L’atomo è costituito da particelle subatomiche chiamate PROTONI, NEUTRONI ed ELETTRONI.
I protoni sono particelle subatomiche cariche positivamente;
I neutroni sono particelle subatomiche senza carica elettrica;
Gli elettroni sono particelle subatomiche cariche negativamente.
Come mostrato nella Figura 1 sottostante, un atomo è composto da un nucleo interno con protoni e neutroni, chiamati per questo anche nucleoni, con gli elettroni collocati esternamente.
Figura 1 – Rappresentazione della struttura atomica
Tutta la carica positiva è concentrata al centro dell’atomo mentre le cariche negative sono distribuite esternamente. Il ruolo dei neutroni (neutri elettricamente) è quello di aumentare la distanza tra i protoni ed evitare che le forze di repulsione protone-protone destabilizzino la struttura dell’atomo.
La massa delle particelle subatomiche risulta essere estremamente piccola:
Massa del protone: 1,673×10−27 kg
Massa del neutrone: 1,675×10−27 kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10−31 kg
I valori elencati indicano la trascuratezza della massa dell’elettrone confrontata a quella del protone e del neutrone. Da un calcolo più dettagliato risulta che la massa dell’elettrone è 1836 inferiore rispetto a quella delle altre due particelle subatomiche.
Anche la carica di una particella subatomica assume valori di ridotta entità:
Carica del protone: + 1,602×10−19 C
Carica del neutrone: 0 C
Carica dell’elettrone: – 1,602×10−19 C
La carica di un singolo protone è uguale a quella di un elettrone sebbene con valore opposto. Per convenzione, la carica di un singolo protone viene indicata come +1, mentre quella di un singolo elettrone come -1.
Nel suo insieme, l’atomo è elettricamente neutro. La carica positiva dei protoni nel nucleo viene neutralizzata dalla carica negativa degli elettroni fuori dal nucleo.
Se teniamo in considerazione che la carica di un protone uguaglia quella di un elettrone, si può facilmente dedurre che:
IN UN ATOMO NEUTRO IL NUMERO DI PROTONI UGUAGLIA ESATTAMENTE IL NUMERO DI ELETTRONI
CONCETTI CHIAVE:
Il nucleo di un atomo è costituito da protoni e neutroni. Gli elettroni sono collocati all’esterno del nucleo.
La massa di un elettrone è trascurabile comparata a quella del protone e del neutrone.
La carica di un singolo protone viene indicata come +1, quella di un singolo elettrone come -1.
In un atomo neutro il numero di protoni uguaglia esattamente il numero di elettroni.
Il primo teorico sul comportamento degli acidi e delle basi fu il chimico svedese Svante August Arrhenius. Secondo la teoria di Arrhenius un acido era una specie chimica che posta in acqua era in grado di aumentare la concentrazione di ioni idrogeno (H+) mentre una base era una specie chimica che una volta posta in acqua era in grado di aumentare la concentrazione di ioni idrossido (OH–).
In accordo con questa teoria, Acido Cloridrico (HCl), Acido Nitrico (HNO3), Acido Acetico (CH3COOH) sono acidi in quanto, dopo essere stati disciolti in acqua, liberano ioni H+.
Idrossido di Sodio (NaOH), Idrossido di Potassio (KOH) sono basi in quanto in grado di liberare in acqua ioni idrossido (OH–).
Questa teoria presentava alcune limitazioni come il fatto di poter essere utilizzata solo per soluzioni acquose e di non riuscire a spiegare il comportamento acido di molecole come CO2 o il comportamento basico dell’Ammoniaca (NH3).
TEORIA DI LOWRY-BRONSTED
Una seconda teoria più generale fu sviluppata dal chimico britannico Thomas Martin Lowry e dal chimico danese Johannes Nicolaus Bronsted secondo cui un acido è una specie chimica in grado di cedere ioni H+, mentre una base era una specie chimica in grado di accettare ioni H+.
Si prenda in considerazione la seguente reazione:
HCl + H2O → Cl– + H3O+
Secondo la teoria di Lowry-Bronsted, HCl è l’acido in quanto donatore di uno ione H+ all’acqua che a sua volta, accettando tale ione, si comporta da base.
Dalla reazione si forma Cl– che può avere un comportamento basico e H3O+ (ione idronio) che a sua volta può avere un comportamento acido. Secondo la teoria di Lowry-Bronsted in ogni reazione acido-base si vengono a creare due coppie acido-base coniugate.
Si prenda in considerazione la seguente reazione:
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
Secondo la teoria di Lowry-Bronsted, l’Acqua ha comportamento acido in quanto donatore di uno ione idrogeno all’Ammoniaca (NH3) che a sua volta, accettando tale ione, si comporta da base.
Nella precedente reazione l’Acqua costituiva la base, in questa invece ha un comportamento acido. Sostanze come l’Acqua, in grado di comportarsi sia da acido che da base, si dicono anfotere o anfiprotiche.
TEORIA DI LEWIS
Una terza teoria fu quella sviluppata da Gilbert Newton Lewis secondo cui un acido è un accettore di elettroni mentre una base è un donatore di elettroni.
Secondo questa teoria qualsiasi nucleofilo è una potenziale base e ogni specie elettrofila è un potenziale acido.
Si prenda l’esempio dell’Ammoniaca. Secondo la teoria di Lowry-Bronsted. questa molecola poteva essere inserita nella categoria delle basi in quanto accettore di un protone.
La struttura di NH3 presenta tre orbitali ibridi sp3 impegnati a formare altrettanti legami con tre atomi di Idrogeno, mentre un quarto orbitale sp3 contiene una coppia di elettroni non impegnati nel legame (Figura 1).
Figura 1 – Rappresentazione della struttura dell’Ammoniaca
Questi due elettroni di non legame possono essere donati a uno ione H+ per formare lo ione NH4+.
TEORIE A CONFRONTO
La teoria di Lewis non contrasta con quella di Lowry-Bronsted in quanto specie come HCl, CH3COOH, HNO3 sono donatori di ioni H+ che rappresentano gli accettori di elettroni per eccellenza.
Specie come NH3, H2O, OH– sono accettori di ioni H+ (base di Lowry-Bronsted) e donatori di elettroni tramite i doppietti di non legame di Azoto e Ossigeno (base di Lewis).
Un acido di Lewis è anche un acido di Lowry-Bronsted, una base di Lewis è anche una base di Lowry-Bronsted.
La definizione di acido e base di Lewis rappresenta un estensione alla teoria di Lowry-Bronsted considerando acide anche sostanze come AlCl3, BF3 e BH3 non in grado di donare ioni H+. La struttura di queste molecole (Figura 2) è caratterizzata da tre orbitali ibridi sp2 impegnati in altrettanti legami e un orbitale p vuoto in grado di accettare elettroni.
Figura 2 – Rappresentazione della struttura del Borano
CONCETTI CHIAVE:
Secondo la Teoria di Arrhenius un acido è una sostanza che una volta disciolta in acqua incrementa la concentrazione di ioni H+, mentre una base una sostanza una sostanza in grado di aumentare la concentrazione di ioni OH–.
Secondo la Teoria di Lowry-Bronsted un acidoè un donatoredi ioni H+, mentre una baseè un accettore di ioni H+.
Secondo la Teoria di Lewis un acidoè un accettore di elettroni, mentre una baseè un donatore di elettroni.
Un acido di Lewis è anche un acido di Lowry-Bronsted, una base di Lewis è anche una base di Lowry-Bronsted.
Una soluzione si compone di un solvente e di un soluto. Il soluto è il componente presente in minore quantità mentre il solvente quello presente in misura prevalente.
La quantità di soluto presente in una certa quantità di solvente descrive la concentrazione della soluzione.
Per esprimere la concentrazione di una soluzione esistono diverse grandezze fisiche:
Molarità o Concentrazione Molare.
Percentuale in massa.
Percentuale in volume.
Percentuale massa su volume.
Molalità o Concentrazione Molale.
Frazione molare.
Normalità.
Molarità o Concentrazione Molare (M)
La molarità o concentrazione molare esprime il numero di moli di soluto nel volume di soluzione.
L’unità di misura è mol/L.
Percentuale in massa (% m/m)
La percentuale in massa esprime il rapporto tra la massa di soluto e la massa di soluzione.
Il risultato è un numero percentuale.
Percentuale in volume (% V/V)
La percentuale in volume esprime il rapporto tra il volume di soluto rispetto al volume di soluzione.
Il risultato è un numero percentuale.
Percentuale massa su volume (% m/V)
La percentuale massa su volume è una grandezza che quantifica la massa di soluto presente in un volume di soluzione.
Il risultato è un numero percentuale.
Molalità o Concentrazione Molale (m)
La molalità o concentrazione molale esprime il numero di moli di soluto rispetto alla massa di solvente puro.
L’unità di misura è mol/Kg.
Frazione molare
In una soluzione costituita da due componenti “a” e “b” la frazione molare del componente “a” si esprime con il rapporto tra il numero di moli di “a” rispetto alla somma delle moli di tutti componenti.
La frazione molare è un numero adimensionale compreso tra 0 e 1. La somma delle frazioni molari di tutti i componenti presenti in soluzione è sempre uguale a 1.
Moltiplicando per 100 la frazione molare del componente “a” si ottiene la percentuale molare.
Normalità
La normalità esprime il numero di equivalenti di soluto rispetto al volume di soluzione.
L’unità di misura è eq/L.
Esercizio svolto
Determinare la molarità e la percentuale massa su volume di una soluzione ottenuta sciogliendo 5 g esatti di NaCl in 2 litri d’acqua.Si assuma che l’aggiunta di sale non provochi alcun aumento di volume.
Per calcolare la molarità occorre determinare il numero di moli presenti in 5 grammi di NaCl.
Il sodio (Na) ha una massa molare pari a 22,99 g/mol, mentre il cloro (Cl) 35,45 g/mol.
A questo punto, conoscendo il volume della soluzione, è possibile ottenere la concentrazione molare:
Il calcolo della percentuale massa su volume prevede la conoscenza della quantità di soluto in unità di grammi e il volume di soluzione in unità di ml.
Una soluzione è un miscuglio omogeneo di due o più componenti presenti in proporzioni variabili. In una soluzione, i singoli componenti non risultano più distinguibili e sono presenti nella medesima composizione in ogni punto.
Le soluzioni possono essere:
Gassose: una miscela di due gas come ossigeno e azoto mescolati tra loro in maniera omogenea.
Liquide: come un gas disciolto in un liquido (N2 in acqua), due liquidi come etanolo e acqua perfettamente mescolati, o un solido disciolto in un liquido come NaCl in acqua.
Solide: come una miscela di due metalli a formare una lega, o un liquido sciolto in un solido.
In una soluzione il componente presente in minore quantità prende il nome di soluto, mentre il componente in maggiore quantità solvente. Il solvente è anche il componente che si trova nella stessa fase della soluzione finale.
Esempio:
Quando sciolgo del sale nell’acqua, il soluto (NaCl) si trova inizialmente in fase solida mentre il solvente è in fase liquida. La soluzione finale sarà una soluzione liquida costituita da acqua con del sale disciolto al suo interno.
Tutte le sostanze si miscelano spontaneamente?
Si consideri una scatola con all’interno due gas separati da un setto. Una volta rimosso il setto, il mescolamento avviene in maniera spontanea a causa del moto disordinato delle molecole (Figura 1). Una volta che il mescolamento è completato, non vi è alcuna possibilità che i gas tornino al loro stato iniziale. Una delle forze motrici presenti in natura e che vale anche per il mescolamento è l’evolversi di tutti i sistemi verso lo stato con maggiore probabilità o lo stato di maggiore entropia.
Figura 1 – Mescolamento spontaneo di due gas una volta rimosse tutte le barriere
Prendiamo in considerazione due specie in fase liquida come etanolo e tetracloruro di carbonio.
Figura 2 – Rappresentazione delle molecole di etanolo (sinistra) e tetracloruro di carbonio (destra).
Come riportato in Figura 2, nella molecola di etanolo è presente un momento di dipolo. I legami a idrogeno rendono le interazioni etanolo-etanolo più forte rispetto a quelle tetracloruro di carbonio-tetracloruro di carbonio, caratterizzate da deboli forze di London.
Per avere un perfetto miscelamento è necessario dapprima che le molecole di soluto si separino l’una dall’altra così come le molecole di solvente. Successivamente, le interazioni soluto-soluto e solvente-solvente devono essere rimpiazzate da interazioni solvente-soluto. Ma questo è possibile solo se il livello di interazione solvente-soluto sia della stessa entità di quello solvente-solvente e soluto-soluto.
Nel caso specifico, una molecola di etanolo si ricombinerà più facilmente con un’altra molecola di Etanolo in quanto in grado di formare un legame più stabile. Pertanto, è possibile concludere il mescolamento è solo tra specie aventi simili livelli di polarità. In poche parole, il simile scioglie il simile.
Acqua-etanolo rappresentano un sistema ideale in quanto l’interazione etanolo-acqua è simile all’interazione tra due molecole di acqua e due molecole di etanolo. Entrambe le molecole presentano momento di dipolo e sono in grado di formare legami a idrogeno.
Un altro esempio di sistema ideale è quello benzene-tetracloruro di carbonio in cui entrambe le molecole interagiscono l’una con l’altra con deboli forze di London.
Il processo di mescolamento spontaneo di due diversi composti è possibile qualora il livello di interazione tra le molecole della medesima specie è uguale al livello d’interazione tra molecole di specie differenti.
L’equilibrio chimico è una condizione che viene raggiunta quando la velocità della reazione diretta eguaglia la velocità della reazione inversa.
Reazione diretta e reazione inversa
Si consideri la seguente reazione:
aA + bB ⇄ rR + sS
A, B, R, S sono le specie chimiche che partecipano alla reazione.
a, b, r, s sono i coefficienti stechiometrici della reazione.
Al tempo zero (t0) nel sistema di reazione sono presenti solo le specie A e B. Al procedere della reazione, i reagenti vengono convertiti in prodotti e il numero di molecole A e B diminuisce, mentre il numero di molecole R e S aumenta (Figura 1).
Figura 1 – Conversione dei reagenti in prodotti al variare del tempo
All’aumentare della concentrazione dei prodotti, prende forma la reazione inversa, ovvero la conversione dei prodotti R e S nei reagenti A e B.
Condizione di equilibrio chimico
La velocità della reazione diretta è massima a t0 quando nel sistema sono presenti solo i reagenti A e B, e diminuisce progressivamente al calare della loro concentrazione.
La velocità della reazione inversa è nulla a t0 quando non sono presenti i prodotti R e S e aumenta nel tempo al crescere della loro concentrazione.
Come illustrato in Figura 2, si arriva a una condizione di equilibrio quando la velocità con cui A e B si convertono in R e S (reazione diretta) eguaglia la velocità con cui R e S si trasformano in A e B (reazione inversa).
Nell’unità di tempo, il numero di molecole di reagenti che si convertono in prodotti è uguale a quelle di prodotti che si convertono in reagenti.
Figura 2 – Andamento della velocità diretta e inversa di reazione al variare del tempo
Una volta raggiunta la condizione di equilibrio, la concentrazione dei reagenti e dei prodotti rimane costante nel tempo (Figura 3).
A livello macroscopico il sistema non subisce variazioni e agli occhi di un osservatore esterno può sembrare che la reazione si sia arrestata. Nella realtà, le reazioni dirette e inverse avvengono, ma non si osservano variazioni fisiche in virtù della medesima velocità con cui queste procedono.
Figura 3 – Andamento della concentrazione dei reagenti e prodotti al variare del tempo
PRESTARE ATTENZIONE:
Il raggiungimento dell’equilibrio chimico non implica necessariamente che le concentrazioni di reagenti e prodotti siano tra loro uguali. Alcune reazioni hanno un equilibrio fortemente spostato verso i reagenti e al raggiungimento dell’equilibrio, nel sistema sono presenti molte più molecole di reagenti rispetto a quelle dei prodotti. Altre reazioni hanno invece un equilibrio più spostato verso i prodotti e all’equilibrio, sono presenti molte più molecole di prodotto rispetto a quelle di reagente.
Reazioni reversibili e reazioni quantitative
Si prenda la reazione:
aA + bB ⇄ cC + dD
La reazione è stata scritta con la doppia freccia. Questa simbologia viene utilizzata per reazioni che raggiungono l’equilibrio anche dette REAZIONI REVERSIBILI.
Non tutte le reazioni sono però in grado di raggiungere un equilibrio. In alcuni casi, al termine della reazione, vi è un consumo completo dei reagenti. Queste tipologie di reazione si definiscono A COMPLETAMENTO o QUANTITATIVE e si scrivono con il simbolo della singola freccia.
aA + bB → cC + dD
CONCETTI CHIAVE:
La condizione d’equilibrio chimico viene raggiunta quando le velocità della reazione diretta e inversa sono tra loro uguali.
Una volta raggiunto l’equilibrio, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono inalterate.
Le reazioni all’equilibrio vengono scritte con il simbolo della doppia freccia.
Le reazioni quantitative vengono scritte solo con una freccia.
La mole esprime l’unità di misura della quantità di sostanza e rappresenta la quantità di materia presente in 6,022×1023 particelle, atomi o molecole.
La massa di un atomo è definita dal numero di particelle subatomiche che lo costituisce. Queste risultano estremamente piccole con valori difficilmente quantificabili nel mondo macroscopico:
Massa del protone: 1,673×10−27 kg
Massa del neutrone: 1,675×10−27 kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10−31 kg
La massa dell’elettrone può essere considerata trascurabile se paragonata a quella del protone e del neutrone.
Su scala di laboratorio è impossibile riuscire a pesare masse di così esiguo valore. Per questo motivo, si è resa necessaria la quantificazione della materia non più in singole unità di atomi ma in valori discreti. Questo significa che una volta di fronte alla bilancia di laboratorio, non si pesa il singolo atomo di Potassio ma un “pacchetto” di atomi di Potassio.
Questo valore discreto è stato quantificato in 6,022×1023 unità conosciuto anche come numero di Avogadro. Questo numero di atomi di Potassio rappresenta una mole di atomi di potassio. La mole rappresenta lo snodo fondamentale per passare dal mondo microscopico al mondo macroscopico.
Se si prendono 6,022×1023 atomi di 12C, si scopre che questi pesano esattamente 12,0 grammi. Per questo motivo si può definire la mole come l’unità di misura della quantità di sostanza pari al numero di atomi di Carbonio presenti in 12,0 g esatti dell’isotopo-12 del Carbonio.
Il concetto di mole non è solo limitato agli atomi ma può essere esteso anche alle molecole, ai composti ionici e altro.
Una mole di molecole d’acqua contiene esattamente 6,022×1023 molecole di H2O.
Una mole di ioni Li+ contiene esattamente 6,022×1023 ioni Li+.
Una mole di atomi di uranio contiene esattamente 6,022×1023 atomi di Uranio.
CONCETTI CHIAVE:
Una mole di particelle è uguale a 6,022×1023 particelle.
6,022×1023 si chiama numero di Avogadro.
Il concetto di mole può essere esteso ad atomi, molecole, ioni, composti ionici e altro.
ESERCIZIO SVOLTO:
Determinare il numero di atomi di cloro (Cl) presenti in 0,400 moli di CaCl2.
Ogni molecola di CaCl2 è costituita da 1 atomo di calcio (Ca) e 2 atomi di cloro (Cl).
Pertanto, il numero di atomi di Cl è doppio rispetto al numero di molecole di CaCl2.
Il numero di molecole di CaCl2 è pari a:
0,400 moli x 6,022×1023 molecole/mol = 2,409×1023 molecole di CaCl2
Lo stato d’ossidazione o numero d’ossidazione rappresenta la carica formale che acquisisce un elemento quando gli elettroni di legame vengono ceduti all’elemento più elettronegativo.
Nel caso della molecola di acqua, l’Ossigeno forma due legami con altrettanti atomi d’Idrogeno. Ciascun legame è costituito da due elettroni, uno messo in co-partecipazione dall’Idrogeno e l’altro dall’Ossigeno.
Come illustrato in Figura 1, si assuma che l’elettrone di legame dell’idrogeno venga ceduto all’atomo di Ossigeno. L’idrogeno, cedendo il proprio elettrone, acquisisce una carica formale +1, mentre l’Ossigeno, acquistando due elettroni dai due Idrogeni, assume una carica formale di – 2.
Figura 1 – Molecola d’acqua con trasferimento degli elettroni di legame dagli Idrogeni all’Ossigeno
Gli stati d’ossidazione degli elementi della Tavola Periodica.
Alcuni elementi della Tavola Periodica possono assumere solo uno stato d’ossidazione, mentre altri elementi più stati d’ossidazione.
Gli elementi del Gruppo IA (metalli alcalini) assumono stato d’ossidazione +1.
Gli elementi del Gruppo IIA (metalli alcalino terrosi) assumono stato d’ossidazione +2.
Gli elementi del Gruppo IIIA hanno come stato d’ossidazione più comune (sebbene non l’unico) +3.
L’Idrogeno ha stato d’ossidazione +1 ad eccezione di quando forma legami con i metalli in cui ha stato d’ossidazione -1.
L’Ossigeno ha come stato d’ossidazione più comune -2. Può tuttavia in rari casi avere stato d’ossidazione di -1; +1; +2.
Gli atomi delle molecole omonucleari (formate dagli stessi atomi) hanno stato d’ossidazione uguale a zero. Esempi sono H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, S8.
I metalli nelle forme elementari hanno stato d’ossidazione zero. Esempio sono Na, Fe, K, Mn, Co, Ni, Cu, ecc.
Gli ioni monoatomici hanno stato di ossidazione uguale alla carica dello ione. Esempi sono il Fe3+che ha stato di ossidazione +3 o il Cu2+ che ha stato d’ossidazione +2.
Non occorre tuttavia imparare a memoria gli stati d’ossidazione di tutti gli elementi in quanto nella Tavola Periodica sono riportati i numeri d’ossidazione associati a ogni elemento (Figura 2).
Figura 2 – Numeri d’ossidazione rappresentati nella Tavola Periodica
Calcolo dello stato d’ossidazione per composti neutri
La carica complessiva di un composto elettricamente neutro è pari a zero. Questo significa che nel composto, la carica negativa degli elementi aventi numero d’ossidazione negativo viene annullata dalla carica positiva degli elementi aventi numero d’ossidazione positivo.
HNO3 è un composto che nel suo complesso è neutro.
L’Idrogeno ha numero d’ossidazione pari a +1.
L’Ossigeno ha numero d’ossidazione pari a -2. Tuttavia essendoci tre atomi di Ossigeno il numero d’ossidazione complessivo degli Ossigeni è -6.
Affinché la molecola risulti neutra, il numero di ossidazione dell’atomo di Azoto deve essere uguale a +5.
Carica complessiva: +1 + 5 + 3 x (-2) = 0
Calcolo dello stato d’ossidazione per gli ioni poliatomici.
Nel caso di ioni poliatomici occorre tenere in considerazione il fatto che il composto non è elettricamente neutro ma assume una carica che può essere positiva o negativa.
SO42- è un anione che nel suo complesso ha carica -2.
L’Ossigeno ha numero d’ossidazione pari a -2. Tuttavia essendoci quattro atomi di Ossigeno, il numero d’ossidazione complessivo degli Ossigeni è -8.
Per avere nel complesso una carica di -2 è necessario che lo Zolfo (S) abbia una carica di +6.
Carica complessiva: +6 + 4 x (-2) = -2
CONCETTI CHIAVE:
All’interno di un composto vi sono elementi che hanno numero d’ossidazione positivo e altri numero d’ossidazione negativo;
L’elemento più elettronegativo del composto ha numero d’ossidazione negativo;
La somma degli stati d’ossidazione di tutti gli elementi devono dare come risultato la carica complessiva del composto.
Esercizio svolto:
Determinare lo stato d’ossidazione di tutti gli elementi che compongono lo ione poliatomico NH4+:
La carica complessiva del composto è +1;
Sono presenti 4 atomi di idrogeno ciascuno avente numero d’ossidazione +1. Pertanto, nel complesso il numero d’ossidazione dei quattro Idrogeni è uguale a +4;
Affinché il complesso abbia carica complessiva +1, l’Azoto deve avere numero d’ossidazione -3;
Carica complessiva: 1 x (-3) + 4 x (+1) = +1
Approfondimenti:
Esercizio al seguente link sul calcolo del numero di ossidazione.
Come visto nel capitolo sulla struttura atomica, un atomo è costituita da un nucleo interno con protoni e neutroni mentre gli elettroni sono collocati esternamente. Quest’ultimi possono ruotare attorno al nucleo lungo specifiche orbite chiamate livelli o strati (Figura 1).
Figura 1 – Rappresentazione semplificata della struttura atomica con le orbite degli elettroni collocate fuori dal nucleo
Man mano che ci si allontana verso gli strati più esterni, l’effetto di attrazione esercitato dal nucleo carico positivamente diminuisce. Ogni livello può essere rappresentato da un numero n chiamato numero quantico principale che assume valore interi a partire da 1. Più raramente i livelli vengono rappresentati con delle lettere maiuscole. Per n=1 si avrà la lettera K, per n=2 la lettera L, per n=3 la lettera M, per n=4 la lettera N e così via.
Il numero massimo di elettroni che possono essere presenti in un livello n è uguale a 2n2 (Figura 2).
Figura 2 – Massimo numero di elettroni per ogni livello energetico.
Il numero quantico secondario l
A ogni livello n sono associati dei sottolivelli energetici. In particolare, è stato osservato che per n=1 esiste solo un sottolivello, per n=2 ne esistono due, per n=3 tre e così via. Ogni sottolivello può essere denominato con delle lettere che sono s, p, d, f.
Figura 3 – Rappresentazione dei sottolivelli energetici associati a ogni livello energetico n
Ogni sottolivello è definito attraverso un numero quantico secondariol che può assumere valori interi che vanno da 0 fino ad n-1. A uno specifico valore di l è sempre associato un determinato sottolivello:
Per l=0 si ha il sottolivello s
Per l=1 si ha il sottolivello p
Per l=2 si ha il sottolivello d
Per l=3 si ha il sottolivello f
Numero quantico principale n
Numero quantico secondario l
Numero di sottolivelli energetici
Nome dei sottolivelli energetici
1
0
1
s
2
0;1
2
s;p
3
0;1;2
3
s;p;d
4
0;1;2;3
4
s;p;d;f
Tabella 1 – Relazione tra numeri quantici n, l e sottolivelli energetici
Ogni sottolivello energetico rappresenta un gruppo di orbitali. Nel primo livello elettronico (n=1) è presente un solo gruppo di orbitali, chiamati orbitali s. Nel secondo livello esistono due gruppi di orbitali (s, p) nel terzo tre (s, p, d) e nel quarto quattro (s, p, d, f). Attenzione, un gruppo di orbitali non significa necessariamente un orbitale!
Il numero quantico magnetico m
A ogni sottolivello energetico corrisponde un certo numero di orbitali, ovvero delle regioni di spazio in cui è alta la probabilità di trovare un elettrone. Questo livello di probabilità viene stimata essere superiore al 90%.
Per descrivere questi orbitali si fa ricorso al numero quantico m detto anche numero quantico magnetico. Questo numero può assumere valori interi che vanno da –l fino +l passando per lo zero. A un dato valore di l, possono essere associati uno o più valori di m. I valori che assume il numero quantico m esprimono il numero di orbitali atomici associati a uno specifico gruppo di orbitali, ovvero a un numero quantico secondario l.
Per n=1 si ha l=0 e m=0. Al numero quantico magnetico m è permesso un solo valore m=0. Questo indica che al sottolivello energetico l=0 (sottolivello s) è associato un soloorbitale atomico. Tale orbitale atomico prende il nome di orbitale 1s il cui nome è ottenuto associando al valore del numero quantico principale n il nome del sottolivello energetico.
Per n=2 si hanno due possibili casi:
n=2; l=0; m=0. Questo è un caso analogo a quello appena visto in cui al numero quantico m è associato un solo valore. Si ha in questo caso un singolo orbitale atomico che prende il nome di orbitale 2s.
n=2; l=1; m=-1;0;+1. In questa situazione il numero quantico magnetico m assume tre valori. Al sottolivello energetico l=1 (sottolivello p) sono associati tre orbitali atomici degeneri (aventi stessa energia). Tali orbitali atomici prendono il nome di orbitali 2p.
In Tabella 2 sono riassunte tutte le relazioni tra il numero quantico principale n, il numero quantico secondario l, il numero quantico magnetico m e gli orbitali atomici.
Valori di n
Valori di l
Sottolivello
Valori di m
Orbitali atomici
1
0
s
0
Un orbitale 1s
2
0
s
0
Un orbitale 2s
1
p
-1;0;+1
Tre orbitali 2p
3
0
s
0
Un orbitale 3s
1
p
-1;0;+1
Tre orbitali 3p
2
d
-2;-1;0;+1;+2
Cinque orbitali 3d
4
0
s
0
Un orbitale 4s
1
p
-1;0;+1
Tre orbitali 4p
2
d
-2;-1;0;+1;+2
Cinque orbitali 4d
3
f
-3;-2;-1;0;+1;+2;+3
Sette orbitali 4f
Tabella 2 – Relazione tra i numeri quantici n, l, m e gli orbitali atomici
Dai dati raccolti in Tabella 2, è possibile trarre le seguenti conclusioni:
a) Al sottolivello s è associato un orbitale (l=0 e m=0)
b) Al sottolivello p sono associati tre orbitali degeneri (l=1 e m= -1;0;+1)
c) Al sottolivello d sono associati cinque orbitali degeneri (l=2 e m=-2;-1;0;+1;+2)
d) Al sottolivello f sono associati sette orbitali degeneri (l=3 e m= -3;-2;-1;0;+1;+2;+3)
Figura 4 – Numero quantico magnetico m associato ai singoli orbitali atomici
Il Numero quantico di spin s
Esiste infine un quarto numero quantico detto numero quantico di spin sche può assumere valore di +1/2 o -1/2. Per descrivere tale grandezza si può immaginare l’elettrone come ruotante attorno al proprio asse analogamente a quanto fa la Terra nella rotazione attorno al Sole.
Tale rotazione può essere compiuta in senso orario o antiorario. A seconda della direzione il valore di numero quantico di spin s è uguale a +1/2 o -1/2.
Ogni elettrone può essere descritto attraverso i quattro numeri quantici n, l, m, s. Un elettrone all’interno dell’orbitale 2s è descritto da n=2; l=0; m=0 e s=+1/2 (si assuma che l’elettrone ruoti in senso orario attorno al proprio asse).
Il principio di esclusione di Pauli stabilisce che in un atomo non esistono due elettroni aventi gli stessi valori dei quattro numeri quantici. Pertanto, s’immagini di avere due elettroni all’interno dell’orbitale 2s uno ruotante in senso orario mentre l’altro in senso antiorario. Il primo può essere descritto come n=2; l=0; m=0; s=+1/2 mentre il secondo come n=2; l=0; m=0; s=-1/2. Dal momento che i numeri quantici di spin s non è possibile inserire all’interno dell’orbitale 2s un terzo elettrone, in quanto questo dovrebbe assumere gli stessi valori dei quattro numeri quantici di uno dei due elettroni già presenti.
Da questo è possibile concludere che in un orbitale atomico possono essere presenti al massimo due elettroni. Questi due elettroni, all’interno del medesimo orbitale, devono avere spin opposto.
Concetti chiave:
1) Il primo livello (n=1) è formato da un sottolivello (l=0) contenente un solo orbitale 1s.
2) Il secondo livello (n=2) è formato da due sottolivelli (s e p): il primo sottolivello contiene un orbitale 2s, il secondo sottolivello contiene tre orbitali 2p.
3) Il terzo livello (n=3) è formato da tre sottolivelli: il primo sottolivello contiene un orbitale 3s, il secondo sottolivello contiene tre orbitali 3p, il terzo sottolivello contiene cinque orbitali 3d.
4) Il quarto livello (n=4) è formato da quattro sottolivelli: il primo sottolivello contiene un orbitale 4s, il secondo sottolivello contiene tre orbitali 4p, il terzo sottolivello contiene cinque orbitali 4d, il quarto sottolivello contenente sette orbitali 4f.
Figura 5 – Immagine riassuntiva sulla rappresentazione degli orbitali atomici
Nel primo livello n=1 è presente un solo orbitale. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 2 elettroni.
Nel secondo livello n=2 sono presenti quattro orbitali. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 8 elettroni.
Nel terzo livello n=3 sono presenti nove orbitali. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 18 elettroni.
Nel quarto livello n=4 sono presenti sedici orbitali. Il principio di esclusione di Pauli prevede che possano essere presenti al massimo 32 elettroni.
L’orbitale atomico rappresenta lo spazio attorno al nucleo in cui vi è un’elevata probabilità di trovare l’elettrone. Questa elevata probabilità viene stimata essere superiore al 90%. Il motivo per cui non è possibile determinare con certezza la posizione di un elettone è riconducibile al principio d’indeterminazione di Heisenberg.
Gli orbitali atomici possono essere descritti attraverso dei numeri, chiamati numeri quantici. A ogni elettrone possono essere assegnati quattro numeri quantici chiamati:
Numero quantico principale n
Numero quantico secondario l
Numero quantico magnetico m
Numero quantico di spin s
Il numero quantico principalen descrive la distanza dell’elettrone dal nucleo. Esso può assumere valori interi positivi 1, 2, 3, 4, 5 ecc. Maggiore è il valore del numero quantico principale, maggiore è l’energia dell’elettrone.
Il numero quantico secondario l descrive la geometria dell’orbitale. I valori che può assumere sono interi e vanno da 0 a n-1. Il numero quantico l è anche detto di forma orbitale in quanto a uno specifico valore di l è associata una specifica geometria dell’orbitale.
l=0 descrive l’orbitale s avente geometria sferica;
l=1 descrive gli orbitali p aventi geometria bilobata;
l=2 descrive gli orbitali d aventi geometria tetralobata;
l=3 descrive gli orbitali f aventi geometria complessa;
Il numero quantico magnetico m descrive tutte le possibili orientazioni degli orbitali nello spazio. I valori che può assumere sono interi e vanno da -l a +l passando per lo 0.
Il numero quantico di spin s descrive la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse. I valori che può assumere sono pari a +1/2 o -1/2 a seconda se la rotazione avvenga in senso orario o antiorario.
CONCETTI CHIAVE:
Il numero quantico principale n può assumere valori interi positivi 1; 2; 3; 4; 5 ecc.;
Il numero quantico secondario l può assumere valori interi che vanno da 0 a n-1;
Il numero quantico magnetico m può assumere valori interi che vanno da -l a +l passando per lo zero;
Il numero quantico di spin s può assumere valori di +1/2 o -1/2.
Valori di n
Valori dil
Valori di m
1
0
0
2
0
0
1
-1;0;+1
3
0
0
1
-1;0;+1
2
-2;-1;0;+1;+2
4
0
0
1
-1;0;+1
2
-2;-1;0;+1;+2
3
-3;-2;-1;0;+1;+2;+3
Tabella 1 – Relazione tra i valori di numeri quantici n, l, m.
ESERCIZIO SVOLTO N.1
Dato il numero quantico principale n=1 determinare tutti i possibili valori di numero quantico secondario l e numero quantico magnetico m.
Come visto nella teoria, il numero quantico secondario l può assumere valori interi che vanno da 0 a n-1. Pertanto per n=1 l’unico valore che è possibile ottenere è l=0.
Il numero quantico magnetico m assume invece valori interi che vanno da -l a +l passando per lo 0. Dal momento che l è uguale a 0, è permesso un solo valore di m anch’esso uguale a 0.
Risultato:
n=1; l=0; m=0
ESERCIZIO SVOLTO N.2
Dato l=2 determinare tutti i possibili valoridi n e m.
Dal momento che il numero quantico secondario l può assumere valori interi che vanno da 0 a n-1, se il valore di l è uguale a 2, sono permessi valori di n che siano interi e superiori a 2.
Il numero quantico magnetico m assume invece valori interi che vanno da -l a +l passando per lo 0. Dal momento che l è uguale a 2, i valore di m permessi saranno -2; 1; 0; +1; +2.
Risultato:
n>2; l=2; m=-2; -1; 0; +1; +2
Approfondimenti:
Esercizi con relativo svolgimento (link) sulla determinazione dei numeri quantici.
Articolo (link) sulla configurazione elettronica degli elementi della Tavola Periodica.
La configurazione elettronica di un atomo esprime il modo con cui i suoi elettroni si distribuiscono negli orbitali atomici.
Nel diagramma energetico riportato in Figura 1, gli orbitali atomici sono elencati in ordine di energia crescente. Il riempimento avviene in accordo con il principio di Aufbau, partendo dagli orbitali a più bassa energia e progressivamente salendo verso quelli a più alta energia. L’ordine di riempimento è il seguente:
Figura 1 – Diagramma d’energia degli orbitali atomici
Il primo periodo della Tavola Periodica: H, He
Il primo elemento della Tavola Periodica è l’Idrogeno che possiede un solo elettrone. Questo andrà a occupare l’orbitale a più bassa energia, ovvero l’orbitale 1s. Nel disegnare questa configurazione elettronica si utilizza la rappresentazione riportata in Figura 2, in cui l’orbitale viene raffigurato con un cerchio o un quadrato, e l’elettrone al suo interno con una freccia. Questo modo di disegnare la configurazione elettronica viene talvolta descritto con il termine di configurazione elettronica casellare.
Quando l’elettrone ha numero quantico di spin +1/2 la freccia è rivolta verso l’alto, quando invece è uguale -1/2 è rivolta verso il basso.
Figura 2 – Rappresentazione schematica della configurazione dell’atomo di idrogeno
La configurazione elettronica può essere scritta per esteso seguendo delle specifiche notazioni. Si scrive in maniera estesa l’elenco degli orbitali riempiti in ordine di energia crescente, e porre come apice il numero di elettroni presenti (Figura 3).
Nel caso dell’idrogeno la configurazione elettronica è 1s1. Questo secondo modo di scrivere la configurazione elettronica viene definito configurazione elettronica lineare.
Figura 3 – Notazione utilizzata per scrivere la configurazione elettronica di un atomo
Il secondo elemento della Tavola Periodica è l’Elio che possiede due elettroni. Questi vanno a occupare l’orbitale a più bassa energia che è ancora l’orbitale 1s. In accordo con il Principio di esclusione di Pauli, l’addizione del secondo elettrone va a completare il riempimento dell’orbitale.
Il secondo elettrone ha numero quantico di spin uguale -1/2 ed è rappresentato con una freccia rivolta verso il basso (Figura 4). La sua configurazione elettronica è 1s2. Con l’elemento Elio si conclude il primo periodo della Tavola Periodica.
Figura 4 – Rappresentazione schematica della configurazione dell’atomo di elio
Il secondo periodo: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne
Il terzo elemento della Tavola Periodica è il Litio che possiede tre elettroni. Con esso si entra nel secondo periodo. Seguendo il Principio di Aufbau, i primi due occupano l’orbitale 1s mentre il terzo occupa l’orbitale 2s. La configurazione elettronica lineare può essere scritta come 1s22s1.
Se si esamina con attenzione la struttura atomica di questo elemento, si denota come due elettroni appartengano a un guscio più interno (n=1), avente minore energia, mentre il terzo elettrone appartiene al livello più esterno (n=2) a maggiore energia. I primi due elettroni prendono il nome di elettroni di core, mentre il terzo elettrone di valenza.
Gli elettroni di valenza, appartenenti all’ultimo livello energetico, hanno un ruolo fondamentale, essendo protagonisti delle reazioni chimiche e dei legami che l’atomo può formare. È possibile scrivere una configurazione elettronica esterna o di valenza riportando solo questi elettroni. Nel caso specifico dell’elemento Litio, la prima parte della configurazione elettronica (quella che descrive gli elettroni del core ovvero 1s2) coincide con quella dell’Elio mentre il terzo elettrone di valenza è nell’orbitale 2s. Alla luce di tali considerazioni la configurazione di valenza può essere scritta [He]2s1.
Il quarto elemento della Tavola Periodica è il Berillio che possiede quattro elettroni. I primi due occupano l’orbitale 1s mentre gli altri due l’orbitale 2s. La configurazione elettronica lineare può essere scritta come 1s22s2 o [He]2s2
Il quinto elemento della Tavola Periodica è il Boro che possiede cinque elettroni. Due di questi sono elettroni del core mentre gli altri tre sono elettroni di valenza. La sua configurazione elettronica è 1s22s22p1 o [He]2s22p1
Il sesto elemento della Tavola Periodica è il Carbonio che possiede sei elettroni. Due di questi sono elettroni del core mentre gli altri quattro sono elettroni di valenza. La configurazione elettronica lineare può essere scritta come 1s22s22p2 o [He]2s22p2. Nel valutare la disposizione degli elettroni di valenza nel sottolivello 2p vi sono due possibilità (una corretta e l’altra errata) riportate in Figura 5.
Figura 5 – Le due possibili distribuzioni degli elettroni negli orbitali 2p per il Carbonio
La prima configurazione, con i due elettroni distribuiti in due differenti orbitali nel sottolivello 2p, risulta essere corretta. La regola di Hund detta anche principio della massima molteplicità afferma che nel riempire una serie di orbitali degeneri, gli elettroni si dispongono in modo tale da riempire il maggior numero di orbitali. La prima configurazione, con i due elettroni p occupanti due diversi orbitali con spin uguale o parallelo, è quella a più bassa energia. La seconda configurazione, con gli elettroni distribuiti nello stesso orbitale, risulta meno stabile a causa delle forze di natura repulsiva tra i due elettroni nel medesimo orbitale.
Il settimo elemento della Tavola Periodica è l’Azoto che possiede sette elettroni. Due di questi sono elettroni del core mentre gli altri cinque sono elettroni di valenza. La configurazione elettronica può essere scritta come 1s22s22p3 o [He]2s22p3. Il riempimento avviene seguendo la regola di Hund con il sottolivello 2p semipieno (Figura 6).
Figura 6 – Riempimento degli orbitali di valenza per l’elemento Azoto.
Il secondo periodo della Tavola Periodica si completa con gli elementi Ossigeno, Fluoro, Neon aventi rispettivamente le seguenti configurazioni:
Il terzo periodo: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar
Il terzo periodo si apre con l’elemento Sodio (Na) avente la seguente configurazione elettronica:
Na: 1s22s22p63s1 o [Ne]3s1
In questo caso tutti gli elettroni del primo e secondo livello (n=1 e n=2) sono considerati elettroni di core, mentre quelli del terzo livello sono elettroni di valenza.
Il riempimento del terzo livello energetico prosegue con gli elementi Magnesio, Alluminio, Silicio, Fosforo, Zolfo, Cloro, Argon aventi rispettivamente le seguenti configurazioni di valenza:
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
Il quarto periodo: il guscio 3d
Riprendendo il diagramma già mostrato in Figura 1, si osserva come l’energia dell’orbitale 4s sia inferiore rispetto a quella degli orbitali 3d. In accordo con il principio dell’Aufbau il riempimento dell’orbitale 4s avviene prima di quello degli orbitali 3d.
Figura 7 – Diagramma d’energia degli orbitali atomici
Il quarto periodo della Tavola Periodica si apre con gli elementi Potassio e Calcio (19esimo e 20esimo elemento) aventi rispettivamente le seguenti configurazioni elettroniche:
K: 1s22s22p63s23p64s1 o [Ar]4s1
Ca: 1s22s22p63s23p64s2 o [Ar]4s2
Con il successivo elemento inizia il riempimento degli orbitali 3d.
Analogamente a quanto visto in precedenza, il riempimento degli orbitali 3d avviene rispettando la regola di Hund o il principio della massima molteplicità.
Le configurazioni elettroniche degli elementi Cromo (Cr) e Rame (Cu) sembrano avere qualcosa di anomalo. Nella realtà, ciò che avviene, è una promozione di un elettrone dall’orbitale 4s all’orbitale 3d che permette al Cromo di avere un semi-riempimento completo del guscio 3d, e al Rame un riempimento completo, aspetto che conferisce ai due elementi una maggiore stabilità.
Il quarto periodo si conclude con il riempimento del guscio 4p con gli elementi Gallio (Ga), Germanio (Ge), Arsenico (As), Selenio (Se), Bromo (Br), Kripton (Kr).
Ga: 1s22s22p63s23p64s23d104p1 o [Ar]4s23d104p1
Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2 o [Ar]4s23d104p2
As: 1s22s22p63s23p64s23d104p3 o [Ar]4s23d104p3
Se: 1s22s22p63s23p64s23d104p4 o [Ar]4s23d104p4
Br: 1s22s22p63s23p64s23d104p5 o [Ar]4s23d104p5
Kr: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 o [Ar]4s23d104p6
Il quinto periodo: dal Rubidio allo Xenon
L’andamento del quinto periodo risulta essere quasi speculare a quello già visto per il quarto periodo.
Il riempimento degli orbitali 4d non segue tuttavia un andamento così regolare come invece era stato illustrato per il quarto periodo. Nel caso dell’elemento Palladio, la grande stabilità ottenuta dal riempimento completo del guscio 4d, fa sì che vi sia una promozione dei due elettroni dall’orbitale 5s.
Rb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 o [Kr]5s1
Sr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 o [Kr]5s2
Y: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1 o [Kr]5s24d1
Zr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2 o [Kr]5s24d2
Nb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d4o [Kr]5s14d4
Mo: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d5 o [Kr]5s14d5
Tc: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d6 o [Kr]5s14d6
Ru: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d7 o [Kr]5s14d7
Rh: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d8 o [Kr]5s14d8
Pd: 1s22s22p63s23p64s23d104p64d10 o [Kr]4d10
Ag: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10 o [Kr]5s14d10
Cd: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10 o [Kr]5s24d10
In: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1 o [Kr]5s24d105p1
Sn: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2 o [Kr]5s24d105p2
Sb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3 o [Kr]5s24d105p3
Te: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4 o [Kr]5s24d105p4
I: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p5 o [Kr]5s24d105p5
Xe: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 o [Kr]5s24d105p6
Analogamente a quanto visto per il quarto periodo, negli elementi Molibdeno e Argento vi è una promozione di un elettrone dall’orbitale 5s all’orbitale 4d che permette al primo di avere un semi-riempimento completo del guscio 4d mentre al secondo un riempimento completo, cosa che conferisce a entrambi una maggiore stabilità. Ulteriori eccezioni si osservano per gli elementi Niobio (Nb), Tecnezio (Tc), Rutenio (Ru) e Rodio (Rh) con un solo elettrone nell’orbitale 5s.
Il sesto periodo: il guscio 4f
Il sesto periodo si apre con gli elementi Cesio, Bario e Lantanio (55°, 56° e 57° elemento della Tavola Periodica) aventi rispettivamente le seguenti configurazioni:
Cs: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1 o [Xe]6s1
Ba: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 o [Xe]6s2
La: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d1 o [Xe]6s25d1*
Dopo il Lantanio inizia il riempimento dei sette orbitali 4f. Gli elementi che possiedono elettroni negli orbitali 4f appartengono alla famiglia dei Lantanoidi (in passato chiamati Lantanidi) il cui nome deriva dal capostipite Lantanio.
Questi elementi, nella Tavola Periodica, sono collocati in fondo (Figura 8). L’ordine di riempimento di questi orbitali è irregolare e non segue le regole descritte in precedenza.
Figura 8 – Raffigurazione dei Lantanoidi e Attinoidi nella Tavola Periodica
Ce: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f15d1 o [Xe]6s24f15d1*
Pr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f3 o [Xe]6s24f3
Nd: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f4 o [Xe]6s24f4
Pm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f5 o [Xe]6s24f5
Sm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6 o [Xe]6s24f6
Eu: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f7 o [Xe]6s24f7
Tb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f9 o [Xe]6s24f9
Dy: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f10 o [Xe]6s24f10
Ho: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f11 o [Xe]6s24f11
Er: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f12 o [Xe]6s24f12
Tm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f13 o [Xe]6s24f13
Yb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f14 o [Xe]6s24f14
Lu: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d1 o [Xe] 6s24f145d1
Da notare che per gli elementi Lantanio (La), Cerio (Ce) e Gadolinio (Gd) il riempimento degli orbitali 5d avviene quando ancora il guscio 4f non è completamente riempito. Il principio di Aufbau prevede che il riempimento del guscio 4f debba avvenire prima del 5d.
Completato il riempimento del guscio 4f inizia il riempimento degli orbitali 5d. Anche in questo caso si trovano delle eccezioni come il Platino (Pt) con un solo elettrone nell’orbitale 6s. Nell’elemento Oro (Au) si osserva ancora una volta la promozione di un elettrone dall’orbitale 6s per ottenere un riempimento completo del guscio 5d, mentre per l’elemento Wolframio non si osserva ciò che era stato riscontrato nel Cromo (quarto periodo) e Molibdeno (quinto periodo).
Hf: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d2 o [Xe] 6s24f145d2
Ta: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d3 o [Xe] 6s24f145d3
W: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d4 o [Xe] 6s24f145d4
Re: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d5 o [Xe] 6s24f145d5
Os: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d6 o [Xe] 6s24f145d6
Ir: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d7 o [Xe] 6s24f145d7
Pt: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s14f145d9 o [Xe] 6s14f145d9
Au: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s14f145d10 o [Xe] 6s14f145d10
Hg: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d10 o [Xe] 6s24f145d10
Il sesto periodo si completa con il riempimento degli orbitali 6p.
Tl: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p1 o [Xe] 6s24f145d106p1
Pb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2 o [Xe] 6s24f145d106p2
Bi: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 o [Xe] 6s24f145d106p3
Po: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p4 o [Xe] 6s24f145d106p4
At: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p5 o [Xe] 6s24f145d106p5
Ra: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p6 o [Xe] 6s24f145d106p6
Concetti chiave:
Gli orbitali vengono riempiti in accordo con il principio di Aufbau partendo dagli orbitali a più bassa energia e poi salendo verso quelli a più alta energia;
Il principio di esclusione di Pauli afferma che in un singolo orbitale possono essere presenti al massimo 2 elettroni aventi spin opposto;
L’ordine di riempimento è il seguente: 1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 4s; 3d; 4p; 5s; 4d; 5p; 6s; 4f; 5d; 6p; 7s; 5f; 6d; 7p;
Nella configurazione elettronica casellare occorre rispettare la regola di Hund o principio della massima molteplicità.
Tutti gli elettroni appartenenti ai livelli energetici più interni si definiscono elettroni di core. Solo gli elettroni del livello energetico più esterno si definiscono elettroni di valenza.
Esercizio svolto:
Scrivere la configurazione elettronica lineare e casellare del Fosforo.
Il Fosforo è il 15° elemento della tavola periodica e come elemento neutro possiede 15 protoni e 15 elettroni.
Questi 15 elettroni saranno collocati nei seguenti orbitali:
1s (2 elettroni);
2s (2 elettroni);
2p (6 elettroni);
3s (2 elettroni);
3p (3 elettroni);
Pertanto la configurazione elettronica lineare può essere scritta come: 1s22s22p63s23p3 o [Ne]3s23p3
Per la configurazione elettronica casellare occorre tenere a mente la regola di Hund per la collocazione dei 3 elettroni negli orbitali 3p.
non si osserva ciò che era stato riscontrato nel Cromo (quarto periodo) e Molibdeno (quinto periodo).
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