Principio dell’Aufbau

Per stabilire in quali orbitali atomici si accomodano gli elettroni, ovvero per procedere alla “costruzione” (Aufbau) ideale degli atomi si deve partire dal principio di esclusione di Pauli, dalla regola di Hund e dal diagramma delle energie.

Secondo il principio di Pauli in un atomo non vi possono essere due elettroni aventi gli stessi numeri quantici, ovvero in un livello energetico vi possono essere al massimo due elettroni e, se ve ne sono due, essi hanno spin opposti.

Secondo la regola di Hund, o principio della massima molteplicità, quando devono essere riempiti orbitali aventi la stessa energia, ad esempio gli orbitali p, gli elettroni si dispongono prima con spin parallelo ovvero uno per orbitale e, solo se il loro numero lo consente, vanno successivamente a saturare gli orbitali.

Il diagramma delle energie è rappresentato in figura:

diagramma delle energie

La distribuzione degli elettroni negli orbitali è indicata con il termine di configurazione.

L’atomo di idrogeno ha quindi configurazione elettronica 1s1 dove il termine 1 in alto a destra indica il numero di elettroni presenti nell’orbitale 1s. la configurazione 1s1 rappresenta lo stato fondamentale, ovvero lo stato a minore energia. Quando si aggiungono altri elettroni, si deve tener presente che essi, nello stato fondamentale occuperanno gli orbitali a più bassa energia compatibilmente con il Principio di Pauli. Così l’elio, che è l’elemento successivo all’idrogeno in ordine di numero atomico e che, quindi ha due elettroni, ha configurazione 1s2 con i due elettroni nell’orbitale 1s. questi due elettroni, per il principio di Pauli dovranno avere numero quantico di spin rispettivamente + ½ e – ½ . Si dice che tali elettroni sono a spin appaiati o antiparalleli. Con la configurazione 1s2 si è riempito il primo strato con n = 1 o guscio K.

gusci di un atomo

Perciò il litio che ha tre elettroni, per il principio di Pauli, non può avere un altro elettrone in 1s e, poiché nel diagramma energetico l’orbitale successivo, in termini di energia è il 2s, si ha che la configurazione elettronica del litio è 1s2, 2s1. Il berillio che ha quattro elettroni ha quindi configurazione 1s2,2s2 e tutti gli elettroni hanno spin appaiati. Analogamente, il boro che ha cinque elettroni, seguendo il diagramma delle energie, ha configurazione 1s2,2s2,2p1. Per l’atomo di carbonio che ha sei elettroni, la configurazione è 1s2,2s2,2p2. E’ da chiarire che, per la regola di Hund i due elettroni p si sistemano in due diversi orbitali con spin spaiato, ovvero, con spin paralleli.

configurazione carbonio

L’atomo di azoto che ha sette elettroni ha configurazione 1s2,2s2,2p3 con i tre elettroni spaiati come mostrato in figura:

configurazione azoto

Aggiungendo un altro elettrone si ha una configurazione 1s2,2s2,2p4 propria dell’atomo di ossigeno. In questo caso si hanno due elettroni spaiati perché il quarto si deve disporre in modo antiparallelo in uno degli orbitali p. procedendo in questo modo si ha la configurazione 1s2,2s2,2p5 del fluoro e 1s2,2s2,2p6 del neon. Con l’atomo di neon tutti gli orbitali del secondo guscio, ovvero il guscio L ( n = 2) risultano occupati.

L’atomo successivo, il sodio, ha un elettrone nell’orbitale 3s; con l’atomo di argo si realizza la configurazione nello strato esterno 3s23p6.

Un ulteriore elettrone, il diciannovesimo, si accomoda nell’orbitale 4s anziché nel 3d in quanto, come si può vedere dal diagramma delle energie, l’orbitale 4s ha energia minore rispetto all’orbitale 3d. Quindi il potassio che ha diciannove elettroni ha una configurazione elettronica esterna 4s1 e il calcio che ha venti elettroni 4s2.

Nell’atomo di scandio il ventunesimo elettrone si inserisce in uno degli orbitali d; analogamente si comportano i successivi nove elettroni che danno luogo alle configurazioni di titanio, vanadio, cromo, manganese, ferro, cobalto, nichel, rame e zinco. In tabella vengono riportate le configurazioni elettroniche degli elementi:

configurazione elettronica

Questi dieci atomi con i quali si riempiono gli orbitali 3d sono gli elementi della cosiddetta I serie di transizione per distinguerli da quelli in cui si ha il riempimento degli orbitali 4d (II serie di transizione) e 5d (III terza serie di transizione).

Dopo la prima serie di transizione si hanno ancora orbitali 4p che possono contenere un massimo di sei elettroni. In questo modo si giunge alla configurazione esterna 4s24p6 del kripton. Proseguendo, si riempiono gli orbitali 5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s e 5f.

Gli orbitali 4f sono sette e possono accomodare fino a quattordici elettroni. Gli elementi di questa serie sono quindi quattordici e sono detti lantanidi o elementi delle terre rare.

Con il riempimento degli orbitali 5f si inizia con la serie degli attinidi i cui nuclei non sono stabili.

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Author: Chimicamo

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