26/10/2012. Onde elettromagnetiche. b) proprietà periodiche C) configurazione elettronica. f(x,t)=a sin(kx+ωt+φ) k=2π/λ; ω=2π/t= 2πν

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1 Onde elettromagnetiche Struttura atomica: a) riempimento orbitali b) proprietà periodiche C) configurazione elettronica ONDE onde armoniche f(x,t)=a sin(kx+ωt+φ) k=2π/λ; ω=2π/t= 2πν Energia di un fotone : E = hν h= cost. di Planck = x J/Hz = x J s Conversione Hz/s: 1 Hz = 1 s 1 Conversione ev/j: 1 ev = x J c λ = ν c = m s 1 c = m s 1 1

2 ESERCIZIO 1 Calcolare la frequenza della luce rossa che ha una lunghezza d onda λ=700 nm. c λ = ν ESERCIZIO 2 ν = c λ [R Hz] Un fascio luminoso ha una lunghezza d onda di 600 nm. Calcolare l energia di un singolo fotone del fascio. c λ = ν ESERCIZIO 3 ν = c λ [R ev] La luce nelle strade si accende automaticamente grazie ad un sensore di CdS, che è un semiconduttore con energia di gap pari a 2.45 ev. A che lunghezza d onda risponde questo tipo di sensore? λ = x 10 8 m s 1 /5.92 x s 1 = 506 nm x 10 8 m s 1 / 7 x 10 7 m = 4.28 x s 1 E = hν 2.45 ev = x J = hν ν = 5.92 x Hz [R. 506 nm] GLI ORBITALI Ogni orbitale è caratterizzato da 3 numeri che sono detti numeri quantici: numero quantico principale n : identifica l energia (strato, guscio) dell orbitale n = 1, 2, 3,... (indica la distanza relativa dal nucleo) numero quantico del momento angolare l : identifica la forma (sottostrato) e l energia (in misura secondaria) dell orbitale l = 0,, n 1 numero quantico magnetico m : identifica l orientamento dell orbitale nello spazio attorno al nucleo m = l,..., 0,.., + l 2

3 ESERCIZIO 1 Quali valori del numero quantico del momento angolare (l) e del numero quantico magnetico(m l ) sono permessi per un numero quantico principale (n) di valore 3? Quanti orbitali sono permessi per n=3? l può essere da 0 a n1 quindi se n = 3 allora l = 0,1,2 m l può essere l < m l < l quindi avremo: per l = 0 m l = 0 per l = 1 m l = 1, 0, +1 per l = 2 m l = 2, 1, 0, +1, +2 Esistono perciò 9 valori di m l e quindi esistono 9 orbitali con n = 3 NB: Il numero totale di orbitali per un dato valore di n è n 2 e quindi per n = 3 n 2 = 9 ESERCIZIO 2 Quali valori del numero quantico del momento angolare (l) e del numero quantico magnetico(m l ) sono permessi per un numero quantico principale (n) di valore 4? Quanti orbitali sono permessi per n = 4? Notazione degli orbitali strato elettronico (n) 2p l = 0 s sferica l = 1 p 2 lobi (manubrio) l = 2 d 4 lobi (quadrifoglio) l = 3 f (multilobata) sottostrato elettronico (s,p,d,f,g) che descrive la forma dell orbitale) l =0 l =1 l =2 l =3 n = 4 4s 4p 4d 4f n = 3 3s 3p 3d n = 2 n = 1 2s 1s 2p 3

4 Gli orbitali atomici definiscono tutte le possibili energie che può avere un e in un atomo (o in uno ione) Nota: Gli orbitali si possono definire indipendentemente dalla presenza o meno di e : possono essere occupati o non occupati Stato fondamentale: gli e occupano gli orbitali in ordine di energia crescente, partendo dall orbitale 1s. Stato eccitato: uno o più e dell atomo occupano orbitali di energia superiore. Sottostrato elettronico (s,p,d,f) Strato elettronico (n) 1s 1 Numero di elettroni che occupano il sottostrato L elettrone appartenente ad un atomo è caratterizzato da quattro numeri quantici: tre identificano l orbitale (n, l, m l ) e uno la sua rotazione (m s ) orbitale n l m l m s momento di spin m s numero quantico intrinseco può assumere solo due valori m s = + ½ oppure ½ Principio di esclusione di Pauli: due e non possono essere caratterizzati dagli stessi 4 numeri quantici sullo stesso orbitale possono stare al massimo 2 e, e devono avere spin opposto (antiparallelo) Sullo strato n esistono n 2 orbitali (sottostrati) Lo strato n può essere occupato al massimo da 2n 2 elettroni Hund: Nello stato fondamentale l atomo adotta la configurazione con il massimo numero di e spaiati e con spin parallelo. 4

5 Valore numeri quantici n l m Tipo di orbitali # totale di orbitali # totale di elettroni orbitale 1s orbitale 2s 3 orbitali 2p orbitale 3s 3 orbitali 3p orbitali 3d Energia degli orbitali Gli effetti di penetrazione e schermatura sono determinanti: l energia di un orbitale 4s può essere tanto minore dell energia degli orbitali 4p e 4d da essere minore anche dell energia di un orbitale 3d dello stesso atomo. Se questo si verifica o meno dipende dal numero TOTALE degli elettroni presenti nell atomo. In alcuni atomi l orbitale 4s ha energia più bassa del 3d, mentre in altri avviene l opposto (v. in seguito) 5

6 Riempimento degli orbitali (Aufbau) 1) Scala di energia degli orbitali 2) Pauli: max 2 e (con spin opposto) per orbitale 3) Hund: in caso di orbitali con la stessa energia (degeneri), mettere il massimo n di e con spin parallelo NB: Attenzione alla scala energetica!!! Dallo Sc (Z=21) in avanti gli orbitali 4s hanno un energia > dei 3d (che, infatti, vengono riempiti e di solito scritti prima nella configurazione elettronica) Es. Sc = [Ar]3d 1 4s 2 Nel caso dei metalli di transizione, le configurazioni con sottolivello semipieno d 5 e pieno d 10 sono particolarmente stabili, quindi in molti casi l atomo neutro si trova a possedere minore energia se il sottolivello 3d diventa semipieno o pieno tramite il trasferimento di un e 4s nel sottolivello 3d Es. Cr = [Ar] 3d 5 4s 1 e NON [Ar] 3d 4 4s 2 Ricordare quindi: Cr e Mo (d 5 ) e Cu, Ag, Au, Pd, Pt (d 10 ) IL SERPENTONE Nota aggiuntiva (per completezza, NON ci saranno esercizi d esame su questi elementi) Quando Z è molto alto, la differenza di energia fra i vari tipi di orbitali diventa molto piccola, e si possono avere delle configurazioni abbastanza imprevedibili. Gli orbitali 6d vengono utilizzati infatti saltuariamente; dopo l'inserimento dei 2 elettroni 7s, (che avviene col radio Ra) gli elettroni successivi vanno nei 5f o nei 6d a seconda della stabilizzazione che è possibile ottenere. Così potremo avere in sequenza 6d 2 7s 2 (per il torio Th) e 5f 2 6d 1 7s 2 (per il protoattinio Pa). E ancora 5f 4 6d 1 7s 2 (per il nettunio Np), 5f 6 7s 2 (per il plutonio Pu), 5f 7 7s 2 (per l'americio Am) e 5f 7 6d 1 7s 2 (per il curio Cm). Anche qui due configurazioni successive hanno tutti gli orbitali degeneri con un solo elettrone, cioè pieni a metà: Am e Cm. (Ricordare che gli orbitali f sono 7!). 6

7 blocco s (1 orbitale) Cr, Mo Pd, Pt Cu, Ag, Au [He] [Ne] blocco d (5 orbitali) [Ar] [Kr] [Xe] [Rn] blocco p (3 orbitali) blocco f (7 orbitali) Elettroni di valenza: elettroni più esterni, quelli che determinano la chimica dell elemento Gruppo Config. elettronica 1 ns ns ns 2 np ns 2 np ns 2 np ns 2 np ns 2 np 5 7 Configurazione elettronica degli ioni: e di valenza I cationi vengono formati per rimozione e gli anioni per aggiunta di elettroni dalla configurazione dell atomo neutro. Nel caso dei cationi, gli elettroni sono rimossi partendo da quello presente sui livelli più energetici (esterni) Es. Fe 3+ = [Ar]3d 5 In 3+ In = [Kr]4d 10 5s 2 5p 1 In 3+ = [Kr]4d 10 7

8 ESERCIZIO 3 Scrivere la notazione dei sottostrati ed il numero degli orbitali che corrispondono ai seguenti numeri quantici: a)n=3 ; l = 2 b)n=1 ; l = 0 c)n=6; l = 3 d)n=2 ; l = 1 3d : 5 orbitali d 1s: 1 orbitale s 6f: 7 orbitali f 2p: 3 orbitali p ESERCIZIO 4 Indicare quanti elettroni possono avere i seguenti numeri quantici: a) n=2 ; l = 1 b) n=3 ; l = 2 c) n=3 d) n=2 ; l = 1 ; m l =1 6 e 2p 10 e 3d 18 e 2 e ESERCIZIO 5 Per l elettrone contrassegnato * identificare l insieme di numeri quantici che lo definiscono: * a) 2p n = 2, l = 1, m l =0, m s = 1/2 b) 3d * n = 3, l = 2, m l = +1, m s = +1/ ESERCIZIO 6 Indicare tra i seguenti insiemi di numeri quantici dell elettrone {n,l,m l,m s } quelli che non possono rappresentare un elettrone in un atomo. {4,2,1,+1/2} {6,0,0,1/2} {4,4,1,+1/2} x {5,0,1,+1/2} x {5,2,3,+1/2} x {2,1,0,0} x {2,1,2,+1/2} x {5,6,0,0} x {1,0,1,+1/2} x {2,1/2,0,1/2} x ESERCIZIO 7 Prevedere la configurazione elettronica dello stato fondamentale di un atomo di Ca (Z=20) [Ar]4s 2 N (Z=7) [He]2s 2 2p 3 C (Z=6) [He]2s 2 2p 2 Cl (Z=17) [Ne]3s 2 3p 5 Br (Z=35) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 8

9 ESERCIZIO 8 Prevedere la configurazione elettronica dello stato fondamentale di un atomo di Si Zn La Ce Lu Ti V [Ne]3s 2 3p 2 [Ar] 4s 2 3d 10 [Xe] 6s 2 5d 1 [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 [Xe] 6s 2 5d 1 4f 14 [Ar] 4s 2 3d 2 [Ar] 4s 2 3d 3 Cr Ni Cu Ag Au Tl [Ar] 4s 1 3d 5 [Ar] 4s 2 3d 8 [Ar] 4s 1 3d 10 [Kr] 5s 1 4d 10 [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1 ESERCIZIO 9 Identificare l elemento che corrisponde alla seguente descrizione e scriverne la configurazione elettronica a) Gruppo 14, 3 periodo Si= [Ne]3s 2 3p 2 b) Gruppo 18, 2 periodo c) Gruppo 1, 6 periodo d) Gruppo 16, 3 periodo Ne= [He]2s 2 2p 6 Cs= [Xe]6s 1 S= [Ne]3s 2 3p 4 ESERCIZIO 10 Scrivere la configurazione elettronica dei seguenti ioni Na + Cl Ca 2+ Sc + Sc 2+ Tl + Quanti elettroni spaiati ci sono nei seguenti atomi (o ioni) C N Ne Ca 2+ 2 [Ne] = [He] 2s 2 2p 6 [Ar] = [Ne]3s 2 3p 6 [Ar] = [Ne]3s 2 3p 6 [Ar] 4s 1 3d 1 [Ar] 3d 1 ESERCIZIO 11 ESERCIZIO 12 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 3 Singoli atomi senza elettroni spaiati hanno un comportamento diamagnetico, mentre singoli atomi con elettroni spaiati hanno un comportamento paramagnetico. Prevedere il comportamento magnetico di H, He, B, C, N, O, Ne P D P P P P D 0 0 9

10 Energia di ionizzazione E ion : energia minima che occorre fornire ad un atomo isolato in stato gassoso per estrargli un elettrone Raggio atomico R: (impossibile misurare la dimensione di un atomo isolato) il raggio atomico si assume uguale alla metà della distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti (Raggio metallico e raggio covalente) litio boro ossigeno neon Dimensioni relative degli atomi e dei loro ioni Ioni Isoelettronici (ioni aventi la stessa configurazione elettronica esterna ) Esempio Ca 2+ e K + Na + e Ne Raggio(Ca 2+ ) < Raggio(K + ) 10

11 ESERCIZIO: Quale dei seguenti atomi ha il raggio più piccolo. Na Mg Al K Ca Localizzo gli elementi sulla tavola periodica: NaMg 4 K Ca Al L elemento con raggio atomico più piccolo è sicuramente l Al. K > Ca > Na > Mg > Al ESERCIZIO: Determinare il raggio covalente maggiore e minore fra: 1. C; F; Al; K. 2. Al; N; C; B; O; S; Cl; F. 1. Localizzo gli elementi sulla tavola periodica: + K + + grande C Al F + piccolo In sequenza: F < C < Al < K 11

12 2. Localizzo gli elementi sulla tavola periodica: + B C N Al O F S Cl + piccolo + grande + In sequenza: Al > S > Cl > B > C > N > O > F 6.Quale fra i seguenti atomi ha il raggio covalente maggiore? N O F Px S 7.Tra le seguenti coppie individuare la specie di raggio maggiore (a) Cl / xs (b) Cl x / Cl (c) Na / xk (d) Mg x 2+ / Al 3+ 8.Scegliere tra le tre soluzioni l atomo o lo ione con le seguenti caratteristiche a) Maggiore energia di ionizzazione primaria Se xs Te b) Minore raggio Cl Br Fx c) Maggiore energia di ionizzazione primaria O S Fx d) Massimo raggio Sx 2 Cl Cl e) Minimo raggio atomico Sn xi Bi 9.Indicare in ordine crescente l esatta sequenza del raggio ionico: a) x Cl, S 2, P 3 b) S 2, P 3, Cl c) Cl, P 3, S 2 12

13 10.Quale fra le seguenti specie ha il raggio maggiore? Ox 2, F, Ne 11. Indicare tre ioni comuni che siano isoelettronici con l Argon, scriverli in ordine crescente di raggio ionico e scrivere la loro configurazione elettronica esterna. Ad esempio: K +, Cl, S 2 Oppure: Ca 2+, K +, Cl in tutti i casi la configurazione elettronica coincide con quella dell Argon: [Ar] = [Ne] 3s 2 3p 6 1.Il principio di esclusione di Pauli dice che in un atomo non ci possono essere due elettroni caratterizzati: a) x dalla stessa quaterna di numeri quantici b) dallo stesso valore del numero quantico principale c) dallo stesso valore del numero quantico angolare d) dalla stessa terna di numeri quantici s, l ed m 2.Secondo il principio di esclusione di Pauli un orbitale può contenere al massimo: A) un elettrone B) due elettroni con spin parallelo C) tre elettroni con spin opposto D) x due elettroni con spin antiparallelo 3. I due ioni Cl e K + e l'atomo di Ar hanno: (a) le stesse dimensioni; (b) x lo stesso numero di elettroni (c) lo stesso numero di protoni (e) lo stesso numero di neutroni (f) nulla 4.Nel livello corrispondente a n = 4 sono presenti complessivamente: a) 4 orbitali b) 9 orbitali c) 12 orbitali xd) 16 orbitali 5.Quale coppia di ioni ha la stessa configurazione elettronica esterna (a) Ca+ ;Na+ (b) x Mg 2+ ; O 2 (c) F ; Mg + (e) Fe 2+ ; Ca 2+ (f) nessuna 13