6, 15/10/2020
1^ parte!
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Gli elementi di uno stesso gruppo (colonna) hanno proprietà simili.!
Gli elementi di uno stesso periodo (riga) hanno proprietà che variano periodicamente.!
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I sottogusci degli orbitali p e d sono tra di loro degeneri, hanno tutti lo stesso l ma diverso m!
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TAVOLA PERIODICA !
Alcune proprietà risultano periodiche e la periodicità di queste proprietà è collegata alla massa
atomica, al peso dell’elemento.!
Lungo i periodi (righe) le proprietà variano periodicamente in modo continuo e regolare!
Lungo i gruppi (colonne) le proprietà degli elementi sono simili tra di loro.!
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PERIODO!
Primo periodo n=1, l=0, m =0, orbitale s!
Secondo periodo, n=2, l=0,1,m =-1,0,1 orbitali s e p, in tutto devo riempire 4 orbitali che possono
contenere 8 elettroni, per cui nel secondo periodo avrò 8 elementi!
Terzo periodo, n=3, l=0,1,2, , orbitali d, non posso riempire i 3d perchè energeticamente
ho prima i 4s per cui passo al quarto periodo;
Quarto periodo, inizio a riempire i 4s e poi i 3d, per cui gli elementi che vanno dallo scandio (Sc) allo
zinco (Zn) sono quelli che iniziano ad avere elettroni negli orbitali 3d e mi occorro 10 elementi per
riempirli tutti.!
Il cromo (Cr) presenta una configurazione elettronica incongruente rispetto al resto del periodo
poichè la differenza tra i livelli energetici inizia a diventare molto piccola. Con questa configurazione
tutti gli elettroni risultano spaiati per una questione di bilancio energetico!
Con l’aumentare del numero quantico la differenza energetica tra gli orbitali tende a diminuire, per
cui man mano che vado a riempire gli orbitali devo prestare attenzione al guadagno energetico tra
riempire sottogusci con livelli energetici diversi o tra
l’appaiamento degli elettroni, quindi devo sempre badare
al bilancio.!
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Orbitale f, l=3 per cui abbiamo 7 possibili orientazioni, per
cui nella tavola periodica ci aspettiamo di trovare 14
elementi.!
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GRUPPI!
Gruppo 1A: metalli alcalini (escluso l’idrogeno), tutti gli elementi presentano un solo elettrone
nell’orbitale s!
Gruppo 2A: metalli alcalino-terrosi, hanno due elettroni di valenza che occupano l’orbita le s e sono
accoppiati !
Gruppo 6A: calcogeni!
Gruppo 7A: alogeni!
Gruppo 8A: gas nobili!
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Anteprima parziale del testo

Scarica Tavola Periodica e Raggi e più Sbobinature in PDF di Chimica Inorganica solo su Docsity!

Lezione 6, 15/10/ 1^ parte Gli elementi di uno stesso gruppo (colonna) hanno proprietà simili. Gli elementi di uno stesso periodo (riga) hanno proprietà che variano periodicamente. I sottogusci degli orbitali p e d sono tra di loro degeneri, hanno tutti lo stesso l ma diverso m TAVOLA PERIODICA Alcune proprietà risultano periodiche e la periodicità di queste proprietà è collegata alla massa atomica, al peso dell’elemento. Lungo i periodi (righe) le proprietà variano periodicamente in modo continuo e regolare Lungo i gruppi (colonne) le proprietà degli elementi sono simili tra di loro. PERIODO Primo periodo n=1, l=0, m =0, orbitale s Secondo periodo, n=2, l=0,1,m =-1,0,1 orbitali s e p, in tutto devo riempire 4 orbitali che possono contenere 8 elettroni, per cui nel secondo periodo avrò 8 elementi Terzo periodo, n=3, l=0,1,2, , orbitali d , non posso riempire i 3 d perchè energeticamente ho prima i 4 s per cui passo al quarto periodo; Quarto periodo, inizio a riempire i 4 s e poi i 3 d , per cui gli elementi che vanno dallo scandio (Sc) allo zinco (Zn) sono quelli che iniziano ad avere elettroni negli orbitali 3 d e mi occorro 10 elementi per riempirli tutti. Il cromo (Cr) presenta una configurazione elettronica incongruente rispetto al resto del periodo poichè la differenza tra i livelli energetici inizia a diventare molto piccola. Con questa configurazione tutti gli elettroni risultano spaiati per una questione di bilancio energetico Con l’aumentare del numero quantico la differenza energetica tra gli orbitali tende a diminuire, per cui man mano che vado a riempire gli orbitali devo prestare attenzione al guadagno energetico tra riempire sottogusci con livelli energetici diversi o tra l’appaiamento degli elettroni, quindi devo sempre badare al bilancio. Orbitale f , l =3 per cui abbiamo 7 possibili orientazioni, per cui nella tavola periodica ci aspettiamo di trovare 14 elementi. GRUPPI Gruppo 1A: metalli alcalini (escluso l’idrogeno), tutti gli elementi presentano un solo elettrone nell’orbitale s Gruppo 2A: metalli alcalino-terrosi, hanno due elettroni di valenza che occupano l’orbita le s e sono accoppiati Gruppo 6A: calcogeni Gruppo 7A: alogeni Gruppo 8A: gas nobili

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(^2) Email

Sei elementi biologicamente più importanti e abbondanti: H, C, N, O, P, S. Cinque successivi: Na, Mg, Cl, K, Ca Lungo i gruppi le caratteristiche sono tutte simili, questo dipende dalla loro simile configurazione elettronica. Proprietà periodiche degli elementi (e che restano simili per i gruppi)

  • Raggi atomici
  • Raggi metallici
  • Raggi ionici
  • Energie di ionizzazione
  • Affinità elettroniche
  • Elettronegatività La variazione di queste proprietà ci danno la reattività chimica di queste sostanze. CARICA NUCLEARE EFFICACE La forza di attrazione tra un elettrone e il nucleo dipende dalla grandezza della carica nucleare effettiva esercitata sull’elettrone e dalla distanza media nucleo-elettrone. Ogni elettrone è simultaneamente attratto dal nucleo e respinto dagli altri elettroni, ne deriva che ogni elettrone in un atomo multielettronico è schermato dal nucleo degli altri elettroni e di conseguenza sperimenta un’attrazione netta più piccola di quanto non sperimenterebbe in assenza degli altri elettroni. L’attrazione netta è il risultato dell’attrazione nucleare diminuita (schermata) dalle repulsioni elettrone-elettrone e la sua carica è chiamata carica nucleare effettiva, Z , che è sempre minore della carica nucleare reale Z (Z < Z). In un atomo multielettronico, gli elettroni più interni schermano parzialmente gli elettroni più esterni dall’attrazione del nucleo, e la relazione tra Z e il numero di protoni del nucleo Z è: Dove S è un numero positivo chiamato costante di schermata e rappresenta la posizione di carica nucleare che è sottratta agli elettroni di valenza degli altri elettroni dell’atomo e dipende dalla presenza di elettroni negli strati più interni. La carica nucleare effettiva aumenta lungo i periodi spostandosi da sinistra verso destra. Sebbene il numero degli elettroni interni rimanga lo stesso lungo il periodo gli elettroni di valenza giunti per controbilanciare la crescente carica nucleare si schermano poco l’uno con l’altro, così la carica nucleare effettiva aumenta regolarmente. Scendendo lungo un gruppo la carica nucleare effettiva percepita dagli elettroni di valenza cambia molto meno di quanto non cambi lungo un periodo. (P. 261)

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era Zen (^) Z s man

ENERGIA DI IONIZZAZIONE (E.I.)

È l’energia minima necessaria per rimuovere un elettrone dallo stato fondamentale di un atomo o di uno ione isolato allo stato gassoso. Per esempio, se l’elettronica di un atomo di H è eccitato da n =1 (stato fondamentale) a n = , l’elettrone viene completamente rimosso dall’atomo, l’atomo è quindi ionizzato. Per convenzione si considera positiva l’energia fornita al (assorbita dal) sistema. Unità di misura: 1 eV = 1,6x10 J = 3,82x10 cal L’ energia di prima ionizzazione , I , è l’energia necessaria per allontanare il primo elettrone di un atomo neutro. L’ energia di seconda ionizzazione , I , è l’energia necessaria per rimuovere il secondo elettrone è così via per le successive rimozioni degli altri elettroni. Maggiore è l’energia di ionizzazione, più difficile è rimuovere un elettrone. Inoltre si nota un notevole aumento dell’energia di ionizzazione che si riscontra quando un elettrone dei livelli interni è rimosso. Ogni elemento presenta un forte incremento dell’energia di ionizzazione quando viene rimosso il primo degli elettroni interni. Ne consegue l’idea che solo gli elettroni più esterni sono coinvolti nella condivisione e nel trasferimento di elettroni che originano il legame chimico e le reazioni. Gli elettroni più interni sono troppo strettamente legati al nucleo per essere persi o anche condivisi con un altro atomo.

  1. I generalmente aumenta da sinistra a destra lungo il periodo, poiché diminuisce il raggio atomico quindi devo fornire più energia essendo l’elettrone più vicino al nucleo. I metalli alcalini mostrano in ogni periodo la più bassa energia di ionizzazione, i gas nobili la più alta.
  2. I generalmente diminuisce dall’alto in basso lungo il gruppo.
  3. Gli elementi del blocco s e del blocco p mostrano valori di I superiori a quelli dei metalli di transizione. In generale atomi più piccoli hanno energie di ionizzazione più alte. CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI IONI Quando gli elettroni sono rimossi da un atomo per formare un catione, essi sono rimossi sempre dagli orbitali occupati aventi un numero quantico principale, n , maggiore. Per esempio quando un elettrone è rimosso da un atomo di litio (1 s 2 s ) è l’elettrone 2 s che è rimosso: Quando due elettroni sono rimossi da Fe ([Ar]4 s 3 d ), sono gli elettroni di 4 s a esser rimossi: Se un ulteriore elettrone è rimosso per formare lo ione Fe , esso proviene da un orbitale 3 d , poiché tutti gli orbitali con n =4 sono vuoti: co 22

Nargi Natig è

Li 1525 D

Lit 15

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Fetlar 45316 DFetLag d LE

Fetlar 3 d^ DFest^ Ar3d E

È importante notare questa differenza:

  • l’energia di ionizzazione misura la facilità con cui un atomo perde un elettrone.
  • l’affinità elettronica misura la facilità con cui un atomo acquista un elettrone ELETTRONEGATIVITÀ (X) tendenza di una specie di ad acquistare o cedere elettroni. Una specie con E.I. e A.E. basse tende a formare ioni carichi positivamente Una specie con E.I. e A.E. alte tende a formare ioni carichi negativamente
  • i metalli alcalini hanno E.I. bassa e A.E. trascurabile: tendono a perdere un e e a dare ioni monopositivi (cationi monovalenti)
  • gli alogeni hanno E.I. elevata e A.E. notevole: tendono ad acquistare un e per dare ioni mononegativi (anioni monovalenti) In entrambi i casi il fine è il raggiungimento della configurazione elettronica del gas nobile più vicino: quello che precede nel caso dei metalli, quello che segue nel caso degli alogeni.