Appunti - lezione 1 - la configurazione elettronica degli elementi - chimica elettroanalitica PDF

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LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI

Elenchiamo alcune regole che servono a stabilire la configurazione elettronica degli elementi: Teoricamente il numero di strati è infinito, ma per gli elementi noti è stato individuato un numero massimo di 7 strati (o livelli o gusci) di elettroni intorno al nucleo. Gli strati possono contenere numeri differenti di elettroni. Questo numero aumenta andando dallo strato più vicino al nucleo alla periferia. Gli elettroni degli strati più vicini al nucleo possiedono energie minori degli elettroni appartenenti agli strati più lontani dal nucleo. Gli elettroni si dispongono sempre negli strati di minor energia e riempiono questi prima di occupare posizioni più lontane dal nucleo a maggiore energia; solamente l'ultimo strato può quindi essere incompleto. Da un'analisi più approfondita dei dati sperimentali in ogni livello sono stati inoltre individuati dei sottolivelli che vengono indicati con le lettere s, p, d e f. Significa che all'interno di un singolo livello non tutti gli elettroni possiedono la stessa energia anche se le differenze fra di essi sono sicuramente minori che tra elettroni che occupano livelli differenti. Riassumiamo alcune informazioni riguardanti il riempimento elettronico dei sottolivelli: Nel 1° livello esiste solamente il sottolivello s. Nel 2° livello esistono i sottolivelli s e p. Nel 3° livello esistono i sottolivelli s, p e d. Nel 4° livello e in tutti quelli successivi esistono i sottolivelli s, p, d e f. Il sottolivello s può contenere 2 elettroni, il sottolivello p ne può contenere 6, il sottolivello d ne può contenere 10 e quello f 14. All'interno di ogni livello l'energia dei sottolivelli cresce nell'ordine s, p, d, f e questo quindi è anche l'ordine con cui vengono riempiti. Ora proviamo a mettere in pratica tutte le regole riassunte sopra e a determinare la configurazione elettronica di alcuni elementi. Consideriamo l'elemento boro con numero atomico 5 (Z = 5). La sua configurazione elettronica può essere indicata nel seguente modo: 2

2

1

1s 2s 2p

I numeri scritti in grande rappresentano il livello, le lettere rappresentano i sottolivelli e gli esponenti delle lettere indicano il numero di elettroni presenti in quel sottolivello. La configurazione elettronica del boro inizia col numero 1 perchè questo è il primo livello a riempirsi essendo quello di minor energia. Dopo il numero 1 troviamo la lettera s perchè nel primo livello esiste solamente il sottolivello s ed il suo esponente è 2 perchè è riempito dai primi 2 elettroni. Il 1° livello è pieno, passiamo al secondo. Ora dobbiamo scrivere 2 perchè i sottolivelli che andiamo a riempire appartengono al 2° livello. Incontriamo di nuovo il sottolivello s che è quello a minore energia del suo strato, questo si riempie con altri 2 elettroni e questo numero glielo mettiamo come esponente. L'ultimo elettrone rimasto (ne abbiamo già sistemati 4 dei 5 che l'atomo di boro possiede) si posiziona nel sottolivello p; anche stavolta gli scriviamo davanti 2 per ricordarci a che livello appartiene ed all'esponente scriviamo il numero 1. Se facciamo la somma degli esponenti presenti nella configurazione elettronica troviamo 5 che è il numero atomico del boro; siamo così sicuri di avere sistemato tutti gli elettroni dell'elemento Il boro ha il primo livello completo e possiede 3 elettroni nel 2° livello che per lui è il più esterno. Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre con la regolarità che abbiamo indicato sopra perchè nei livelli più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi sottolivelli tendono a diminuire sempre più e anzi in alcuni casi avvengono delle "sovrapposizioni" tra sottolivelli. Per poter stabilire le configurazioni elettroniche di tutti gli elementi chimici è però sufficiente seguire lo schema riportato sotto:

Il disegno che segue illustra la sequenza complessiva di riempimento degli orbitali mediante la cosiddetta regola diagonale:

G LI ORBITALI ATOMICI La descrizione dettagliata del sistema nucleo - elettroni non può essere effettuata con gli strumenti della fisica classica. Infatti la fisica classica e' in grado di descrivere la realta' solamente ad un livello approssimato. Tale approssimazione e' impercettibile quando le dimensioni dei sistemi descritti sono “ordinarie”, ma diventa inaccettabile quando si cerca di descrivere sistemi aventi dimensioni atomiche o subatomiche Questo e' il motivo per cui la limitatezza delle leggi della fisica classica e' emersa solo in tempi relativamente recenti, dopo che le tecniche sperimentali si sono evolute al punto da consentire lo studio di sistemi microscopici, come gli atomi e le molecole. In seguito alle fondamentali scoperte avvenute negli ultimi cento anni, la meccanica classica ha lasciato il posto alla meccanica quantistica La meccanica quantistica considera gli elettroni come onde e quindi utilizza le equazioni dei fenomeni ondulatori per studiarli. Le soluzioni di tali equazioni sono dette funzioni d’onda e nel caso degli atomi si dicono orbitali atomici. L’orbitale rappresenta un'ampiezza d'onda, che è in relazione con la probabilità di trovare l’elettrone intorno al nucleo. Forme degli orbitali atomici Usualmente gli orbitali si rappresentano graficamente con una superficie che delimita la zona dello spazio equivalente al 95% di probabilità di trovare l'elettrone. L’orbitale s ha una forma sferica.

s La forma degli orbitali p presenta due lobi. Siccome ci sono tre orbitali p, i due lobi di ciascun orbitale si estendono lungo i tre assi x, y e z (e gli orbitali prendono il nome rispettivamente px, p y, pz ).

px py pz La forma degli orbitali d è più complessa. Quattro di essi hanno quattro lobi giacenti su un'unico piano e diretti ai vertici di un quadrato (il loro nome deriva dal piano su cui giacciono). Il quinto orbitale d, il dz2, ha un doppio lobo che si estende lungo l'asse z e una corona toroidale attorno al centro, sul piano x-y.

dxy 

dxz

dyz

dx2-y2

dz2

Tralasciamo la forma degli orbitali f!!!!

Il riempimento degli orbitali La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo neutro, al livello minimo di energia è la . Convenzionalmente ogni orbitale viene rappresentato mediante un quadrato all'interno del quale è possibile disporre fino ad un massimo di due elettroni rappresentabili mediante frecce verticali con verso opposto, ad indicare lo spin (rotazione attorno al proprio asse) antiparallelo (se un elettrone ruota su stesso in senso orario, l’altro elettrone che va nello stesso orbitale può solo ruotare su stesso in senso antiorario).

vuoto

semivuoto (elettrone spaiato)

pieno (saturo)

Ciascun orbitale viene poi indicato con una sigla composta da un numero da 1 a 7 che indica il livello energetico seguito da una lettera (s, p, d, f) che indica il tipo di orbitale. Ad esempio 1s rappresenta l'unico orbitale s del primo livello energetico, 2p indica i tre orbitali p del secondo livello energetico; 6d i cinque orbitali d del sesto livello energetico. Dato un elemento di numero atomico Z, è possibile distribuire correttamente i suoi Z elettroni nei diversi orbitali seguendo le seguenti tre regole di riempimento (Regole di Aufbau):

1. Principio di minima energia Gli elettroni si dispongono spontaneamente negli orbitali vuoti meno energetici. Una volta riempiti gli orbitali a minor energia vengono occupati gradualmente gli orbitali ad energia progressivamente maggiore. L'ordine di riempimento ottenuto in tal modo non rispetta però sempre l'ordine di riempimento che ci si attenderebbe in base alla sequenza ordinata dei livelli energetici. Per prevedere la sequenza di riempimento in base al criterio della minima energia ci si può avvalere del seguente schema detto regola della diagonale (lo stesso visto prima):

In tal modo per primo si riempie l'orbitale 1s, seguito dal 2s, 2p, 3s e 3p. A questo punto si produce una prima inversione rispetto all'ordine atteso, in quanto l'orbitale 4s, pur trovandosi in un livello energetico più esterno rispetto al 3d, si riempie prima. Poi si riempie il 3d, seguito dal 4p, 5s, 4d etc. Questo comportamento, che peraltro presenta alcune rilevanti eccezioni sulle quali NON ci soffermeremo, è conseguenza dell’energia potenziale propria delle particelle che si collocano sui diversi orbitali. Tale energia, ottenuta con applicazione dei calcoli propri della meccanica quantistica, segue questo andamento:

L’applicazione del principio di minima energia porta quindi allo schema di riempimento indicato dalla regola della diagonale.

2. Principio di esclusione di Pauli Ciascun orbitale può contenere fino ad un massimo di due elettroni con spin antiparallelo. In questo caso esso è detto saturo. 3. Principio di massima molteplicità di Hund Quando devono essere riempiti degli orbitali isoenergetici o degeneri, ad esempio i tre orbitali p di un certo livello, gli elettroni si dispongono prima con spin parallelo uno per orbitale (spaiati) e solo se il loro numero lo consente vanno successivamente a saturare gli orbitali. Ad esempio se dobbiamo disporre 7 elettroni in 5 orbitali d di un qualche livello essi si dispongono in tal modo:

e non così:

Una volta inseriti gli Z elettroni di un elemento all'interno dei suoi orbitali rispettando le regole suddette otteniamo la configurazione elettronica dell'elemento in questione. Costruiamo ad esempio la configurazione elettronica dell'elemento avente Z = 8, corrispondente all'ossigeno. Dobbiamo sistemare 8 elettroni. I primi due verranno sistemati nell'orbitale 1s, altri 2 nell'orbitale 2s e i rimanenti quattro nei tre orbitali 2p, ottenendo:

La configurazione elettronica dell'ossigeno può essere data anche in tal modo: 1s2 2s2 2p4 in cui i numeri ad esponente indicano quanti elettroni sono sistemati in quei particolari orbitali.

ANALISI DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA NELLA TABELLA PERIODICA Se prendiamo in considerazione i diversi elementi a partire dall'idrogeno in ordine di numero atomico crescente possiamo osservare come al crescere di un'unità nel valore del numero atomico venga aggiunto un elettrone alla configurazione elettronica. Ogni qual volta una serie di elementi ha sistemato abbastanza elettroni da riempire un livello energetico, gli elementi successivi, che iniziano a riempire il successivo livello energetico, vengono disposti in una riga sottostante, detta periodo, in modo tale che risultino incolonnati con gli elementi che presentano la stessa configurazione elettronica superficiale. In questo modo il numero dei periodi che si producono (7) corrisponde al numero dei livelli energetici riempibili. Gli elementi che si incolonnano verticalmente formano i cosiddetti gruppi, composti da elementi che presentano un ugual numero di elettroni disposti sullo stesso tipo di orbitali, ma naturalmente su di un diverso livello energetico. Poiché il comportamento chimico di un elemento dipende essenzialmente proprio dalla sua configurazione elettronica superficiale, elementi appartenenti ad uno stesso gruppo presentano forti analogie e somiglianze chimiche (stesso tipo di reazioni). Le caratteristiche chimiche variano dunque progressivamente e con continuità mentre ci spostiamo lungo un periodo, mentre rimangono sostanzialmente simili all'interno di un gruppo. Possiamo inoltre suddividere la tabella periodica in quattro grandi regioni che rappresentano raggruppamenti di elementi che stanno inserendo elettroni in orbitali dello stesso tipo.

La prima regione è formata dai gruppi I e II dove si riempie l'orbitale s. La regione all'estrema destra, composta dai gruppi III, IV, V, VI, VII e VIII è costituita dagli elementi che distribuiscono i sei elettroni nei tre orbitali p. La regione centrale, costituita da 10 file verticali riunite a formare 8 gruppi, è formata dai cosiddetti metalli di transizione, elementi che stanno disponendo 10 elettroni nei 5 orbitali d. Infine la regione in basso, formata da due serie orizzontali chiamate rispettivamente serie dei lantanidi e degli attinidi, è costituita da elementi che stanno distribuendo 14 elettroni nei 7 orbitali f (4f e 5f)....