Configurazione elettronica
In chimica, il termine configurazione elettronica si riferisce alla disposizione degli elettroni legati; ovvero al loro comportamento attorno ai nuclei di uno o più atomi.
| Table of contents |
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2 Numero quantico principale(n) 3 Numero quantico angolare (l) |
Poichè gli elettroni sono fermioni, essi sono soggetti al Principio di esclusione di Pauli, il quale stabilisce che due fermioni non possono occupare lo stesso stato quantico contemporaneamente. Questa è la base fondamentale della configurazione degli elettroni negli atomi: una volta che uno stato viene occupato da un eletrrone, l'elettrone successivo deve occupare uno stato differente.
In un atomo, gli stati stazionari (indipendenti dal tempo) di funzione d'onda elettronica (ovvero gli stati che sono "stati particolari" dell'Equazione di Schrödinger HΨ = EΨ dove H è l'Hamiltoniana) vengono detti orbitali, per analogia con la visione classica dell'elettrone come particella che orbita attorno al nucleo.
Il quadrato del modulo del valore di Ψ in un punto (ampiezza d'onda, complessa) rappresenta la densità di probabilità di trovare l'elettrone in quel punto.
Gli orbitali di un atomo sono distinti da quattro numeri quantici principali: n, l, ml e ms, e per il principio di Pauli, non è possibile che due elettroni abbiano lo stesso valore per tutti e quattro i numeri. I due numeri più importanti sono n e l.Orbitali, Stati, e Funzioni d'onda
| valore di l | Lettera | Massimo numero di elettroni nel guscio |
|---|---|---|
| 0 | s | 2 |
| 1 | p | 6 |
| 2 | d | 10 |
| 3 | f | 14 |
| 4 | g | 18 |
Ognuno dei differenti stati del momento angolare può accogliere 2(2l+1) elettroni. Questo perchè il terzo numero quantico ml (che può essere pensato (in maniera inaccurata) come la proiezione quantizzata del vettore momento angolare sull'asse z), può assumere valori interi compresi tra -l e l, e quindi ci sono 2l+1 stati possibili. Ogni stato distinto nlml può essere occupato da due elettroni con spin opposto (dato dal numero quantico ms), dando un totale di 2(2l+1) elettroni. Stati con valori l superiori a quelli mostrati nella tabella sono perfettamente ammissibili in teoria, ma questi valori sono relativi ad atomi che non sono ancora stati scoperti.
Per un dato valore di n i possibili valori di l vanno da 0 a n-1; quindi, il guscio n=1 possiede solo un sotto-guscio e può accogliere solo 2 elettroni, il guscio n=2 possiede i sotto-gusci s e p e può accogliere 8 elettroni, il guscio n=3 possiede i sotto-gusci s, p e d e ha un massimo di 18 elettroni, e così via (in generale, il numero massimo di elettroni nell'n-simo livello di energia è 2n2).
Nello stato fondamentale di un atomo, gli stati sono riempiti in ordine crescente di energia; ovvero, il primo elettrone va ad occupare lo stato libero con energia più bassa è così via. Il fatto che lo stato 3d sia più alto, come energia, dello stato 4s, ma più basso del 4p è il motivo per l'esistenza dei metalli del blocco d. L'ordine in cui gli stati vengono riempiti è il seguente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p ...Ciò porta direttamente alla struttura della tavola periodica. Le proprietà chimiche di un atomo sono largamente determinate dalla disposizione degli elettroni del guscio più esterno, il guscio di valenza (anche se altri fattori, come raggio atomico, peso atomico, e l'aumentata accessibilità a stati elettronici addizionali contribuiscono alla chimica degli elementi, man mano che le dimensioni degli atomi aumentano).
Progredendo attraverso un gruppo, dall'elemento più leggero a quello più pesante, i gusci elettronici esterni (quelli che partecipano più facilmente alle reazioni chimiche) sono tutti nello stesso tipo di orbitale, com forme simili, ma con un sempre maggiore livello di energia e distanza media dal nucleo. Ad esempio, i gusci-esterni (o valenza) degli elementi del primo gruppo, guidato dall'idrogeno, hanno tutti un elettrone nell'orbitale s. Nell'idrogeno, l'orbitale s è nel più basso stato di energia possibile per ogni atomo (ed è rappresentato dalla posizione dell'idrogeno nel primo periodo della tavola periodica). Nel francio, l'elemento più pesante del gruppo, il guscio esterno si trova nel settimo orbitale, decisamente più lontano dal nucleo rispetto agli elettroni che riempiono i gusci sottostanti. Come altro esempio: sia il carbonio che il piombo hanno quattro elettroni nell'orbitale del guscio esterno.
A causa dell'importanza del guscio esterno, le differenti regioni della tavola periodica sono a volte dette blocchi della tavola periodica, chiamati secondo il sotto-guscio nel quale risiede l'ultimo elettrone:, blocco s, blocco p, blocco d, ecc.
Un esempio della notazione comunemente usata per dare la configurazione elettronica di un atomo, nel caso del silicio, è il seguente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. I numeri sono i numeri dei gusci, n; le lettere si riferiscono agli stati del momento angolare e i numeri sovrascritti sono i numeri degli elettroni in quello stato per l'atomo in questione. Una versione più semplice è quella di elencare il numero di elettroni di ogni guscio, ad esempio, sempre per il silicio: 2-8-4.
Nelle molecole la situazione diventa molto più complessa: si veda orbitali molecolari per i dettagli . Argomenti simili, ma non identici, si possono applicare a protoni e neutroni, nel nucleo atomico: si veda il modello a gusci della fisica nucleare.
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