CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI CHIMICI
Salerno – Domenica, 27 dicembre 2020.
Per configurazione elettronica di un elemento chimico si intende il modo in cui gli elettroni (con carica elementare -1 e diametro di circa 10-14 mt.), sono disposti attorno al nucleo centrale dell’atomo, formato a sua volta – come sappiamo - da protoni (carica +1; diam. 10-10 mt.), e da neutroni (carica zero; diam. circa 10-14 mt.).
Per avere un'idea delle rispettive dimensioni, basti pensare che tra volume del nucleo e volume dell’atomo c’è un rapporto uguale a quello fra la capocchia di uno spillo e la cupola della Basilica di San Pietro in Vaticano*!
Si può quindi affermare che un qualsiasi grattacielo di New York, o il ponte di Brooklin, o la torre Eiffel sono, tutto sommato, strutture praticamente vuote, che stanno su non per gli aggregati atomici delle particelle materiali (protoni, neutroni, elettroni), ma per le forze che agiscono come molle potentissime tra tali particelle materiali. I neutroni poi, a loro volta, svolgono la funzione importantissima di tenere uniti tra di loro i protoni nel nucleo, che, essendo carichi positivamente e trovandosi assieme in uno spazio piccolissimo, tenderebbero a respingersi tra di loro, se non ci fosse l'azione collante dei neutroni.
E' molto importante conoscere la configurazione elettronica degli elementi chimici, perché le proprietà chimiche di un elemento, e dei composti che ne derivano, dipendono strettamente da essa (al riguardo, si leggano gli articoli riportati a fondo pagina al 4°, 6° e 7° posto in Link interessanti).
L'atomo, secondo la meccanica quantistica.
La svolta decisiva viene dalla meccanica quantistica che ha rivoluzionato la descrizione dell’universo.
Negli anni 1920-1930 nasce la 'meccanica quantistica' stimolata da una serie di esperimenti inspiegabili dal punto di vista classico (irraggiamento del corpo nero, righe spettrali atomiche, effetto fotoelettrico,ecc.): si comprende che il mondo microscopico (atomi, molecole, particelle) si comporta in modo molto diverso da come si comportano gli oggetti macroscopici della nostra esperienza quotidiana.
La meccanica quantistica è regolata dai seguenti tre principi:
1. Quantizzazione dell'energia: l'energia di una particella può assumere solo valori discreti (cioè, discontinui e precisi).
2. Dualismo onda-corpuscolo: la materia e la radiazione presentano comportamenti spiegabili talvolta in termini di onde e talvolta in termini di particelle (la distinzione onde-particelle non ha senso, perchè ogni particella è associata indissolubilmente ad un'onda).
3. Principio di indeterminazione di Heisemberger: non si può misurare nello stesso momento con arbitraria precisione la posizione e la velocità di una particella. ...quindi, NON ha senso parlare di ORBITA degli elettroni, ma di orbitali. La trattazione fisica è molto complessa e si esprime in termini di “funzioni d'onda”, che permettono poi di calcolare la PROBABILITA' di trovare l'elettrone nei vari punti intorno al nucleo e con ben precise energie.
Una definizione semplice di orbitale è la seguente: si definisce orbitale la porzione di spazio in cui si ha la probabilità (almeno del 95%) di trovare un elettrone.
Prima di esaminare in dettaglio la configurazione elettronica degli elementi, è opportuno riportare brevemente anche le definizioni dei quattro numeri quantici.
I numeri quantici
- A) Il numero quantico principale, n: definisce l’energia dell’elettrone e può assumere solo valori interi positivi, cioè 1, 2, 3, …
A ogni valore di n corrisponde un particolare valore dell’energia dell’elettrone; all’aumentare del valore di n aumenta la distanza dell’elettrone dal nucleo e si ha un conseguente aumento dell’energia. Lo stato a più bassa energia si ha quando n = 1.
Tutti gli orbitali che sono caratterizzati dallo stesso valore di n appartengono allo stesso livello energetico. Il numero di orbitali di un certo livello energetico corrisponde a n2. Per n = 1, il primo livello energetico ha solo un tipo di orbitale, 1s1, ed è il livello cui corrisponde il minimo di energia.
- B) Il numero quantico secondario, l: può assumere tutti i valori interi compresi tra zero e n – 1 (0, 1, 2, 3, … n-1.
Quando n = 2, per esempio, n può valere esclusivamente 0 oppure 1; se invece n è 3, l può valere 0, 1, o 2. Il numero quantico l determina le caratteristiche geometriche della funzione di distribuzione della probabilità, e cioè la forma dell'orbitale, che è sferica per l = 0, ellissoidale per n= 1
Il valore di l definisce pertanto il sottolivello energetico a cui appartiene quel certo orbitale. Comunemente, i sottolivelli sono indicati con lettere, piuttosto che con numeri, secondo la seguente corrispondenza:
valori di l 0 1 2 3
sottolivello energetico s p d f
numero di orbitali 1 3 5 7
- C) Il numero quantico magnetico, m: indica l'orientamento dell'orbitale nello spazio quando l’atomo è sottoposto ad un campo magnetico esterno; i valori che esso assume sono compresi tra +l e -l. Ad esempio con l=2, m assume i valori -2, -1, 0, +1,+2.
- D) Il numero quantico di spin, s, spesso semplicemente chiamato spin dell’elettrone: può assumere esclusivamente due valori, pari a +1/2 o -1/2, a seconda che l’elettrone giri in senso orario o antiorario.
Descrizione del principio di Aufbau (Regola della diagonale).
Nella costruzione (nda -> in tedesco il termine "costruzione" si traduce "aufbau" ) della configurazione elettronica degli elementi chimici, il riempimento dei sottolivelli energetici da parte degli elettroni avviene nell'ordine crescente dei livelli di energia, e cioè gli elettroni vanno ad occupare prima gli orbitali a più bassa energia e poi quelli a energia maggiore, secondo la regola della diagonale a fianco riportata. Si definisce orbitale la porzione di spazio dove si ha la probabilità - almeno del 95% - di trovare un elettrone.
Come si vede, procedendo secondo le diagonali dall'alto verso il basso, la successione degli orbitali è la seguente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
Inizia, cioè, il riempimento prima dell'orbitale 1s, di energia minima perchè è quello più vicino al nucleo , e poi quello degli orbitali a maggiore energia perchè più distanti dal nucleo.
A questo punto, prima di proseguire con il riempimento, occorre munirsi di una Tavola Periodica, consultandone il lato che riporta, per ogni riquadro rettangolare assegnato ad un elemento chimico, la configurazione elettronica abbreviata.
Inizieremo dall' idrogeno H, che è l'elemento con il numero atomico Z=1, e che ha la seguente configurazione elettronica: 1s1.
Segue l' elio, [He] = 1s2, primo dei sei gas nobili, con il quale termina il primo periodo orizzontale della Tavola Periodica.
Descrizione del principio di esclusione di Pauli.
In base al principio di esclusione di Pauli, all’interno di ogni orbitale possono essere inseriti al massimo due elettroni ma con spin opposto.
Il principio di esclusione di Pauli è un principio della meccanica quantistica che afferma che due fermioni identici non possono occupare simultaneamente lo stesso stato quantico. Formulato da Wolfgang Pauli nel 1925, è anche citato come principio di esclusione o principio di Pauli.
Descrizione della regola di Hund.
Quando si debbono riempire orbitali degeneri, che hanno cioè la stessa energia, si dispone prima un elettrone su ciascun orbitale e poi si completano gli orbitali semipieni.
Di seguito si riportano esempi - scelti tra i più significativi - della configurazione elettronica degli elementi, e cioè quelli per i quali si una variazione nella successione di riempimento a seguito dell’applicazione di una delle tre suddette regole. Inoltre, occorre - per una corretta comprensione dell'argomento in esame - seguire passo passo questo link -> TAVOLA PERIODICA - WIKIPEDIA, che è molto interessante, perchè si può visualizzare - con possibilità di ingrandimenti ottenibili con un semplice clic del mouse - una Tavola Periodica che riporta, nei riquadri di ciascun elemento ed in basso, la configurazione elettronica di ogni elemento.
H (Z=1) -> 1s1 Inizio1°Periodo&GruppoTavPeriodica.
He* (Z=2) -> 1s2 Termine1°PeriodoTavolaPeriodica.
Li (Z=3) -> 1s2 2s1 InizioSecondoPeriodoTavolaPeriodica
Be (Z=4) -> 1s2 2s2 TermineRiempimentoOrbitaliTipo-> s
B (Z=5) -> 1s2 2s2 2px1 IniziaRiempimentoOrbitaliTipo-> p
C (Z=6) -> 1s2 2s2 2px1 2py1
N (Z=7) -> 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (Z=8) -> 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (Z=9) -> 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1 AggiuntaPenultimo(7°)elettroneOrb-p
Ne (Z=10) -> 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 Stop2°PeriodoTav.Periodica (FullElectronicOctet2p)
Na (Z=11) -> [Ne] 3s1 Inizio3°PeriodoTav.Periodica
Al (Z=13) -> [Ne] 3s2 3p1
Si (Z=14) -> [Ne] 3s2 3px1 3py1
P (Z=15) -> [Ne] 3s2 3px1 3py1 3pz1
S (Z=16) -> [Ne] 3s2 3px2 3py1 3pz1
Cl (Z=17) -> [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz1
Ar (Z=18) -> [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz2 (FullElectronicOctet3p)
K (Z=19) -> [Ar] 4s1
Sc (Z=21) -> [Ar] 3d¹ 4s²
Ti (Z=22) -> [Ar] 3d2 4s2
Zn (Z=30) -> [Ar] 3d1 3d2 3d3 3d4 3d5 3d6 3d7 3d8 3d9 3d10 4s2
Ga (Z=31) -> [Zn] 4px1
Br (Z=35) -> [Zn] 4p5
Kr (Z=36) -> [Zn] 4p6
Rb (Z=37) -> [Kr] 5s
Y (Z=39) -> [Kr] 4d1 5s2
Cd (Z=48) -> [Kr] 4d1 4d2 4d3 4d4 4d5 4d6 4d7 4d8 4d10 5s2
In (Z=49) -> [Kr] 4d1 4d2 4d3 4d4 4d5 4d6 4d7 4d8 4d10 5s2 6p1
I (Z=53) -> [Cd] 5p2 5p2 5p1
Xe (Z=54) -> [Cd] 5p6 -> [Cd] 5px2 5py2 5pz2
Cs (Z=55) -> [Xe] 6s1
Ba (Z=56) -> [ Xe] 6s2
La (Z=57) -> [Xe] 5d1 6s2
Ce (Z=58) -> [Xe] 4f¹ 5d¹ 6s² Inizio serie lantanidi
Lu (Z=71) -> [Xe] 4f14 5d1 6s2 Termine serie lantanidi
Hf (Z=72) -> [Xe] 4f¹⁴ 5d² 6s²
Hg (Z=80) -> [Xe] 4f¹⁴ 5d10 6s² StopRiempimentoOrbitali5d
Tl (Z=80) -> [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p1 InizioRiempimentoOrbitali6p
Rn (Z=86) -> [Hg] 6p6 StopOrb.5d&StopPeriodo6
Fr (Z=87) -> [Rn] 7s1 InizioSettimoPeriodo
Ac (Z=89) -> [Rn] 6d1 7s2 InizioRiemp.OrbitaliTipo-d
Th (Z=89) -> [Rn] 6d27s2
U (Z=92) -> [Rn] 5f36d17s2
Np (Z=93) -> [Rn] 5f46d17s2
Lr (Z=103)- >[Rn] 5f146d17s2 FineRiemp.OrbitaliTipof
La formula 2 * n2 fornisce il numero massimo di elettroni presenti in ciascun periodo della Tavola Periodica; i valori di n corrispondono ai periodi della Tavola Periodica; n, numero quantico principale, va da 1 a 7, e quindi abbiamo 2 elementi nel primo periodo, 8 nel 2° e 3° periodo (risp. dal Li al Ne, e dal Na all' Ar), 18 elementi nel 4° e 5° periodo, 32 elementi nel 6° e 7° periodo ([103Lr]
L'aumento del numero atomico Z lungo un periodo è accompagnato da una diminuizione del raggio atomico ed un aumento dell'energia di ionizzazione: infatti, al crescere del numero atomico Z e della carica centrale positiva del nucleo, cresce la forza di attrazione esercitata sugli elettroni, e di conseguenza deve essere maggiore anche la forza per strappare un elettrone dalla sua orbita.
NOTA: I simboli degli elementi chimici riportati in grassetto sono quelli per i quali nel riempimento si ha una variazione del tipo di orbitale.
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Link interessanti:
- TAVOLA PERIODICA - WIKIPEDIA (interessante)
- Tavola periodica degli elementi: completata la settima riga
- Scienza 2019: l'anno della tavola periodica degli elementi
- STRUTTURA ATOMICA E CONFIGURAZIONE ELETTRONICA
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- La Tavola Periodica (con configurazione elettronica- bianco e nero)
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Basilica di San Pietro in Vaticano* (su progetto di Michelangelo)
