- Nozioni di base sulle configurazioni elettroniche
- Principio di Aufbau
- Importanza della configurazione elettronica esterna
- Riferimenti
La configurazione elettronica , chiamata anche struttura elettronica, è la disposizione degli elettroni nei livelli di energia attorno a un nucleo atomico. Secondo il vecchio modello atomico di Bohr, gli elettroni occupano vari livelli nelle orbite attorno al nucleo, dal primo guscio più vicino al nucleo, K, al settimo guscio, Q, che è il più lontano dal nucleo.
In termini di un modello quantistico più raffinato, i gusci KQ sono suddivisi in un insieme di orbitali, ognuno dei quali può essere occupato da non più di una coppia di elettroni.
Comunemente, la configurazione elettronica viene utilizzata per descrivere gli orbitali di un atomo nel suo stato fondamentale, ma può anche essere utilizzata per rappresentare un atomo che si è ionizzato in un catione o anione, compensando la perdita o il guadagno di elettroni nei rispettivi orbitali.
Molte delle proprietà fisiche e chimiche degli elementi possono essere correlate alle loro configurazioni elettroniche uniche. Gli elettroni di valenza, gli elettroni nel guscio più esterno, sono il fattore determinante per la chimica unica dell'elemento.
Nozioni di base sulle configurazioni elettroniche
Prima di assegnare gli elettroni di un atomo agli orbitali, è necessario familiarizzare con le basi delle configurazioni elettroniche. Ogni elemento nella tavola periodica è costituito da atomi, che sono costituiti da protoni, neutroni ed elettroni.
Gli elettroni presentano una carica negativa e si trovano intorno al nucleo dell'atomo negli orbitali dell'elettrone, definito come il volume di spazio in cui l'elettrone può essere trovato con una probabilità del 95%.
I quattro diversi tipi di orbitali (s, p, d ed f) hanno forme diverse e un orbitale può contenere un massimo di due elettroni. Gli orbitali p, d e f hanno sottolivelli diversi, quindi possono contenere più elettroni.
Come indicato, la configurazione elettronica di ogni elemento è unica per la sua posizione nella tavola periodica. Il livello di energia è determinato dal periodo e il numero di elettroni è dato dal numero atomico dell'elemento.
Gli orbitali a diversi livelli di energia sono simili tra loro, ma occupano aree diverse nello spazio.
L'orbitale 1s e l'orbitale 2s hanno le caratteristiche di un orbitale s (nodi radiali, probabilità di volume sferico, possono contenere solo due elettroni, ecc.). Ma, poiché si trovano a diversi livelli di energia, occupano spazi diversi attorno al nucleo. Ogni orbitale può essere rappresentato da blocchi specifici sulla tavola periodica.
Il blocco s è la regione dei metalli alcalini incluso l'elio (gruppi 1 e 2), il blocco d è i metalli di transizione (gruppi da 3 a 12), il blocco p è gli elementi del gruppo principale dei gruppi da 13 a 18 , E il blocco f è la serie di lantanidi e attinidi.
Figura 1: Elementi della tavola periodica e relativi periodi che variano in base ai livelli di energia degli orbitali.
Principio di Aufbau
Aufbau deriva dalla parola tedesca "Aufbauen" che significa "costruire". In sostanza, scrivendo configurazioni elettroniche stiamo costruendo orbitali elettronici mentre ci spostiamo da un atomo all'altro.
Mentre scriviamo la configurazione elettronica di un atomo, riempiremo gli orbitali in ordine crescente di numero atomico.
Il principio di Aufbau ha origine dal principio di esclusione di Pauli che dice che non ci sono due fermioni (es. Elettroni) in un atomo. Possono avere lo stesso insieme di numeri quantici, quindi devono "impilarsi" a livelli di energia più elevati.
Il modo in cui si accumulano gli elettroni è una questione di configurazioni elettroniche (Principio di Aufbau, 2015).
Gli atomi stabili hanno tanti elettroni quanti ne hanno i protoni nel nucleo. Gli elettroni si raccolgono attorno al nucleo negli orbitali quantistici seguendo quattro regole di base chiamate principio di Aufbau.
- Non ci sono due elettroni nell'atomo che condividono gli stessi quattro numeri quantici n, l, m e s.
- Gli elettroni occuperanno per primi gli orbitali con il livello di energia più basso.
- Gli elettroni riempiranno sempre gli orbitali con lo stesso numero di spin. Quando gli orbitali sono pieni inizierà.
- Gli elettroni riempiranno gli orbitali della somma dei numeri quantici ne l. Gli orbitali con valori uguali di (n + l) verranno riempiti per primi con i valori n inferiori.
La seconda e la quarta regola sono sostanzialmente le stesse. Un esempio della regola quattro sarebbero gli orbitali 2p e 3s.
Un orbitale 2p è n = 2 e l = 2 e un orbitale 3s è n = 3 e l = 1. (N + l) = 4 in entrambi i casi, ma l'orbitale 2p ha l'energia più bassa o il valore più basso n e si riempirà prima del strato 3s.
Fortunatamente, il diagramma di Moeller mostrato nella Figura 2 può essere utilizzato per eseguire il riempimento di elettroni. Il grafico viene letto eseguendo le diagonali da 1s.
Figura 2: diagramma di Moeller del riempimento della configurazione elettronica.
La figura 2 mostra gli orbitali atomici e le frecce seguono la via da seguire.
Ora che l'ordine degli orbitali è noto per essere compilato, l'unica cosa rimasta è memorizzare la dimensione di ogni orbitale.
Gli orbitali S hanno 1 valore possibile di m l per contenere 2 elettroni
Gli orbitali P hanno 3 possibili valori di ml per contenere 6 elettroni
Gli orbitali D hanno 5 possibili valori di µl per contenere 10 elettroni
Gli orbitali F hanno 7 possibili valori di m l per contenere 14 elettroni
Questo è tutto ciò che serve per determinare la configurazione elettronica di un atomo stabile di un elemento.
Ad esempio, prendi l'elemento azoto. L'azoto ha sette protoni e quindi sette elettroni. Il primo orbitale da riempire è l'orbitale 1s.
Un orbitale ha due elettroni, quindi ne rimangono cinque. L'orbitale successivo è l'orbitale 2s e contiene i due successivi. Gli ultimi tre elettroni andranno all'orbitale 2p che può contenere fino a sei elettroni (Helmenstine, 2017).
Importanza della configurazione elettronica esterna
Le configurazioni elettroniche svolgono un ruolo importante nel determinare le proprietà degli atomi.
Tutti gli atomi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna ad eccezione del numero atomico n, motivo per cui hanno proprietà chimiche simili.
Alcuni dei fattori chiave che influenzano le proprietà atomiche includono la dimensione dei più grandi orbitali occupati, l'energia degli orbitali ad alta energia, il numero di posti vacanti orbitali e il numero di elettroni negli orbitali ad alta energia.
La maggior parte delle proprietà atomiche può essere correlata al grado di attrazione tra gli elettroni più esterni al nucleo e al numero di elettroni nel guscio elettronico più esterno, il numero di elettroni di valenza.
Gli elettroni del guscio esterno sono quelli che possono formare legami chimici covalenti, sono quelli che hanno la capacità di ionizzare per formare cationi o anioni e sono quelli che danno lo stato di ossidazione agli elementi chimici.
Determineranno anche il raggio atomico. All'aumentare di n, il raggio atomico aumenta. Quando un atomo perde un elettrone, ci sarà una contrazione del raggio atomico a causa della diminuzione della carica negativa attorno al nucleo.
Gli elettroni del guscio esterno sono quelli presi in considerazione dalla teoria del legame di valenza, dalla teoria del campo cristallino e dalla teoria degli orbitali molecolari per ottenere le proprietà delle molecole e le ibridazioni dei legami.
Riferimenti
- Principio di Aufbau. (2015, 3 giugno). Estratto da chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Configurazione elettronica. Tratto da youtube: youtube.com.
- Configurazioni elettroniche e proprietà degli atomi. (SF). Tratto da oneonta.edu: oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7 settembre). Configurazione elettronica. Tratto da britannica: britannica.com.
- Faizi, S. (2016, 12 luglio). Configurazioni elettroniche. Tratto da chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Helmenstine, T. (2017, 7 marzo). Il principio Aufbau - Struttura elettronica e il principio Aufbau. Tratto da thoughtco: thoughtco.com.
- Khan, S. (2014, 8 giugno). Elettroni di valenza e legame. Tratto da khanacademy: khanacademy.org.