7.15: Configurazione elettronica di atomi multielettronici

Il metallo alcalino sodio (numero atomico 11) ha un elettrone in più rispetto all'atomo di neon. Questo elettrone deve entrare nel subshell a più bassa energia disponibile, l'orbitale 3s, dando una configurazione 1s22s22p63s1. Gli elettroni che occupano gli orbitali del guscio più esterno (valore più alto di n) sono chiamati elettroni di valenza, e quelli che occupano gli orbitali del guscio interno sono chiamati elettroni del nucleo. Poiché i gusci elettronici del nucleo corrispondono alle configurazioni elettroniche del gas nobile, possiamo abbreviare le configurazioni elettroniche scrivendo il gas nobile che corrisponde alla configurazione elettronica del nucleo, insieme agli elettroni di valenza in un formato condensato. Per il sodio, il simbolo [Ne] rappresenta gli elettroni del nucleo, (1s22s22p6), e la configurazione abbreviata o condensata è [Ne]3s^1.

Allo stesso modo, la configurazione abbreviata del litio può essere rappresentata come [He]2s^1, dove [He] rappresenta la configurazione dell'atomo di elio, che è identica a quella del guscio interno pieno di litio. Scrivere le configurazioni in questo modo enfatizza la somiglianza delle configurazioni di litio e sodio. Entrambi gli atomi, che appartengono alla famiglia dei metalli alcalini, hanno un solo elettrone nel sottoguscio di valenza all'esterno di un insieme pieno di gusci interni.

Li: [He]2s¹

Na: [Ne]3s¹

Il magnesio, metallo alcalino terroso (numero atomico 12), con i suoi 12 elettroni in una configurazione [Ne]3s^2, è analogo al suo membro della famiglia berillio, [He]2s^2. Entrambi gli atomi hanno un sottoguscio s pieno all'esterno dei loro gusci interni pieni. L'alluminio (numero atomico 13), con 13 elettroni e la configurazione elettronica [Ne]3s^23p1, è analogo al boro, membro della sua famiglia, [He]2s22p^1.

Le configurazioni elettroniche di silicio (14 elettroni), fosforo (15 elettroni), zolfo (16 elettroni), cloro (17 elettroni) e argon (18 elettroni) sono analoghe nelle configurazioni elettroniche dei loro gusci esterni ai corrispondenti membri della famiglia del carbonio. , azoto, ossigeno, fluoro e neon, rispettivamente, tranne per il fatto che il numero quantico principale del guscio esterno degli elementi più pesanti è aumentato di uno fino a n = 3.

Quando arriviamo all'elemento successivo nella tavola periodica, il metallo alcalino potassio (numero atomico 19), potremmo aspettarci di iniziare ad aggiungere elettroni al sottoguscio 3d. Tuttavia, tutte le prove chimiche e fisiche disponibili indicano che il potassio è come il litio e il sodio e che le prossime elezioni non vengono aggiunte al livello 3d ma, invece, al livello 4s. Come discusso in precedenza, l'orbitale 3d senza nodi radiali ha un'energia più elevata perché è meno penetrante e più protetto dal nucleo rispetto all'orbitale 4, che ha tre nodi radiali. Pertanto, il potassio ha una configurazione elettronica di [Ar]4s^1. Quindi, il potassio corrisponde a Li e Na nella sua configurazione del guscio di valenza. L'elettrone successivo viene aggiunto per completare il sottolivello 4s e il calcio ha una configurazione elettronica di [Ar]4s^2. Ciò conferisce al calcio una configurazione elettronica del guscio esterno corrispondente a quella del berillio e del magnesio.

Nel caso di Cr e Cu, troviamo che i sottogusci riempiti per metà o completamente riempiti rappresentano apparentemente condizioni di stabilità preferita. Questa stabilità è tale che l'elettrone si sposta dai 4 all'orbitale 3d per ottenere la stabilità extra di un sottoguscio 3d riempito a metà (in Cr) o di un sottoguscio 3d pieno (in Cu). Si verificano anche altre eccezioni. Ad esempio, si prevede che il niobio (Nb, numero atomico 41) abbia la configurazione elettronica [Kr]5s^24d^3. Sperimentalmente, osserviamo che la sua configurazione elettronica allo stato fondamentale è in realtà [Kr]5s^14d^4. Possiamo razionalizzare questa osservazione dicendo che le repulsioni elettrone-elettrone sperimentate dall'accoppiamento degli elettroni nell'orbitale 5s sono maggiori del divario di energia tra gli elettroni Orbitali 5s e 4d. Non esiste un metodo semplice per prevedere le eccezioni per gli atomi in cui l'entità delle repulsioni tra gli elettroni è maggiore delle piccole differenze di energia tra i sottolivelli.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

Il principio di esclusione di Pauli, la regola di Hund della massima molteplicità e il principio aufbau possono essere estesi per prevedere la configurazione degli elettroni di un qualsiasi elemento. Si consideri di scrivere la configurazione elettronica per il sodio. La distribuzione degli elettroni del core nel sodio è esattamente quella dell'elemento precedente, il neon.

Il singolo elettrone di valenza occupa l'orbitale 3s. Il neon appartiene alla diciottesima colonna della tavola periodica, i gas nobili. Le configurazioni elettroniche di questi elementi facilitano la rappresentazione schematica della configurazione degli elettroni per altri elementi.

Per ogni elemento, la configurazione degli elettroni del nucleo è la stessa di quella del gas nobile che lo precede nella tavola periodica. La configurazione degli elettroni del sodio, per esempio, può essere scritta come il core del neon, 3s1. La configurazione centrale degli elettroni del potassio è 1s22s22p63s23p6, lasciando un elettrone di valenza.

Quindi, il diciannovesimo elettrone entra nel subshell 3d? Ricordate che il subshell 4s ha una notevole capacità di penetrazione, che spesso porta ad avere un'energia inferiore rispetto al subshell 3d. Il principio aufbau, dunque, sosterrebbe che il subshell 4s si riempia prima del subshell 3d.

Il core del gas nobile precedente, l'argon, viene utilizzato per scrivere la configurazione dell'elemento. Sebbene questi principi forniscano un punto di partenza, le configurazioni elettroniche effettive devono essere confermate sperimentalmente. In diversi elementi di transizione, antanidi e attinidi, le energie orbitali sono in un ordine relativo diverso e il principio aufbau potrebbe non essere sempre seguito.

Negli elementi di transizione, i subshell 3d e 4s hanno energie simili. Il subshell 4s è spesso riempito completamente. Per esempio, nello scandio, la configurazione degli elettroni è il core dell'argon, 4s23d1.

Nello zinco, i subshell 4s e 3d sono riempiti alla loro massima capacità. Tuttavia, gli stati fondamentali di alcuni metalli, come il cromo e il rame, occupano singolarmente gli orbitali 4s. Il cromo è particolarmente degno di nota perché due subshell sono parzialmente riempite, il che si discosta dal principio aufbau.

In tutta la serie dei lantanidi, che si estendono dal cerio al lutezio, i subshell 6s e 4f hanno energie simili. La configurazione elettronica per il neodimio è un core allo xeno, 6s24f4. Mentre, il cerio ha un'insolita configurazione degli elettroni del core dello xeno, 6s24f15d1 perché le sue subshell 6s, 4f e 5d sono insolitamente simili in termini di energia.