Atomi di differenti elementi presentano caratteristiche chimiche diverse in virtù del fatto che, in dipedenza dalla loro natura, sono formati da un diverso numero di protoni e quindi di elettroni. Ma come sono distribuiti gli elettroni intorno al nucleo? Il principio fondamentale da rispettare per poter rispondere a questa domanda è che gli elettroni sono distribuiti intorno al nucleo ordinatamente, vale a dire in moda da occupare gli orbitali atomici caratterizzati dalla minore energia disponibile. L’ordinata distribuzione degli elettroni attorno al nucleo di un dato atomo prende il nome di configurazione elettronica di quell’atomo ed è caratteristica per ciascuna di essi.
Pertanto è possibile costruire ogni atomo nel suo stato fondamentale (non eccitato) aggiungendo semplicemente sugli orbitali atomici, a cominciare da quello con minore energia, cioè quello 1s che è il più vicino al nucleo, un numero di elettroni uguale al numero atomico Z dell’elemento. Nell’eseguire questa costruzione dell’edificio atomico (configurazione elettronica), nota a nche con il nome di Aufbau, bisogna però osservare le seguenti regole:
- L’ordine di riempimento degli orbitali atomici deve avvenire per energia crescente, come visto nell’articolo sugli orbitali atomici, secondo la seguente successione: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s,…
- Due elettroni dello stesso atomo non possono essere caratterizzati dalla stessa quaterna di numeri quantici (Principio di esclusione di Pauli). Quindi, in base a questo principio, ciascun orbitale atomico può essere vuoto, oppure un solo elettrone, oppure può al massimo ospitare due elettroni con spin opposti.
L’immediata conseguenza del principio di esclusione di Pauli è che:
- gli orbitali atomici di tipo s che sono singoli possono al massimo ospitare due elettroni;
- gli orbitali atomici di tipo p che sono tre possono al massimo ospitare sei elettroni (due per ciascun orbitale);
- gli orbitali atomici di tipo d che sono cinque possono ospitare al massimo dieci elettroni;
- gli orbitali atomici di tipo f che sono sette possono ospitare al massimo quattordici elettroni. - Quando gli elettroni vanno ad occupare gli orbitali atomici isoenergetici, ossia quelli di tipo p (che sono tre), oppure quelli di tipo d (che sono cinque), oppure quelli di tipo f (che sono sette), il riempimento avviene in modo che ciascuno di questi tipi di orbitali viene dapprima occupato da un solo elettrone, e poi, una volta completato il mezzo riempimento, gli elettroni residui occupano uno alla volta gli orbitali già mezzo riempiti (principio di Hund o della massima molteplicità).
A questo punto possiamo iniziare a rappresentare la configurazione elettronica di un dato atomo nel suo stato fondamentale. Quest’ultima può essere scritta in due maniere:
- elencando, secondo l’ordine dell’energia crescente, il simbolo degli orbitali atomici occupati dagli elettroni ed indicando ad esponente di ciascun orbitale il numero di elettroni che esso ospita. Per esempio, la configurazione elettronica:
che si legge: «uno esse due, due esse due, due pi cinque» indica che sull’orbitale 1s sono contenuti due elettroni, su quello 2s sono contenuti due elettroni e sui tre orbitali due p sono contenuti cinque elettroni;
- oppure si può rappresentare ogni orbitale atomico con un quadratino, e ogni elettrone in esso contenuto, con una freccetta verticale:
in questo caso però, gli orbitali isoenergetici, vengono sempre simboleggiati tutti con il relativo quadratino. Inoltre quando un orbitale è riempito, e cioè è occupato da due elettroni, questi ultimi vengono rappresentati con due freccette orientate in verso opposto per indicare i due diversi valori del numero quantico magnetico di spin (+1/2 e -1/2):
Seguendo le regole appena dettate, procediamo alla costruzione della configurazione elettronica di alcuni atomi a partire da quello più semplice e cioè l’atomo di idrogeno.
L’atomo di idrogeno (Z = 1) ha configurazione elettronica:
L’atomo di elio (Z = 2) ha configurazione elettronica:
E’ molto importante notare che ciascuna delle due simboleggiature:
non è corretta in quanto contrasta il principio di esclusione di Pauli (i due elettroni nello stesso orbitale avrebbero uguali tutti e quattro i numeri quantici).
L’atomo di litio (Z = 3) ha configurazione elettronica:
L’atomo di berillio (Z = 4) ha configurazione elettronica:
L’atomo di boro (Z = 5) ha configurazione elettronica:
Gli orbitali isoenergetici,anche se non completamente impegnati da elettroni vanno ugualmente simboleggiati.
L’atomo di carbonio (Z = 6) ha configurazione elettronica:
L’atomo di azoto (Z = 7) ha configurazione elettronica:
L’atomo di ossigeno (Z=8) ha configurazione elettronica:
L’atomo di neon (Z = 10) ha configurazione eletronica:
L’atomo di sodio (Z = 11) ha configurazione elettronica:
L’atomo di calcio (Z = 20) ha configurazione elettronica:
L’atomo di zinco (Z = 30) ha configurazione elettronica:
e così via.
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