Qual è la configurazione elettronica esterna?
La configurazione elettronica, chiamata anche struttura elettronica, è la disposizione degli elettroni nei livelli di energia attorno a un nucleo atomico.
Secondo il vecchio modello atomico di Bohr, gli elettroni occupano diversi livelli in orbite intorno al nucleo, dal primo strato più vicino al nucleo, K, al settimo strato, Q, che è il più lontano dal nucleo.
In termini di un modello quantistico più raffinato, gli strati KQ sono suddivisi in un insieme di orbitali, ognuno dei quali può essere occupato da non più di una coppia di elettroni (Encyclopædia Britannica, 2011).
Comunemente, la configurazione elettronica viene utilizzata per descrivere gli orbitali di un atomo nel suo stato fondamentale, ma può anche essere usata per rappresentare un atomo che è stato ionizzato in un catione o anione, compensando la perdita o il guadagno di elettroni nei loro rispettivi orbitali.
Molte delle proprietà fisiche e chimiche degli elementi possono essere correlate con le loro configurazioni elettroniche uniche. Gli elettroni di valenza, gli elettroni nello strato più esterno, sono il fattore determinante per l'unicità chimica dell'elemento.
Concetti di base di configurazioni elettroniche
Prima di assegnare gli elettroni di un atomo agli orbitali, bisogna familiarizzare con i concetti di base delle configurazioni elettroniche. Ogni elemento della Tavola periodica è costituito da atomi, composti da protoni, neutroni ed elettroni.
Gli elettroni mostrano una carica negativa e si trovano attorno al nucleo dell'atomo negli orbitali dell'elettrone, definito come il volume di spazio in cui l'elettrone può essere trovato con una probabilità del 95%.
I quattro diversi tipi di orbitali (s, p, d e f) hanno forme diverse e un orbitale può contenere un massimo di due elettroni. Gli orbitali p, dyf hanno sottolivelli diversi, quindi possono contenere più elettroni.
Come indicato, la configurazione elettronica di ciascun elemento è unica per la sua posizione nella tavola periodica. Il livello di energia è determinato dal periodo e il numero di elettroni è dato dal numero atomico dell'elemento.
Gli orbitali a diversi livelli di energia sono simili tra loro, ma occupano diverse aree nello spazio.
Gli orbitali e orbitali 1s hanno le caratteristiche di una s orbitale (nodi radiali, probabilità di volume sferico, possono contenere solo due elettroni, ecc.). Ma, poiché si trovano in diversi livelli di energia, occupano diversi spazi attorno al nucleo. Ogni orbitale può essere rappresentato da blocchi specifici nella tavola periodica.
Il blocco s è la regione dei metalli alcalini incluso l'elio (Gruppi 1 e 2), il blocco d sono i metalli di transizione (Gruppi da 3 a 12), il blocco p sono gli elementi del gruppo principale di Gruppi da 13 a 18 E i blocchi f sono la serie dei lantanidi e degli attinidi (Faizi, 2016).
Figura 1: elementi della tavola periodica e loro periodi che variano in base ai livelli di energia degli orbitali.
Principio di Aufbau
Aufbau deriva dalla parola tedesca "Aufbauen" che significa "costruire". In sostanza, quando scriviamo configurazioni di elettroni stiamo costruendo orbitali elettronici mentre ci spostiamo da un atomo all'altro.
Mentre scriviamo la configurazione elettronica di un atomo, riempiremo gli orbitali in ordine crescente di numero atomico.
Il principio di Aufbau ha origine dal principio di esclusione di Pauli che dice che non ci sono due fermioni (ad es. Elettroni) in un atomo. Possono avere lo stesso insieme di numeri quantici, quindi devono "accumularsi" a livelli di energia più alti.
Il modo in cui gli elettroni si accumulano è un soggetto di configurazioni di elettroni (Aufbau Principle, 2015).
Gli atomi stabili hanno il numero di elettroni che i protoni fanno nel nucleo. Gli elettroni si riuniscono attorno al nucleo in orbitali quantici seguendo quattro regole di base chiamate principio Aufbau.
- Nell'atomo non ci sono due elettroni che condividono gli stessi quattro numeri quantici n, l, m ed s.
- Gli elettroni occuperanno prima gli orbitali del livello di energia più basso.
- Gli elettroni riempiranno sempre gli orbitali con lo stesso numero di spin. Quando gli orbitali sono pieni, comincerà.
- Gli elettroni riempiranno gli orbitali della somma dei numeri quantici n e l. Gli Orbitali con valori uguali di (n + l) saranno riempiti prima con i valori di n in basso.
La seconda e la quarta regola sono fondamentalmente le stesse. Un esempio di regola quattro sarebbe l'orbita 2p e 3s.
Un orbitale 2p è n = 2 e l = 2 e un orbitale 3s è n = 3 e l = 1. (N + l) = 4 in entrambi i casi, ma l'orbitale 2p ha l'energia più bassa o il valore minimo n e sarà riempito prima del Strato 3s.
Fortunatamente, il diagramma di Moeller mostrato in Figura 2 può essere usato per riempire gli elettroni. Il grafico viene letto eseguendo le diagonali da 1 s.
Figura 2: diagramma Moeller di riempimento della configurazione elettronica.
La Figura 2 mostra gli orbitali atomici e le frecce seguono il percorso da seguire.
Ora che è noto che l'ordine degli orbitali è pieno, l'unica cosa rimasta è quella di memorizzare la dimensione di ciascun orbitale.
Gli orbitali S hanno 1 possibile valore di ml per contenere 2 elettroni
Gli orbitali P hanno 3 valori possibili di ml per contenere 6 elettroni
Gli orbitali D hanno 5 valori possibili di ml per contenere 10 elettroni
Gli orbitali F hanno 7 valori possibili di ml per contenere 14 elettroni
Questo è tutto ciò che è necessario per determinare la configurazione elettronica di un atomo stabile di un elemento.
Ad esempio, prendi l'elemento azoto. L'azoto ha sette protoni e quindi sette elettroni. Il primo orbitale da riempire è il 1 ° orbitale.
Un orbitale ha due elettroni, quindi restano cinque elettroni. Il prossimo orbitale è il 2 ° orbitale e contiene i due successivi. I tre elettroni finali andranno all'orbitale 2p che può contenere fino a sei elettroni (Helmenstine, 2017).
Importanza della configurazione elettronica esterna
Le configurazioni di elettroni svolgono un ruolo importante nel determinare le proprietà degli atomi.
Tutti gli atomi dello stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna ad eccezione del numero atomico n, per questo hanno proprietà chimiche simili.
Alcuni dei fattori chiave che influenzano le proprietà atomiche includono la dimensione dei più grandi orbitali occupati, l'energia degli orbitali a più alta energia, il numero di posti orbitali e il numero di elettroni negli orbitali a più alta energia (configurazioni di elettroni e le proprietà degli atomi, SF).
La maggior parte delle proprietà atomiche può essere correlata al grado di attrazione tra gli elettroni più esterni al nucleo e il numero di elettroni nello strato più esterno di elettroni, il numero di elettroni di valenza.
Gli elettroni dello strato esterno sono quelli che possono formare legami chimici covalenti, sono quelli che hanno la capacità di ionizzare per formare cationi o anioni e sono quelli che danno lo stato di ossidazione agli elementi chimici (Khan, 2014).
Determineranno anche il raggio atomico. Man mano che n diventa più grande, il raggio atomico aumenta. Quando un atomo perde un elettrone, ci sarà una contrazione del raggio atomico a causa della diminuzione della carica negativa attorno al nucleo.
Gli elettroni dello strato esterno sono quelli che vengono presi in considerazione dalla teoria del legame di valenza, dalla teoria dei campi cristallini e dalla teoria degli orbitali molecolari per ottenere le proprietà delle molecole e le ibridazioni dei legami (Bozeman Science, 2013).
