Dispense VERIFICATO
chimica generale
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Di cosa parla
- Il processo di collocazione degli elettroni negli orbitali segue le regole di Aufbau: riempimento in ordine di energia crescente, principio di esclusione di Pauli (massimo due elettroni per orbitale con spin opposto) e regola di Hund (distribuzione equa negli orbitali degeneri).
- Gli orbitali s, p, d, f possono ospitare rispettivamente 2, 6, 10, 14 elettroni.
- Vengono illustrate le configurazioni elettroniche per l'atomo di idrogeno e l'ordine di riempimento degli orbitali (diagramma di Madelung).
- Gli elettroni di valenza sono gli elettroni più esterni o coinvolti nei legami chimici; determinano le proprietà chimiche e il gruppo di appartenenza nella tavola periodica.
- La legge periodica afferma che le proprietà chimiche degli elementi sono una funzione periodica della configurazione elettronica esterna, portando a comportamenti simili all'interno dello stesso gruppo.
- Gli elementi vengono classificati in: rappresentativi (gruppi A), di transizione (blocco d) e di transizione interna (blocco f), ognuno con caratteristiche specifiche relative agli elettroni di valenza e alle proprietà.
- I gas nobili hanno gusci elettronici completi, conferendo stabilità e bassa reattività.
- Vengono definite le categorie di elettroni: elettroni interni (o di core) che riempiono i livelli energetici inferiori e elettroni esterni che si trovano nel livello energetico più alto (valenza). Per gli elementi di transizione, anche gli elettroni (n-1)d sono considerati di valenza.
- Le proprietà periodiche discusse includono:
- Raggio atomico: aumenta scendendo lungo un gruppo (a causa dell'aumento del numero quantico principale n) e diminuisce andando da sinistra a destra lungo un periodo (a causa dell'aumento della carica nucleare effettiva Zeff).
- Energia di ionizzazione (Ei): l'energia minima richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo gassoso isolato. Aumenta lungo un periodo e diminuisce scendendo lungo un gruppo. Le energie di ionizzazione successive sono sempre maggiori (Ei1 < Ei2 < Ei3...).
- Affinità elettronica (Eea): l'energia associata all'aggiunta di un elettrone a un atomo gassoso isolato. Diventa più negativa (più energia rilasciata) lungo un periodo e, in generale, scendendo lungo un gruppo.
- Queste tendenze spiegano la reattività degli elementi: i metalli reattivi hanno basse Ei e Eea lievemente negative (tendono a formare ioni positivi), mentre i non metalli reattivi hanno alte Ei e Eea negative (tendono a formare ioni negativi).
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