Ancora sugli orbitali e sulla configurazione elettronica.

Altre informazioni sugli orbitali. Accenni alla configurazione elettronica.

Negli ultimi video abbiamo imparato che la configurazione

degli elettroni in un atomo non è una semplice, classica

configurazione di orbita Newtoniana.

e questo è il modello di Bohr dell'elettrone.

e lo rivedremo , perchè penso che sia

un punto importante.

Se questo è il nucleo, ricordate, è un piccolo piccolo punto

se confrontato con l'intero volume del effettivo atomo.

Ed invece di un elettrone che vi orbiti attorno

come fa un pianeta attorno al sole

invece di orbitare attorno, il movimento dell'elettrone è descritto

dagli orbitali, che sono funzioni di densità di probabilità.

Dunque un orbitale -- diciamo che questo è il nucleo--

definisce, se si prende un punto qualsiasi nello spazio

attorno al nucleo, la probabilità di trovarvi un elettrone

In realtà, in qualsiasi volume di spazio attorno al nucleo,

vi dirà la probabilità di trovare un elettrone

in quel volume.

E quindi, se voui prendeste una serie di foto istantanee degli

elettroni-- diciamo nell'orbitale 1s --

e questo è come l'orbitale 1s appare

potete vederlo appena, ma è una sfera attorno al nucleo,

e questo è il più basso livello energetico nel quale un elettrone puo stare.

Se faceste un certo numero di foto istantanee degli elettroni

- diciamo che state prendendo delle foto dell'elio,

che ha due elettroni

entrambi nell'orbitale 1s -

apparirebbe così:

se prendete una foto, potrebbe essere qui,

nella foto successiva forse l'elettrone è qui,

poi l'elettrone è qui,

poi l'elettrone è qui,

poi è qui.

E se continuaste a fare le foto, avreste

un bel po' di questi davvero vicini.

E poi diventano sempre più radi man mano che

vi allontanate dal centro.

Ma come vedete, è più facile che troviate

l'elettrone vicino al centro dell'atomo, piuttosto che lontano,

Sebbene potreste aver osservato un elettrone

posto qui lontano, oppure qua sopra,

potrebbe essere stato ovunque, ma se compiete

osservazioni multiple, vedrete cosa quella

funzione di probabilità descrive.

Sta dicendo:"guarda, c'è molta meno probabilità di

trovare l'elettrone lontano, in questo cubetto di volume

di quanta ce ne sia in questo cubetto di volume qui.

E quando vedete questi diagrammi che rappresentano orbitali come questo

diciamo che disegnano come un guscio, come una sfera.

-e cercherò di farlo sembrare tridimensionale-

quindi diciamo che questo è l'esterno, e il nucleo

si trova da qualche parte all'interno.

ci stanno dicendo -semplicemente fanno un taglio- "dove

posso trovare l'elettrone il 90% delle volte?"

Quindi dicono "OK, posso trovare l'elettrone il 90% delle

volte dentro questo cerchio,

se facessi una sezione trasversale,

ma in qualunque momento l'elettrone potrebbe mostrarsi fuori, giusto?

Perchè è tutto probabilistico

quindi questo può ancora accadere.

Potete ancora trovare l'elettrone, se questo è

l'orbitale di cui stiamo parlando, qui fuori.

capito?

E quindi, nell'ultimo video abbiamo detto: OK, gli

elettroni riempiono gli orbitali dal livello energetico più basso a

livelli energetici alti.

Potete immaginarlo.

se sto giocando a tetris -eh, non so se tetris è l'esempio giusto-

ma se sto impilando cubi, li dispongo per minore energia,

se questo è il pavimento, metto il primo cubo allo stato energetico più basso

E diciamo che posso mettere un secondo cubo a basso livello

Ma ho solo questo spazio su cui lavorare.

quindi devo mettere il terzo cubo al seguente e più alto livello energetico

In questo caso la nostra energia sarebbe descritta

come energia potenziale, giusto?

Questo è solo un esempio classico di fisica newtoniana,

ma il concetto è lo stesso per gli elettroni.

Una volta che ho due elettroni in questo orbitale 1s -quindi diciamo

che la configurazione elettronica dell'elio è 1s2- il terzo

elettrone non posso più metterlo qui, perchè c'è spazio

solo per due elettroni.

Il modo in cui la immagino è che questi due elettroni

respingeranno ora il terzo che voglio aggiungere.

quindi devo andare all'orbitale 2s.

E ora se volessi disegnare l'orbitale 2s sopra a questo,

dovrebbe somigliare a questo, dove ho un'alta

probabilità di trovare gli elettroni in questo guscio, che

è essenzialmente intorno all'orbitale 1s, giusto?

Quindi, prendiamo in considerazione il litio in questo momento

percio ho solo un elettrone in più

quindi questo elettrone extra, che potrebbe essere dove ho osservato

quell'elettrone in più

ma in qualsiasi momento può farsi vedere lì, può

mostrarsi qui sopra, può mostrarsi qui, ma la più

alta probabilità è qui.

quindi quando dite "dove si troverà il 90% delle volte?"

sarà questo guscio che è intorno al centro.

Ricordate, essendo tridimensionale

dovreste immaginarlo così.

E sarebbe questo guscio.

Quindi questo è quello che hanno disegnato qui.

Questo è l'1s.

è semplicemente un guscio rosso

E poi il 2s.

il secondo guscio energetico è proprio questo guscio blu su di esso.

e lo potete vedere un po' meglio negli

orbitali a energia più alta, i più alti gusci energetici,

dove il settimo guscio energetico è quest'area rossa.

Avete l'area blu, poi quella rossa e quella blu.

E così credo si giunga all'idea che ciascuno di questi è un guscio energetico

Così in un certo qual modo si possono sovrapporre gli orbitali s uno attorno all'altro.

Ma probabilmente vedete anche questa cosa qui.

Ed il principio generale, ricordate, è che

gli elettroni riempiono gli orbitali

dall'orbitale ad energia più bassa a quello ad energia più alta.

Così il primo ad essere riempito è l'orbitale 1s.

Questo è l'1.

Questo è l's.

Così questo è l'1s.

Esso può contenere due elettroni.

Poi il successivo ad essere riempito è 2s.

Esso può contenere altri due elettroni.

E poi il successivo, e questo diventa interessante,

che si riempie è l'orbitale 2p.

E' questo, proprio qui.

Gli orbitali 2p.

E notate che gli orbitali p hanno qualcosa, pz, px, py.

Che cosa significa?

Beh, se si guardano gli orbitali-p, essi hanno queste forme a manubrio.

Essi appaiono un po' innaturali, ma credo che nei prossimi video

vi mostreremo come siano analoghi ad onde stazionarie.

Ma se li guardate, ci sono tre modi in cui

si possono rappresentare questi manubri.

Uno nella direzione z, sopra e sotto.

Uno nella direzione x, sinistra e destra.

E poi una nella direzione y, in questo modo,

avanti ed indietro, giusto?

E così se si dovesse disegnare..

diciamo se si volessero disegnare gli orbitali-p.

Dunque questo è quello che si riempie subito dopo.

Ed effettivamente, si mette un elettrone qui,

un altro elettrone qua, e poi un altro elettrone là.

Poi si colloca un altro elettrone, e

parleremo di spin e cose simili in futuro.

Ma, là, là, e là.

E questa si chiama effettivamente la regola di Hund.

Forse farò un'intero video sulla regola di Hund,

ma questa non è rilevante per una lezione di chimica del primo anno.

Ma si riempie in quell'ordine, ed ancora una volta,

vorrei che aveste l'intuizione di che cosa questo potrebbe avere l'aspetto

Guardate.

Dovrei mettere guardate tra virgolette,

perché è molto astratto.

Ma se volete visualizzare gli orbitali-p

diciamo che stiamo osservando la configurazione elettronica

per esempio del carbonio.

Così la configurazione elettronica del carbonio

i primi due elettroni vanno dentro, così, 1s1, 1s2.

Così si riempie--spiacente, non si può vedere niente.

Così si riempie l'orbitale 1s2, così la configurazione del carbonio.

Si riempie 1s1 poi 1s2.

E questa è proprio la configurazione dell'elio.

E poi si va al secondo guscio ( livello)

che è il secondo periodo, giusto?

Ecco perché si chiama tavola periodica.

Parleremo di periodi e di gruppi in futuro.

E poi si va qui.

Così questo sta riempiendo il 2s.

Siamo nel secondo periodo proprio qui.

Questo è il secondo periodo.

Uno, due.

devo andarmene, così potete vedere tutto.

Così esso riempie questi due.

Così 2s2.

E poi inizia a riempire gli orbitali p.

Così inizia a riempire un p e poi due p.

E siamo ancora nel secondo livello, quindi 2s2, 2p2.

Così la domanda è di che cosa questo potrebbe avere l'aspetto se

volessimo proprio visualizzare questo orbitale proprio qui,

gli orbitali p?

Dunque abbiamo due elettroni.

Quindi un elettrone sta andando ad essere in un --diciamo se questo è,

provo a disegnare degli assi.

Questo è troppo sottile.

Quindi se disegno una specie di sistema di assi tridimensionale

di assi tridimensionale

Se dovessi fare un gran numero di osservazioni di, per dire,

uno degli elettroni negli orbitali p,

ad esempio nella dimensione pz,

talvolta potrebbe essere qui,

talvolta potrebbe essere là, talvolta potrebbe essere là.

Ed allora se continuassimo ad effettuare un gran numero di osservazioni di seguito,

avremmo qualcosa che assomiglia a questa forma a campana

questa forma a manubrio proprio così.

Ed anche per l'altro elettrone che può darsi sia nella direzione x,

si fa un gran numero di osservazioni in serie.

Lo faccio in un colore diverso, notevolmente diverso.

Apparirebbe così.

Si effettua un gran numero di osservazioni, e direte,

wow, è molto più probabile trovare

quell'elettrone in quella specie di manubrio, in quella forma a manubrio.

Ma potreste trovarlo qua fuori.

Potreste trovarlo là.

Potreste trovarlo qua.

C'è soltanto una probabilità molto più alta di

trovarlo qui dentro che qui fuori.

E questo è il miglior modo per visualizzarlo che riesco a pensare.

Ora ciò che stavamo facendo qui,

si chiama una configurazione elettronica.

Ed il modo con cui farla--e ci sono molti modi

che si insegnano in una lezione di chimica,

ma il modo che mi piace è

prendere la tabella periodica e dire, questi gruppi, e

quando dico gruppi voglio dire le colonne,

questi riempiranno il sottolivello s cioè gli orbitali s.

Si può proprio scrivere s qui sopra, proprio qui.

Questi qui sopra riempiranno gli orbitali p.

In effetti, fatemi tirar via l'elio dal quadro.

Gli orbitali p.

Lasciatemelo fare.

Lasciatemi togliere l'elio dal quadro.

Questi prendono gli orbitali p.

Ed effettivamente, per dare la corretta giustificazione di questi

si dovrebbe prendere l'elio e gettarlo proprio laggiù.

Giusto?

La tavola periodica è solo un modo per organizzare le cose

così ha un senso, ma in termini di tentare l'interpretazione gli orbitali

si potrebbe prendere l'elio.

Lasciatemelo fare.

La magia dei computer.

Tagliamolo via, e poi lasciate che lo incolli proprio qui sopra.

Giusto?

Ed ora vedete che l'elio, prendete 1s e poi 2s,

così è la configurazione dell'elio.

Scusatemi, prendete 1s1, poi 1s2.

Siamo nel primo livello energetico.

Giusto?

Così la configurazione dell'idrogeno è 1s1.

Abbiamo solo un elettrone nel sottolivello s del primo livello energetico.

La configurazione dell'elio è 1s2.

E poi si comincia a riempire il secondo livello energetico.

La configurazione del litio è 1s2, 2s1.

Questo è dove vanno i primi due elettroni.

E poi il terzo va dentro al 2s1, giusto?

E poi credo che cominciate a capire il sistema.

E poi quando andiamo all'azoto, diciamo,

OK, ne ha tre nel sottorbitale p.

Quindi, si può quasi cominciare daccapo, giusto?

Dunque siamo nel periodo 2, giusto?

E questo è 2p3.

Lasciatemelo scrivere.

Così potrei scrivere prima: 2p3.

Quindi qui gli ultimi tre elettroni vanno in un orbitale p.

Allora avrà questi due che vanno nell'orbitale 2s2.

E quindi i primi due, cioè gli elettroni nello stato energetico più basso,

saranno 1s2.

Così questa è la configurazione elettronica, proprio qui, dell'azoto.

E per essere sicuri di aver fatto correttamente la vostra configurazione elettronica,

che cosa si fa, si conta il numero degli elettroni.

Infatti 2 più due fà 4 più 3 fà 7.

E stiamo parlando di atomi neutri,

quindi il numero degli elettroni è uguale l numero dei protoni.

Il numero atomico è il numero dei protoni.

Così siamo a posto.

Sette protoni.

Così questo è, finora, finché parliamo soltanto degli s e dei p,

questo è gradevolmente lineare.

E se volessi individuare la configurazione elettronica del silicio,

proprio là, qual è?

Beh, siamo nel terzo periodo.

Uno, due, tre.

E' proprio la terza riga.

E questo è proprio il blocco-p.

E questa è la seconda riga nel blocco-p, vero?

Uno, due, tre, quattro, cinque, sei.

Vero.

Siamo nella seconda riga del blocco-p.

Così cominciamo con 3p2.

E quindi abbiamo 3s2.

E poi è stato riempito tutto di questo blocco-p qui sopra.

Quindi è 2p6.

Ed anche qui 2s2.

E quindi, naturalmente, è stato riempito al primo livello

prima di riempire questi altri livelli.

Quindi 1s2.

Così questa è la configurazione elettronica del silicio.

E possiamo confermare che dovremmo avere 14 elettroni.

2 più 2 fà 4, più 6 fà 10.

10 più 2 fà 12 più 2 ancora fà 14.

E siamo a posto con il silicio.

Mi accorgo solo adesso che mi è rimasto poco tempo,

così nel prossimo video cominceremo ad occuparci

di che cosa succede quando andiamo a questi elementi , cioè al blocco-d.

E potete già quasi immaginare che cosa succede.

Cominceremo a riempire questi orbitali d qui

che hanno forme ancora più bizzarre.

E per non perdere troppo tempo, il modo con cui penso a questo,

è che man mano che ci si allontana dal nucleo,

c'è più spazio tra gli orbitali ad energia più bassa

da riempire più di questi orbitali a forma bizzarra.

Ma questi sono in un certo modo l'equilibrio--

Parlerò delle onde stazionarie in futuro

ma queste sono in un certo modo un equilibrio tra

cercare di tenere vicino al nucleo ed ai protoni

ed a quelle cariche positive

perché le cariche degli elettroni sono attratte da loro,

mentre allo stesso tempo evitare le altre cariche elettroniche,

od almeno le funzioni di distribuzione della loro massa.

Arrivederci al prossimo video.