Chimica e laboratorio

1. Chimica e laboratorio L’atomo: configurazione elettronica e tavola periodica Classi quarte Docente: Luciano Canu Anno Scolastico 2005/2006

2. Prerequisiti • Conoscere l’evoluzione delle conoscenze sulla costituzione dell’atomo, da Democrito a Rutherford • Conoscere e saper interpretare, guidati, i fatti sperimentali e i fenomeni quotidiani che indicano la natura elettrica della materia

3. Obiettivi • Acquisire il concetto di energia di ionizzazione e di affinità elettronica • Capire che attorno al nucleo sono disposti gli elettroni in livelli di energia crescente • Conoscere e capire il significato di quantizzazione dell’energia nell’atomo • Riconoscere nelle prove sperimentali la conferma del modello di Bohr e dell’esistenza dei livelli elettronici

4. L’atomo da Democrito a Rutherford nel 1911 Democrito Dalton nel IV secolo a. C. Thomson nel 1803 nel 1900 Rutherford Bohr nel 1913

5. E N N+ e- La ionizzazione: cationi • Quando si fornisce il pacchetto d’energia giusto l’atomo può perdere un elettrone • Si deve fornire energia all’atomo per allontanare l’elettrone • Il primo elettrone perso è sempre il più lontano dal nucleo • Quando un atomo neutro perde un elettrone si carica positivamente • Si è formato uno ione, un catione

6. Cl Cl- e- E La ionizzazione: anioni • Alcuni elementi hanno la capacità di acquistare elettroni • Quando uno di tali atomi acquista un elettrone emette un pacchetto di energia • Il primo elettrone acquistato occupa il livello più lontano dal nucleo • Quando un atomo neutro acquisisce un elettrone si carica negativamente • Si è formato uno ione, un anione

7. - + - - - +3 +3 +3 - - - - - - Gli ioni: definizioni EI AE + + + - - • Uno ione è un atomo o un gruppo atomico che ha acquisito o perso uno o più elettroni (anioni, cationi) • L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria a estrarre un elettrone da un atomo neutro • L’affinità elettronica è l’energia emessa da un atomo neutro per addizione di un elettrone

8. Il diagramma delle EI

9. Uno scaffale per gli elettroni • Un elettrone che si trova in una certa orbita possiede l’energia associata a quel livello • I livelli più vicini al nucleo hanno meno energia, quelli più lontani ne hanno di più • Le orbite e quindi le energie permesse sono poche e ben precise • Come in uno scaffale: i libri possono trovare posto solo ad altezze ben precise, in corrispondenza di un ripiano

10. atomo e- e- e- e- e- e- e- e- E5 E4 E3 E2 E1 nucleo La quantizzazione dell’energia • I livelli intermedi sono da considerarsi “proibiti” • Gli elettroni possono occupare solo i livelli a distanze ed energie ben precise • Tra due livelli c’è una differenza di energia corrispondente ad un “pacchetto” di precise dimensioni • Se si fornisce una confezione di energia adatta… • …è possibile promuovere un elettrone dal livello fondamentale a quello eccitato • Pacchetti d’energia diversi non sono assorbiti dall’atomo e gli elettroni non si spostano verso livelli che risultano proibiti

11. quanto atomo e- e- e- e- e- e- e- luce nucleo L2 L1 L3 Gli stati dell’atomo • Definizione: lo stato dell’atomo in condizioni di stabilità ed energia minima si definisce fondamentale • Definizione: l’atomo che ha assorbito un pacchetto di energia opportuno raggiunge lo stato eccitato • Definizione: quando l’atomo assorbe un pacchetto d’energia e l’elettrone utilizza questa energia per raggiungere un livello più alto, l’elettrone si definisce promosso

12. Una prova sperimentale • Il modello di atomo di Bohr spiegava un fenomeno già conosciuto: gli spettri • L’atomo di idrogeno allo stato di gas, quando colpito da una radiazioni elettromagnetiche • Emette una serie di righe spettrali che corrispondono a valori di energia ben precisi • Non sono emessi casualmente ma presentano valori ben definiti

13. Spiegazione • L’organizzazione degli elettroni in livelli energetici stabili era in ottimo accordo con l’esistenza degli spettri atomici • L’atomo funzionerebbe come un filtro assorbendo solo i pacchetti energetici compatibili con i suoi salti elettronici e successivamente restituendoli • Si ottengono emissioni energetiche ben precise (discrete) a lunghezze d’onda caratteristiche • L’atomo può essere riconosciuto proprio da queste tipiche risposte spettrali

14. Livello 6 Livello 7 Livello 6 Livello 7 Sistema periodico • La struttura elettronica degli elementi può essere descritta e risulta in effetti più comprensibile utilizzando la tavola periodica degli elementi • Tutti gli elementi sono distribuiti su sette righe denominate periodi • Ciascun periodo corrisponde ad un livello elettronico Livello 1 Livello 2 Livello 3 Livello 4 Livello 5

15. Z=1 1 elettrone nel primo livello energetico (incompleto) He H N Ar Z=2 2 elettroni nel primo livello energetico (completo) Z=7 7 elettroni: 2 primo livello energetico (completo) 5 elettroni nel secondo livello (incompleto) Z=18 18 elettroni: 2 primo livello energetico (completo) 8 elettroni nel secondo livello (completo) 8 elettroni nel terzo livello (completo) Gli elementi • Ogni elemento è rappresentato da una casella • Gli elementi sono ordinati in ordine di numero atomico (Z) crescente • Ciascun casella del periodo corrisponde al posizionamento di un elettrone nel primo livello libero dell’elemento corrispondente

16. Livello completo Ultimo elettrone Inizio del livello Primo elettrone I livelli • Ogni riga inizia con un elemento che posiziona il primo elettrone nel livello energetico corrispondente • Ogni riga termina con un elemento che posizione l’ultimo elettrone per quel livello corrispondente

17. Disporre gli elettroni • Utilizzando la tavola periodica possiamo descrivere la struttura elettronica di un elemento Nucleo di Magnesio Terzo livello Primo livello Due elettroni Secondo livello

18. Gruppo dei metalli alcalino-terrosi Gruppo dei gas nobili Gruppo dei metalli alcalini Gruppo degli alogeni I gruppi e le famiglie • Gli elementi che costituiscono una colonna individuano un gruppo • Tutti gli elementi di un gruppo hanno l’ultimo livello riempito con un numero di elettroni uguali • Gli elementi di un gruppo si somigliano chimicamente perché la situazione elettronica del livello più esterno è quella che determina il comportamento chimico

19. 1 2 3 La periodicità • Le proprietà chimiche e fisiche all’interno di un periodo variano con continuità • Ma una volta che un livello è riempito con il suo numero massimo di elettroni • Si riparte con il primo elettrone nel livello successivo • Le proprietà seguono un andamento simile a quello del livello precedente (periodicità) Elettroni dell’ultimo livello

20. I II III IV V VI VII VIII Gli elettroni di valenza • Gli elettroni dell’ultimo livello di ciascun elemento ne determinano il comportamento chimico • Sono chiamati elettroni di valenza • Il numero del gruppo indica quanti elettroni di valenza caratterizzano quell’elemento e quella famiglia chimica • I gruppi sono indicati con numeri romani

21. I sottolivelli • Osservando meglio il diagramma delle energie di ionizzazione dei primi 20 elementi della tavola periodica si osserva • Tutti gli otto elettroni di un livello non si trovano alla stessa energia • In un livello gli elettroni si raggruppano in due insiemi energetici leggermente diversi

22. Quanti sottolivelli? • Lo schema evidenzia solo 2 sottolivelli • In realtà i sottolivelli energetici occupati da elettroni sono 4 • La tavola periodica evidenzia gli elementi che posizionano almeno il loro ultimo elettrone in questo tipo di sottolivello Elementi del blocco s Sottolivelli s Elementi del blocco p Sottolivelli p Elementi del blocco d Sottolivelli d Elementi del blocco f Sottolivelli f

23. Un tabella riassuntiva

24. Metalli e non metalli • La tavola periodica sotto mette in evidenza gli elementi • Metallici (in giallo) • Non-metallici (in arancione scuro) • Semimetallici (in arancione chiaro)

25. Caratteristiche • I metalli sono in numero maggiore • Presentano in misura variabile: • Malleabilità, duttilità (plasticità) • Lucentezza • Conducibilità termica ed elettrica • Solidi molto densi • I non-metalli non presentano queste caratteristiche • Ma non hanno comportamento uniforme • Possono essere solidi, liquidi e gassosi • I semimetalli hanno comportamento ibrido

26. Pagine da cui studiare • Pg 172 I metalli • Pg 173 non metalli e semimetalli • Pg 178-179 Tavola periodica (le famiglie chimiche) • Pg 186 La valenza chimica • Pg 228-237 Struttura elettronica degli atomi

27. Approfondisci: energia associata ai livelli • Un libro posizionato in un ripiano acquista energia in relazione all’altezza del ripiano • L’energia acquisita dal libro caratterizza il ripiano o meglio la sua altezza • Il libro è sempre lo stesso ma se si trova vicino a terra quando cade non provoca danni • Se lo stesso libro ci cade in testa da un ripiano molto alto può farci molto male poiché possiede molta energia

28. Approfondisci: livelli permessi • I libri dello scaffale possono essere posizionati ad altezze ben precise • Poche altezze sono consentite (5 piani solo 5 altezze) • Moltissime altezze sono proibite (i libri cadrebbero a terra) • Per gli elettroni si parla di distanze dal nucleo e di energia permessa

29. Un trucco grafico • Per ricavare la sequenza degli orbitali senza ricordarla a memoria si può utilizzare lo schema seguente

30. Esercitazioni sulle configurazioni 1 • Scrivere la configurazione elettronica completa dello zinco (Zn; Z=30) • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 • Rappresentare la configurazione di valenza utilizzando le caselle quantiche E 3d10 4s2

31. Esercitazioni sulle configurazioni 2 • Scrivere la configurazione elettronica completa dello zinco (Bi; Z=83) • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p66s2 4f14 5d10 6p3 • Rappresentare la configurazione di valenza utilizzando le caselle quantiche 6p3 E 5d10 4f14 6s2

32. Esercitazioni sulle configurazioni 3 • Scrivere la configurazione elettronica completa dello stagno (Sn; Z=50) • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 • Rappresentare la configurazione di valenza utilizzando le caselle quantiche E 5p2 4d10 5s2