GLI ORBITALI (di Toppan Martina)

ORBITALE: zona dello spazio attorno al nucleo dove vi è la massima probabilità di trovare l’elettrone.

Gli orbitali possono avere:

Dimensione: può variare da 1 a 7 e questo ci dice il livello energetico dell’orbitale.
Forma: s=sferica p=papillon d=doppio papillon e f e possono avere diverse direzioni (ad esempio s può avere solo 1 direzione, p può avere solo 3 direzioni che sono px-py-pz,  d ha 5 direzioni che sono d-2 d-1 d0 d1 d2 e per finire f ha 7 direzioni f-3 f-2 f-1 f0 f1 f2 f3).                                                

Direzione: sono orientati nello spazio. 

RICORDA:

Gli elettroni si posizionano nell’orbitale libero a più BASSA ENERGIA.

Esistono due principi fondamentali e sono:

IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE (di Heinsenberg): E’ impossibile conoscere nello stesso istante la posizione e la velocità di un elettrone.

IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE (di Pauli): All’interno di un orbitale vi possono essere al massimo due elettroni con spin opposto.

RICORDA:

Ogni elettrone all’interno di un atomo è definito da quattro numeri detti numeri quantici.

FORME POSSIBILI                       N° ORBITALI

n=1—s                                      1 (2é)

n=2—s,p                                   4 (8é)

n=3—s,p,d                                9 (18é)

n=4—s,p,d,f                              16 (32é)

ESEMPI:

¹H= 1s

²He= 1s²

¹¹Na= 1s²/2s² 2px² 2py² 2pz²/3s¹

Ricorda che a priorità di n le forme hanno energia crescente:

s>p>d>f

La / si mette solo quando si completa una riga (nella tavola periodica) e bisogna iniziarne un’altra.

Un elemento presenta la MAX STABILITA’ ( MIN REATTIVITA’) se nell’ultimo livello energetico (orbitali+ESTERNI) ha la configuazione s²p6.

REGOLA DELL’OTTETTO: Gli elettroni della tavola periodica tenderanno ad ottenere nel loro ultimo livello energetico la configurazione s²p6. Per farlo cederanno/acquisteranno elettroni a/da altri elettroni.

Gli elementi si possono classificare in:

METALLI: elementi che tendono a cedere elettroni.

NON METALLI: elementi che tenderanno ad acquistare elettroni.

ESEMPIO:

19K+17Cl=?

19K= 1s²/2s²/2p6/3s² 3p6/4s¹ (- 1 elettrone) METALLO cede elettroni.

17Cl= 1s²/2s²/2p6/3s² 3p5 (+1 elettrone) NON METALLO acquista elettroni.

OX (ossidazione = cede elettroni)

OX: Kº+1é ———– K++1e

Np= 17 (+)          Np= 17 (+)

Ne= 19 (-)           Ne= 18 (-)

—————      —————

Q= 0                 Q=+1

RIDUZIONE=( acquista elettroni)

RED: Clº+1é ———– Cl

Np= 17 (+)          Np= 17 (+)

Ne= 17(-)            Ne= 18 (-)

————–      —————–

Q=0                    Q=-1

Kº        ———– K++1é

Clº+1é ———–  Cl

_________________________

Kº+Clº ———– K++Cl  (REAZIONE IN FORMA IONICA)

Kº+Clº ———– KCl       (REAZIONE IN FORMA MOLECOLARE)

ELETTRONEGATIVITA‘: E’ una misura della forza con cui il nucleo di un atomo attrae verso di se gli elettroni più esterni.

ELETTRONEGATIVITA’:

AUMENTA da SINISTRA verso DESTRA

AUMENTA dal BASSO verso L’ALTO

Quindi si avrà una reazione in forma IONICA se:

Al(l max- l min)>1.7

Si avrà una reazione in forma MOLECOLARE se:

Al<1.7