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Configurazioni elettroniche

La configurazione elettronica di un atomo è un'indicazione di come gli elettroni sono distribuiti livelli principali e sottolivelli.
Le principali regole per l'assegnazione degli elettroni negli orbitali sono le seguenti:
1. Principio di Aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali in modo da minimizzare l'energia dell'atomo. Quindi verrà occupato prima l’1s, poi il 2s, il 2p e così via. L'ordine esatto di riempimento degli orbitali è il seguente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

2. La seconda regola coincide con il principio di indeterminazione di Pauli. Ovvero in uno stesso atomo non possono esistere due elettroni aventi tutti i quattro numeri quantici uguali. Un altro modo di esprimere questo principio è che in uno stesso orbitale possono esistere due elettroni purché abbiano spin opposti;

3. Regola di Hund, secondo la quale quando sono disponibili orbitali di identica energia, gli elettroni inizialmente occupano questi orbitali singolarmente. Di conseguenza un atomo tende ad avere il maggior numero possibile di elettroni spaiati. Questo comportamento è spiegabile con il fatto che gli elettroni possiedono la stessa carica elettrica, di conseguenza cerco di disporsi il più lontano possibile l'uno dall'altro, occupando da soli orbitali vuoti di energia simile invece di appaiarsi con altri elettroni in orbitali semipieni.
4. Regola dell’”n+l”. Secondo questa regola, per ricavare velocemente a corretta sequenza di riempimento degli orbitali si può applicare il seguente procedimento:
- Pero ogni orbitale si somma n+l;
- Si ordinano gli orbitali per somma crescente;
- In caso di valori plurimi ha la precedenza l’orbitale con n minore.
Al fine di contenere gli elettroni dei 113 elementi noti sono sufficienti gli orbitali fino ad n=7.
Inoltre è bene ricordare i seguenti concetti:
- Elementi dello stesso gruppo presentano identica configurazione elettronica esterna;
- Identica configurazione elettronica esterna specifica proprietà chimiche simili;
In alcuni casi vi sono delle deviazioni dal principio di Aufbau. Le deviazioni che si hanno per Cr e Cu si hanno anche per Mo e Ag. Cr e Mo appartengono al gruppo 6 (6B), mentre Cu e Ag appartengono al gruppo 11 (11B). Da questo si può dedurre che configurazioni elettroniche a sottolivelli semiriempiti (es. 4s13d5) o completamente riempiti (es. 4s13d10):
- Abbassano l’energia dell’atomo;
- Sono più stabili di configurazioni a orbitali parzialmente riempiti.

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