LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA La configurazione elettronica è il processo che permette di individuare le posizioni degli elettroni attorno al nucleo di un atomo. Una delle sfide più ardue nello sviluppo di un modello atomico, fu quella legata all’interpretazione degli spettri di emissione. Osservando che ogni elemento, sottoposto ad un assorbimento di energia, tende a riemettere quest’ultima sottoforma di radiazioni visibili solo per determinate lunghezze d’onda, Niels Bohr sviluppò un modello atomico quantistico, caratterizzato da un’energia fissa, o quantizzata, per ogni orbita circolare, sulla quale ruotassero gli elettroni. Bohr individuò, quindi, un numero detto “numero quantico”, atto ad indicare il livello energetico, ossia l’orbita, su cui si trova un determinato elettrone. Tale numero, indicato con n, può assumere solo valori positivi interi; al crescere di n, si troveranno livelli energetici posizionati a distanze sempre più ridotte. In seguito a successivi studi, il fisico Werner Heisenberg formulò il suo principio di indeterminazione, secondo il quale esiste un limite alla precisione con cui si possono conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella. In particolare, nell’individuare la traiettoria di una particella piccola come l’elettrone, la probabilità di commettere errori risulta molto alta. Sulla base di tali considerazioni, il modello atomico di Bohr venne sostituito dal modello quanto-­‐meccanico, nel quale, risolvendo una complessa equazione, si possono ricavare tutte le possibili funzioni d’onda che descrivono il moto degli elettroni attorno al nucleo. Di conseguenza, l’orbita stazionaria, rappresentata da un linea circolare, fu sostituita dall’orbitale, mappa di probabilità che mostra la distribuzione statistica di elettroni in un determinato spazio. Poiché essi non rappresentano l’esatto cammino degli elettroni, per definire meglio l’area rappresentata dagli orbitali occorrono tre numeri quantici: oltre al numero quantico di Bohr, o numero quantico principale, che indica il livello (o guscio) principale di energia, è necessario indicare un numero quantico secondario (o sottolivello), indicato con “l” e un numero quantico magnetico, indicato con “m”. Il numero quantico secondario varia al variare di n, e può assumere valori interi crescenti da 0 a n-­‐1. I singoli valori vengono associati alle lettere s, p, d, f, ognuna delle quali indica una diversa forma dell’orbitale. Il numero massimo degli orbitali di una certa forma presenti per ciascun livello energetico è fisso: -­‐ La lettera s indica forma sferica, è associata al valore 0 di l, e presenta un solo orbitale per livello. -­‐La lettera p, associata al valore 1 di l, indica forma a doppio lobo; le lettere indicate a pedice del simbolo degli orbitali, indicano la disposizione di questi ultimi sugli assi x,y, z. Gli orbitali p di ogni strato sono tre e sono perpendicolari l’uno rispetto all’altro. Il piano passante per il nucleo è detto piano nodale. -­‐La lettera d, per il valore 2 di l, ha forma loboidale, ma presenta cinque orbitali per strato, con due piani nodali. -­‐La lettera f, per il valore 3 di l, presenta sette orbitali loboidali per strato, disposti in maniera variabile e complessa sugli assi di riferimento. Il numero quantico magnetico (m) permette di stabilire quanti orbitali di ciascun tipo possono esistere. m può assumere valori che variano da –l ad l, passando per lo zero. VALORI DI l LETTERA ASSOCIATA NUMERO DI ORBITALI (m) 0 s 1 1 P 3 2 d 5 3 f 7 Nella prima metà del ventesimo secolo, in seguito agli studi sul comportamento degli atomi in un campo magnetico, due fisici olandesi, Uhlenbeck e Goudsmit, formularono l’ipotesi che l’elettrone avesse la possibilità di ruotare attorno ad un proprio asse. Ruotando su se stesso, l’elettrone avrebbe prodotto nello spazio un effetto che fu rappresentato con un vettore, di orientazione coincidente con l’asse di rotazione della particella. Questa grandezza vettoriale assunse il nome di “momento angolare di spin dell’elettrone”. Inoltre, poiché l’elettrone possiede carica elettrica, questa gli conferiva la proprietà di una calamita con polo nord e polo sud. Anche questa proprietà dell’elettrone fu rappresentata con un vettore che prese il nome di “momento magnetico dell’elettrone”. Per descrivere l’orientazione del vettore di spin dell’elettrone, fu definito quindi un quarto numero quantico, il numero quantico di spin. Affinché sia verificata la quantizzazione dell’energia dell’elettrone, sono permessi due valori per il numero quantico di spin: ms= ½ e ms=-­‐1/2. Ciò indusse a pensare che per l’elettrone fossero consentiti solo due versi di rotazione su se stesso: uno destrorso e uno sinistrorso, indicati solitamente con i termini di “spin su” e “spin giù”. Graficamente, è possibile rappresentare un diagramma degli orbitali, raffigurato con un quadratino, in cui gli elettroni sono indicati con due frecce di medesima direzione, ma verso opposto. Lo spin elettronico determina il modo in cui gli atomi che contengono elettroni spaiati si allineano rispetto alle linee di forza del campo magnetico: paralleli o antiparalleli. Per definire completamente lo stato di un elettrone di un atomo è, dunque, necessario analizzare tutti i quattro numeri quantici, che assumeranno valori diversi per ogni elettrone preso in considerazione. Per il “principio di esclusione” di Pauli, infatti, in un atomo non possono esistere elettroni caratterizzati da identici valori di tutti e quattro i numeri quantici, poiché medesimi valori per ogni numero quantico indicherebbero la configurazione elettronica dello stesso elettrone. Si evince, quindi, che ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, caratterizzati da spin opposto. Esempio: Nella loro disposizione, gli elettroni tendono a riempire per primi gli orbitali disponibili a più bassa energia. E’, dunque, possibile costruire la configurazione elettronica di un atomo tenendo presente la successione energetica degli orbitali. La “regola di Hund” stabilisce che, nel riempire orbitali di uguale energia, gli elettroni iniziano collocandosi, con spin paralleli, uno per orbitale. Tuttavia, all’interno di un livello principale, i sottolivelli non possiedono stessa energia. Si può dunque affermare che esiste un ordine fisso di riempimento degli orbitali, la cui sequenza sarà: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
