Chapter 7: Electronic Structure of Atoms

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7.13:

Le energie degli orbitali atomici

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The Energies of Atomic Orbitals

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Gli orbitali atomici hanno energie diverse, come razionalizzato dalle interazioni di Coulomb, dall’effetto schermante e dalla penetrazione orbitale. La legge di Coulomb indica che la forza attrattiva o repulsiva fra due particelle cariche ha una relazione pari all’inverso del quadrato della distanza tra loro. Le dimensioni degli orbitali atomici aumentano con il numero dei gusci e gli elettroni vengono respinti dallo spazio occupato dagli orbitali dei gusci inferiori.Pertanto, la legge di Coulomb suggerisce che all’aumentare del numero di gusci, gli elettroni sperimentino meno attrazione per il nucleo, che corrisponde a energie orbitali più elevate. Inoltre, gli elettroni che si trovano all’incirca alla stessa distanza o più vicini al nucleo hanno un effetto di schermatura che riduce ulteriormente l’attrazione per il nucleo. Maggiore è la schermatura, minore è l’attrazione per il nucleo.Questa è una delle spiegazioni per le differenze nelle energie orbitali all’interno dei gusci degli elettroni. Per esempio, gli elettroni 3s e 3p schermano in modo significativo gli elettroni 3d. La carica nucleare effettiva percepita da un elettrone si calcola sottraendo dal numero atomico la costante di schermatura S, che dipende dal numero di elettroni di schermatura e dai subshell che occupano.Per esempio, i due elettroni 1s nel litio, avente un numero atomico di tre, schermano il suo elettrone 2s. La costante di schermatura per quell’elettrone è determinata da regole semi-empiriche pari a 1, 7. Pertanto, la carica nucleare effettiva percepita dall’elettrone 2s è 1.3.Anche le forme degli orbitali determinano la loro energia. Se gli elettroni in un orbitale esterno possono spostarsi in aree occupate da elettroni interni per essere vicini al nucleo, saranno molto meno schermati. Pertanto, l’energia di quell’orbitale esterno è inferiore.Questo può essere visualizzato con una funzione di distribuzione radiale che descrive la probabilità di trovare un elettrone a una data distanza dal nucleo. I grafici della funzione di distribuzione radiale per i subshell 1s, 2s e 2p rivelano che gli elettroni 2s hanno una probabilità modesta di essere vicini al nucleo, mentre gli elettroni 2p rimangono per lo più all’esterno o sul bordo esterno della regione 1s. L’orbitale 2s, dunque, si dice avere una maggiore capacità di penetrazione.Nel terzo guscio, gli elettroni 3s penetrano di più e gli elettroni 3d penetrano di meno. Generalmente, l’energia orbitale atomica aumenta con il numero di gusci e, a livello di subshell, da s a f. Tuttavia, l’effetto di penetrazione diventa così significativo nel quarto e quinto guscio, che gli orbitali 4s e 5s hanno frequentemente energie relative inferiori, rispettivamente, degli orbitali 3d e 4d.

7.13:

Le energie degli orbitali atomici

In un atomo, gli elettroni caricati negativamente sono attratti dal nucleo caricato positivamente. In un atomo multielettronico, si osservano anche repulsioni elettrone-elettrone. Le forze attrattive e repulsive dipendono dalla distanza tra le particelle, così come dal segno e dalla grandezza delle cariche sulle singole particelle. Quando le cariche sulle particelle sono opposte, si attraggono a vicenda. Se entrambe le particelle hanno la stessa carica, si respingono a vicenda.

Con l’aumentare dell’entità delle cariche, aumenta l’entità della forza. Tuttavia, quando la separazione delle cariche è maggiore, le forze diminuiscono. Quindi, la forza di attrazione tra un elettrone e il suo nucleo è direttamente proporzionale alla distanza tra loro. Se l’elettrone è più vicino al nucleo, è legato più strettamente al nucleo; quindi, gli elettroni nei diversi gusci (a distanze diverse) hanno energie diverse.

Per gli atomi con più livelli di energia, gli elettroni interni proteggono parzialmente gli elettroni esterni dall’attrazione del nucleo, a causa delle repulsioni elettrone-elettrone. Gli elettroni del nucleo proteggono gli elettroni nei gusci esterni, mentre gli elettroni nello stesso guscio di valenza non bloccano l’attrazione nucleare sperimentata l’uno dall’altro in modo così efficiente. Ciò può essere spiegato con il concetto di carica nucleare effettiva, Z_eff. Questa è l’attrazione esercitata su uno specifico elettrone dal nucleo, tenendo conto di eventuali repulsioni elettrone-elettrone. Per l’idrogeno, c’è un solo elettrone, e quindi la carica nucleare (Z) e la carica nucleare effettiva (Z_eff) sono uguali. Per tutti gli altri atomi, gli elettroni interni proteggono parzialmente gli elettroni esterni dall’attrazione del nucleo, e quindi:

La penetrazione orbitale descrive la capacità di un elettrone di essere più vicino al nucleo. Gli elettroni nell’orbitale spossono avvicinarsi al nucleo e avere una capacità più penetrante. La densità di probabilità per una sfericas-orbitale è diversa da zero nel nucleo. Diverse sottoshell hanno orientamenti spaziali diversi. A causa dell’orbitale a forma di manubrio, l’elettrone ppenetra molto meno. La sua funzione d’onda ha un nodo che passa attraverso il nucleo, dove la probabilità di trovare l’elettrone è zero. Quindi, un elettrone orbitale s è legato più strettamente al nucleo e ha un’energia inferiore rispetto all’elettrone p. Un d-elettrone ha una penetrazione ancora più bassa e un’energia superiore rispetto a un elettrone orbitale p.
Per vari gusci e sottoshell, la tendenza del potere penetrante di un elettrone può essere descritta come segue:

L’effetto della schermatura e della penetrazione è grande, e un elettrone 4s può avere un’energia inferiore rispetto a un elettrone3d.

Questo testo è adattato da Openstax, Chimica 2e, Sezione 6.4: Struttura elettronica degli atomi (configurazioni elettroniche).