Log In Iscriviti
L'app all-in-one per gli studenti
4.8 • +11K recensioni
Più di 3 milioni di downloads
Free
|
|

Configurazione elettronica

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

La configurazione degli elettroni, nota anche come configurazione elettronica, è la disposizione degli elettroni in gusci, sottogusci e orbitali all'interno dell'atomo.

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.

Configurazione degli elettroni, gusci di elettroni, sottogusci di orbitali, livelli energetici, StudySmarterFig. 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.

Configurazione elettronica energia sottogusci StudySmarterFig. 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.

Il carbonio ha due elettroni in ciascuno dei sottogusci 1s, 2s e 2p. Scrivete la sua configurazione elettronica utilizzando la notazione standard.

È abbastanza semplice. Scriviamo i nomi dei sottogusci in una riga e usiamo numeri in apice per indicare quanti elettroni contengono. In questo caso, ciascuno dei tre gusci menzionati ha solo due elettroni: 1s2 2s2 2p2.

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.

Lo stronzio ha la stessa configurazione elettronica del krypton, ma con due ulteriori elettroni nel sottoguscio s. Utilizzare la notazione standard stenografica per rappresentare la sua configurazione elettronica.

Anche in questo caso, si tratta di un'operazione molto semplice: tutto ciò che dobbiamo fare è scrivere [Kr] 5s2.

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.

Ecco la configurazione elettronica del carbonio (1s2 2s2 2p2) nelle caselle:

Configurazione elettronca  carbonio in forma di scatola StudySmarterFig. 3 - Configurazione elettronica del carbonio.

Vedremo in seguito come abbiamo realizzato questa configurazione di elettroni.

Configurazione elettronica degli elementi

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

Utilizzare il principio di Aufbau e la regola di Hund per calcolare la configurazione elettronica del carbonio in forma di scatola.

Noterai che questo è l'esempio che abbiamo fatto prima, ma ora ti spiegheremo come farlo.

Il carbonio ha un numero di protoni pari a 6, il che significa che contiene anche sei elettroni. Secondo il principio di Aufbau, gli elettroni riempiranno per primi i sottogusci del livello energetico più basso. Pertanto, due elettroni riempiranno per primi l'orbitale singolo in 1s. Altri due elettroni riempiranno poi l'orbitale singolo in 2s, il sottoguscio con il livello energetico immediatamente inferiore. Rimangono quindi due elettroni da collocare in 2p. Tuttavia, secondo la regola di Hund, gli elettroni preferiranno andare in orbitali separati all'interno di un sottoguscio. La configurazione elettronica complessiva è mostrata di seguito.

Configurazione elettronca  carbonio in forma di scatola StudySmarterFig. 4 - Configurazione elettronica del carbonio.

Un altro esempio è il sodio.

Indicare la configurazione elettronica del sodio utilizzando la notazione standard.

Il sodio ha undici elettroni. Come il carbonio, i suoi primi due elettroni riempiranno 1s e i due successivi 2s. I sei elettroni successivi riempiranno 2p, lasciando un elettrone. Questo va nel 3s, il livello energetico immediatamente inferiore, come mostrato:

1s2 2s2 2p6 3s1

Il prossimo esempio è l'ossigeno.

Indicare la configurazione elettronica dell'ossigeno utilizzando la forma a scatola.

L'ossigeno ha otto elettroni. I suoi primi due elettroni riempiono 1s, mentre i secondi due riempiono 2s. I quattro successivi vanno in 2p. Grazie alla regola di Hund, i primi tre di questi quattro si trovano in orbitali separati. Tuttavia, il sottoguscio 2p ha solo tre orbitali di elettroni, quindi il quarto e ultimo elettrone deve raddoppiare e condividerne uno già occupato:

Configurazione elettronca  ossigeno  in forma di scatola StudySmarterFig. 5 - Configurazione elettronica dell'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.

Configurazione elettronica tavola periodica, StudySmarterFig. 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.

Indicare la configurazione elettronica degli ioni Ca2+ ions.

Gli atomi di calcio, Ca, hanno la configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Quando perdono elettroni, li perdono prima dal livello energetico più alto. In questo caso, si tratta di 4s. Ca2+ gli ioni hanno perso due elettroni e quindi hanno la configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Questo può anche essere scritto semplicemente come 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

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.

Configurazione elettronica cromo-rame, configurazione degli elettroni osservata e prevista, StudySmarterFig. 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.

Prova della configurazione degli elettroni

Per concludere questo articolo, considereremo brevemente alcune prove della configurazione degli elettroni:

  • Gli spettri di emissione atomica ci dicono che esistono diversi livelli di energia quantistica. Gli spettri di emissione atomica sono prodotti quando gli elettroni eccitati emettono luce e tornano allo stato fondamentale, che è il loro livello energetico più basso. La lunghezza d'onda e la frequenza della luce dipendono dal livello energetico dell'elettrone.
  • Le energie di ionizzazione successive ci forniscono anche la prova dei gusci di elettroni. Grandi salti tra le energie di ionizzazione successive di un elemento indicano che l'elettrone viene perso da un guscio elettronico diverso, più vicino al nucleo.
  • Le energie di prima ionizzazione ci forniscono prove di sottogusci e orbitali. Ad esempio, la diminuzione dell'energia di prima ionizzazione tra i gruppi 2 e 3 mostra l'esistenza di sottogusci s e p, mentre la diminuzione dell'energia di prima ionizzazione tra i gruppi 5 e 6 mostra che il sottoguscio p contiene tre orbitali.
Non preoccuparti se non hai mai incontrato l'energia di ionizzazione. Puoi approfondire l'argomento negli articoli Energia di ionizzazione e Tendenze dell'energia di ionizzazione.

Configurazione elettronica - Punti chiave

  • La configurazione degli elettroni è nota anche come configurazione elettronica e descrive la disposizione degli elettroni in un atomo.
  • Gli elettroni riempiono i gusci in base al loro livello energetico, come dettato dal principio di Aufbau e dalla regola di Hund. Gli elettroni riempiono per primi i sottogusci con un livello energetico inferiore e, all'interno di ogni sottoguscio, preferiscono occupare il proprio orbitale.
  • Quando si formano gli ioni, di solito si perdono prima gli elettroni dal sottoguscio di livello energetico più alto.
  • Le eccezioni alle regole di riempimento derivano dal fatto che i sottogusci 4s e 3d sono simili per livello energetico. Ricordare sempre che il sottoguscio 4s si riempie prima del sottoguscio 3d.
  • Le energie di prima e successiva ionizzazione ci forniscono la prova della configurazione degli elettroni.


References

  1. Fig. 1 - Atomic orbital energy levels.svg (https://commons.wikimedia.org/wiki/Category:Aufbau_principle#/media/File:Atomic_orbital_energy_levels_de.svg) by Richard Parsons (raster), Adrignola (vector) derivative work: MikeRun is licensed by CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/)
  2. Fig. 6 - Periodic table blocks spdf (32 column).svg (https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f2/Periodic_table_blocks_spdf_%2832_column%29.svg) by DePiep is licensed by CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/deed.en)

Domande frequenti riguardo Configurazione elettronica

A fare la configurazione elettronica si dispongono gli elettroni in gusci, sottogusci e orbitali all'interno di un atomo.

La configurazione elettronica degli elementi serve a prevedere le proprietà chimiche di un elemento. 

Gli elettroni in un atomo si dispongono negli orbitali s, p, d ed f.

SCOPRI DI PIÙ RIGUARDO Configurazione elettronica
60%

degli utenti non supera il quiz di Configurazione elettronica! Tu lo passeresti?

INIZIA IL QUIZ

Discover the right content for your subjects

Iscriviti per sottolineare e prendere appunti. É tutto gratis.