Configurazione elettronica

Sono quasi 2000 volte più leggeri di un protone e hanno solo un terzo del diametro, ma sono straordinariamente importanti. Come ricorderai dalle Particelle fondamentali, mentre il numero di protoni indica l'elemento dell'atomo, il numero di elettroni e la loro disposizione ne determinano la reattività e le proprietà chimiche. Si tratta di ruoli importanti per particelle così piccole! Ma come si fa a scoprire la configurazione elettronica di un elemento o di uno ione?

• Questo articolo riguarda la configurazione degli elettroni in chimica fisica.
• Si basa sulla conoscenza dei gusci, dei sottogusci e degli orbitali degli elettroni.
• Inizieremo con la definizione di configurazione elettronica prima di esaminare la rappresentazione della configurazione elettronica.
• Impareremo poi a conoscere il principio dell'Aufbau e la regola di Hund.
• Successivamente, metteremo alla prova le nostre nuove conoscenze con numerosi esempi pratici che mostreranno la configurazione elettronica di vari elementi e ioni.
• Scopriremo poi le eccezioni alle regole di riempimento.
• Concludiamo esplorando brevemente la prova della configurazione degli elettroni.

Definizione di configurazione degli elettroni

Se non hai familiarità con i termini sopra citati, ti consigliamo di consultare la sezione Gusci di elettroni per saperne di più. Per ora ci limiteremo a fornire un rapido riassunto.

Gusci di elettroni

I gusci di elettroni sono noti anche come livelli energetici. Ogni guscio ha un numero quantico principale specifico. Man mano che i gusci si allontanano dal nucleo, il loro numero quantico principale aumenta e hanno un livello energetico più alto.

Sottogusci di elettroni

I sottogusci sono divisioni all'interno di ciascun guscio. Hanno anche livelli energetici diversi: il sottoguscio s ha l'energia più bassa mentre in ordine crescente p, d, ed f. Ogni sottoguscio contiene un numero diverso di orbitali. Ad esempio, il sottoguscio s ha un solo orbitale, mentre i sottogusci p ne hanno tre e quelli d cinque.

Fig. 1 - Un grafico che mostra i diversi livelli energetici dei gusci, dei sottogusci e degli orbitali.

Orbitali elettronici

Gli orbitali sono regioni dello spazio in cui un elettrone si trova il 95% delle volte. Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni. Questi elettroni devono avere spin diversi: uno ha uno spin verso l'alto, l'altro verso il basso. Gli orbitali hanno anche forme diverse a seconda del loro sottoguscio.

Se mettiamo insieme tutto questo, la configurazione elettronica è semplicemente il numero di elettroni presenti in ogni orbitale atomico e il guscio e il sottoguscio in cui si trovano.

Regole di configurazione elettronica

Ci sono due regole principali da conoscere che vi aiuteranno a capire la configurazione elettronica di un atomo. Si tratta della regola di Hund e del principio di Aufbau. Le esamineremo entrambe prima di metterle in pratica con alcuni esempi.

Il principio di Aufbau

Innanzitutto, gli elettroni riempiono per primi il sottoguscio con il livello energetico più basso. Agli atomi piace trovarsi in uno stato energetico inferiore e gli elettroni non sono da meno. In generale, ciò significa riempire per primi i gusci con i numeri quantici principali più bassi e, all'interno del guscio, riempire prima il sottoguscio s, poi il sottoguscio p e infine il sottoguscio d. Ma ricordate la subdola eccezione: il 3d ha un livello energetico più basso del 4s! Ciò significa che verrà riempito per primo. Il diagramma sottostante ricorda i livelli energetici dei diversi sottogusci.

Fig. 2 - L'energia crescente dei sottogusci di elettroni.

Regola di Hund’s

Gli elettroni non vanno molto d'accordo tra loro. È logico: sono particelle negative e quindi, se ne mettiamo due vicini, si respingeranno con forza. Per questo motivo, all'interno dei sottogusci gli elettroni preferiscono occupare il proprio orbitale, se possibile, e quindi riempiranno prima un orbitale vuoto.

Queste due regole costituiscono le basi della configurazione elettronica. Ma prima di provare a calcolare le configurazioni elettroniche di alcuni elementi, dobbiamo imparare a rappresentare la configurazione elettronica.

Configurazione elettronica

Esistono due modi diversi di rappresentare la configurazione degli elettroni:

• Notazione standard.
• Forma a scatola.

Rappresentazione della configurazione degli elettroni: notazione standard

Il primo modo di rappresentare la configurazione degli elettroni è la notazione standard. È forse il metodo più semplice: si elencano semplicemente i sottogusci di elettroni e si indica il numero di elettroni che contengono con un numero in apice. Tuttavia, non è necessario preoccuparsi dei sottogusci vuoti: è sufficiente ometterli.

Quando si rappresentano le configurazioni elettroniche degli elementi più pesanti, scrivere tutti i diversi sottogusci diventa piuttosto faticoso. C'è un modo per ovviare a questo problema: se si sa che una specie ha gli stessi elettroni di un gas nobile, con l'aggiunta di qualche elettrone in più, si scrive il nome del gas nobile tra parentesi quadre e si aggiungono i sottogusci degli elettroni in più come di consueto.

Rappresentazione della configurazione degli elettroni: forma a scatola

La forma a scatola è un modo leggermente più lungo di rappresentare la configurazione degli elettroni, ma a differenza della notazione standard, mostra la posizione degli elettroni all'interno dei singoli orbitali. I diversi orbitali di ciascun sottoguscio vengono rappresentati con caselle quadrate e gli elettroni con frecce verticali. È tradizione disegnare il primo elettrone di ogni orbitale rivolto verso l'alto e il secondo verso il basso.

Configurazione elettronica degli elementi

Ora metteremo alla prova le nostre nuove conoscenze con alcuni esempi. Per prima cosa, calcoleremo le configurazioni elettroniche degli elementi.

Un altro esempio è il sodio.

Il prossimo esempio è l'ossigeno.

Forse avrete notato uno schema. La posizione di un elemento nella tavola periodica dipende dal sottoguscio in cui si trova il suo elettrone più esterno. Un atomo neutro del gruppo 2, ad esempio, ha sempre il suo elettrone esterno in un sottoguscio s, mentre un metallo di transizione ha il suo elettrone esterno in un sottoguscio d. Questo è mostrato di seguito.

Fig. 6 - Un diagramma della tavola periodica che mostra come la posizione di un elemento sia correlata al sottoguscio in cui si trova il suo elettrone esterno.

Configurazione elettronica degli ioni

Sappiamo come riempire i sottogusci e gli orbitali con gli elettroni per formare atomi neutri, ma come fanno a guadagnare o perdere ulteriori elettroni per formare ioni?

• Quando si guadagnano elettroni, si seguono come di consueto la regola di Hund e il principio di Aufbau. Si forma così un anione negativo.
• Quando si perdono elettroni, si perdono prima gli elettroni dal livello energetico più alto, quindi in ordine inverso rispetto al riempimento. In questo modo si forma un catione positivo. Tuttavia, esiste un'altra subdola eccezione alla regola: gli elettroni 4s vengono persi prima degli elettroni 3d.

Consideriamo questo esempio.

Eccezioni alla configurazione degli elettroni

Probabilmente avrete già capito che, sebbene la chimica sia una materia logica, ci sono sempre alcuni casi che sembrano ignorare tutte le regole standard. Purtroppo bisogna impararle, anche se dedicare del tempo a capire perché si comportano male può aiutare a ricordarle.

Prendiamo il cromo. Il cromo, Cr, ha ventiquattro elettroni e la configurazione 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵. Aspetta un attimo: perché c'è un solo elettrone nel sottoguscio 4s? Ci saremmo aspettati che la configurazione del cromo fosse 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ ! Questo perché i sottogusci 4s e 3d sono molto simili a livello energetico. L'elettrone solitario in 4s non subisce alcuna repulsione perché non è accoppiato, e questa ridotta repulsione elettrone-elettrone compensa il fatto che c'è un elettrone in più nel livello energetico 3d, leggermente più alto. Agli atomi piace trovarsi nello stato energetico più basso possibile.

Allo stesso modo, il rame, Cu, ha la configurazione 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ , non 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹. Anche in questo caso si tratta di una disposizione a energia leggermente ridotta a causa della mancanza di repulsione elettrone-elettrone.

Fig. 7 - Un diagramma che mostra le configurazioni previste e osservate di cromo e rame. Si noti come entrambi gli elementi abbiano un solo elettrone in 4s. Questo perché la mancanza di repulsione elettrone-elettrone crea una disposizione a energia leggermente inferiore.