COSTRUZIONE DELLA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA Dì UN ATOMO
Con il termine configurazione elettronica di un elemento si intende la descrizione
della disposizione degli elettroni nei suoi orbitali.
Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato
convenzionalmente con un quadratino all'interno del quale vanno inseriti gli
elettroni i cui numeri quantici di spin sono rappresentati con frecce verticali rivolte
verso l'alto o verso il basso.
A ciascun orbitale viene associata una sigla composta da un numero e da una
lettera. Il numero indica il numero quantico principale, cioè il livello di energia al
quale l'orbitale appartiene e può assumere qualsiasi valore intero compreso tra 1 e
7. La lettera (s, p, d, f) indica il numero quantico secondario e quindi tipo di orbitale.
Ad esempio 1s indica l'orbitale sferico (s) presente nel primo livello di energia.
Invece la sigla 2p indica i tre orbitali a doppio lobo (p) presenti nel secondo livello di
energia.
Per scrivere la configurazione elettronica di un elemento ci sono tre regole da
seguire:
1) Principio della costruzione progressiva: si occupano prima gli orbitali a più bassa
energia e poi quelli a energia più elevata. Il contenuto energetico degli orbitali e
quindi la sequenza di riempimento è rappresentata nello schema seguente (ogni
orbitale è rappresentato da un quadratino):
L'ordine di riempimento può essere ricordato seguendo la regola della diagonale:
2) Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale può contenere al massimo due
elettroni,purchè di spin opposto. In altre parole, all'interno di ogni orbitale
(quadratino) possono essere inseriti al massimo due elettroni ma con spin opposto
(e quindi verso delle frecce opposto)
3) Regole di Hund: quando si devono riempire gli orbitali aventi la stessa energia
(degeneri) si colloca un elettrone su ciascun orbitale e poi si completano gli orbitali
semipieni. Se ad esempio, dobbiamo inserire tre elettroni nei tre orbitali degeneri
2p, gli elettroni devono essere collocati nel seguente modo:
Volendo invece inserire per esempio sette elettroni nei cinque orbitali degeneri 4d,
dovremo scrivere:
Applicando le tre regole appena viste, possiamo scrivere, a titolo di esempio, la
configurazione elettronica dell'ossigeno, avete numero atomico Z = 8
La configurazione elettronica può essere rappresentata in modo sintetico, scrivendo
gli elettroni ad esponente della sigla che identifica l'orbitale. Per l'ossigeno avremo:
nella quale gli esponenti indicano il numero di elettroni che sono
collocati in quel tipo di orbitale.
AUFBAU: LA COSTRUZIONE DEGLI ATOMI
Da quanto è stato detto sul nucleo e sugli orbitali si possono dedurre alcune regole
generali che permettono di predire o spiegare la struttura degli atomi. In primo
luogo osserviamo che il numero atomico e' intero e compreso tra 1 e 92 (non c'è
una vera ragione teorica per il limite superiore, se non che i nuclei molto grandi
diventano instabili). Poiché l'atomo e' neutro, il numero dei suoi elettroni
corrisponde al numero atomico Z.
Per costruire la configurazione elettronica di un atomo qualsiasi, scelto o dato un
qualunque valore di Z, occorre immaginare la disposizione degli Z elettroni negli
orbitali, avendo cura di riempire per primi i livelli energetici più bassi. Si comincia
quindi con il disporre gli elettroni nell'orbitale 1s (n=1, l=0, m=0). Se gli elettroni
sono più di due il livello n=1 risulterà completo e si dovranno pertanto disporre gli
elettroni nel livello successivo (n=2) a partire dall'orbitale 2s (l=0, m=0) per
proseguire poi con i 2p (l=1, m=-1, 0, +1), e così via rispettando l'ordine indicato
nella figura seguente:
L'ordine di riempimento degli orbitali atomici rispetta le relative energie, dalla
minore alla maggiore.
Tabella 3: AUFBAU DEI PRIMI DIECI ELEMENTI
Elemento A Z Protoni 1s 2s 2px 2py 2pz
idrogeno 1 1 1
1 - -
-
-
elio
4 2 2
2 - -
-
-
litio
7 3 3
2 1 -
-
-
berillio
9 4 4
2 2 -
-
-
boro
11 5 5
2 2 1
-
-
carbonio 12 6 6
2 2 1
1
-
azoto
14 7 7
2 2 1
1
1
ossigeno 16 8 8
2 2 2
1
1
fluoro
2 2 2
2
1
19 9 9
neon
20 10 10
2 2 2 2 2
NOTE ALLA TABELLA: Il numero di massa A è quello dell'isotopo più
abbondante; il numero atomico coincide con il numero totale dei protoni e anche con
quello degli elettroni. Gli orbitali dello stesso livello e sottolivello, cioè quelli che
condividono i primi due numeri quantici (in tabella questo applica ai 2p) hanno tutti
la stessa energia e quindi assegnare un elettrone all'orbitale 2px anzi che 2py o 2pz è
arbitrario e fatto solo per comodità espositiva: ad esempio l'ultimo elettrone del litio
e' stato assegnato in tabella all'orbitale 2px ma sarebbe stato ugualmente ragionevole
assegnarlo al 2py o al 2pz. Si noti quando gli elettroni di un atomo isolato sono in
numero tale da consentire il riempimento soltanto parziale degli orbitali p (o d o f),
questi, essendo isoenergetici, vengono riempiti preferenzialmente con un elettrone
alla volta piuttosto che con coppie di elettroni. Ad esempio l'azoto possiede 3
elettroni distribuiti uno per ciascuno dei 3 orbitali 2p e non una coppia un orbitale 2p
più un elettrone spaiato in un altro (PRINCIPIO DELLA MASSIMA
MOLTEPLICITA').
Si definisce configurazione elettronica di un atomo l'elenco dei suoi elettroni
suddivisi nei vari orbitali. Ad esempio dalla tabella 2 possiamo ricavare che la
configurazione elettronica del carbonio e' 1s2,2s2,2p2 formula che ci indica la
presenza di 2 elettroni nell'orbitale 1s, 2 nell'orbitale 2s e 2, complessivamente e
comunque disposti, nei tre orbitali 2p.
Date le regole dell'aufbau, possiamo fare la seguente osservazione: la configurazione
elettronica esterna (cioè relativa all'ultimo livello occupato) e' destinata a ripetersi in
atomi diversi, seppure per valori di n diversi. Ad esempio la configurazione
elettronica esterna dell'azoto e' 2s2,2p3 (configurazione completa: 1s2,2s2,2p3 per
Z=7 e 7 elettroni) e quella del fosforo e' 3s2,3p3 (configurazione completa:
1s2,2s2,2p6,3s2,3p3 per Z=15 e 15 elettroni).
E’ importante osservare l'anomalia per la quale gli orbitali d di ciascun livello che li
possiede risultano a maggiore energia dell'orbitale s del livello seguente, e quindi
vengono riempiti successivamente
LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
Gli scienziati hanno organizzato in maniera logica gli elementi in una tabella
chiamata tavola periodica degli elementi. La tavola periodica raggruppa tutti gli
elementi in modo tale che la posizione di ciascuno di essi mette in relazione la
struttura atomica dell’atomo con le sue proprietà chimiche e fisiche. Nella tavola
periodica, gli elementi sono sistemati in ordine crescente del numero atomico
formando delle righe (chiamate periodi) e delle colonne (chiamate gruppi). Nella
tavola periodica si trovano i 112 elementi, dal n°1 al n°92 si trovano in natura, mentre
quelli con un numero atomico superiore a 93 sono artificiali.
1-I PERIODI
Ogni riga della tavola periodica prende il nome di periodo
Ogni periodo corrisponde a un livello energetico, il primo periodo corrisponde al
livello n=1, il secondo a n=2 ecc. Il numero di elementi per periodo varia perchè a
mano a mano che aumenta il numero atomico, aumenta il numero di orbitali occupati
dagli elettroni e quindi il numero di livelli energetici. I periodi sono formati, quindi,
da elementi che hanno gli elettroni esterni nello stesso livello energetico.
2- I GRUPPI
Ogni colonna della tavola periodica si chiama gruppo
Tutti gli elementi che appartengono allo stesso gruppo hanno proprietà chimiche
simili perchè contengono lo stesso numero di elettroni nell’ultimo livello energetico.
METALLI,NON METALLI E SEMIMETALLI
Gli elementi sono classificati in tre gruppi: i metalli, i semimetalli e i non metalli.
I METALLI:la maggior parte degli elementi sono classificati come metalli, essi si
trovano a sinistra della linea seghettata e sebbene abbiano aspetto molto variabili,
hanno alcune proprietà in comune:
Sono buoni conduttori di calore e di corrente elettrica
• A temperatura ambiente sono solidi, tranne il mercurio che è liquido
• Sono lucenti
• Sono duttili, cioè possono essere lavorati in fili
• Sono malleabili, cioè possono essere lavorati in lamine
I NON METALLI: si trovano a destra della linea seghettata della tavola periodica, e
hanno proprietà opposte a quelle dei metalli. La maggior parte dei non metalli, a
temperatura ambiente, sono gas, il bromo è liquido e alcuni sono solidi. I solidi, come
lo zolfo, il fosforo, il carbonio, non possono essere lavorati perchè sono fragili e
friabili.
I SEMIMETALLI: sono gli elementi che confinano, a destra e a sinistra, con la linea
seghettata presente nella tavola periodica, essi si comportano alcune volte come
metalli e altre come i non metalli.
