Configurazioni elettroniche: ordine di Aufbau, regola di Hund e ioni

Gusci, sottogusci e capacità degli orbitali

Ogni elettrone di un atomo è descritto da quattro numeri quantici. Il numero quantico principale n (1, 2, 3, …) stabilisce il guscio. Il numero quantico del momento angolare l va da 0 a n − 1 e stabilisce il sottoguscio: l = 0, 1, 2 e 3 sono indicati con s, p, d e f. Il numero quantico magnetico mₗ va da −l a +l, quindi un sottoguscio contiene 2l + 1 orbitali. Il numero quantico di spin mₛ è +½ o −½.

Poiché ogni orbitale contiene al massimo due elettroni, un sottoguscio s ne contiene 2, p ne contiene 6, d ne contiene 10 e f ne contiene 14. Un guscio completo contiene 2n² elettroni: 2 per n = 1, 8 per n = 2 e 18 per n = 3. Queste capacità spiegano perché i blocchi della tavola periodica sono larghi 2, 6, 10 e 14 colonne.

Ordine di riempimento di Aufbau e tavola periodica

Nello stato fondamentale, gli elettroni occupano i sottolivelli di energia più bassa disponibili; è il principio di Aufbau. In un atomo polielettronico, l'energia di un sottolivello dipende da l oltre che da n, perché un elettrone s penetra più vicino al nucleo di un elettrone p o d di n simile ed è meno schermato dagli elettroni interni. L'ordine che ne risulta per gli atomi neutri è 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

La regola n + l riproduce questo ordine: riempi i sottolivelli in ordine crescente di n + l e, a parità, riempi per primo quello con n minore. Così 4s (4 + 0 = 4) si riempie prima di 3d (3 + 2 = 5). Puoi anche leggere l'ordine dalla tavola periodica. Spostandoti lungo un periodo, attraversi il blocco s, poi il blocco f se presente, poi il blocco d, poi il blocco p, con il sottolivello d indietro di un guscio rispetto al numero del periodo e il sottolivello f indietro di due.

L'ordine ti dice quale sottolivello riceve l'elettrone successivo passando da un elemento al successivo. Non significa che 4s abbia sempre energia inferiore a 3d. Una volta occupato 3d, la sua energia scende sotto quella di 4s, ed è per questo che i cationi dei metalli di transizione perdono per primi gli elettroni 4s.

Esclusione di Pauli, regola di Hund e diagrammi orbitali

Il principio di esclusione di Pauli afferma che due elettroni di un atomo non possono avere gli stessi quattro numeri quantici. Due elettroni in uno stesso orbitale condividono già n, l e mₗ, quindi devono avere spin opposti, e nessun orbitale può contenerne un terzo.

La regola di Hund si applica agli orbitali degeneri, quelli di uguale energia all'interno di un sottolivello. Gli elettroni li occupano singolarmente, con spin paralleli, prima che inizi qualsiasi accoppiamento. L'accoppiamento innalza l'energia perché due elettroni in uno stesso orbitale si respingono più fortemente, mentre gli spin paralleli in orbitali separati guadagnano una stabilizzazione di scambio. Il 2p³ dell'azoto ha quindi tre elettroni spaiati e il 2p⁴ dell'ossigeno ha una coppia e due elettroni spaiati.

In un diagramma orbitale, disegna una casella per orbitale, riempi i sottolivelli nell'ordine di Aufbau e, all'interno di un sottolivello, metti una freccia in ogni casella prima di aggiungerne una seconda. Gli atomi con elettroni spaiati sono paramagnetici e vengono attratti in un campo magnetico; gli atomi con tutti gli elettroni appaiati sono diamagnetici.

Esempi svolti: selenio e zirconio

Esempio 1: selenio, Z = 34. Riempi nell'ordine di Aufbau finché non hai collocato 34 elettroni: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Controlla il totale: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Per la notazione con il gas nobile, sostituisci i primi 18 elettroni con [Ar], il gas nobile che chiude il periodo precedente: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Elencare i sottolivelli per numero di guscio, come qui, è una convenzione comune; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ descrive la stessa configurazione nell'ordine di riempimento.

I quattro elettroni 4p del selenio si distribuiscono su tre orbitali. La regola di Hund ne mette uno in ciascuno e appaia il quarto, lasciando due elettroni spaiati. I suoi sei elettroni di valenza, 4s² 4p⁴, corrispondono allo schema esterno di ossigeno e zolfo nel gruppo 16, ed è per questo che il selenio forma lo ione seleniuro, Se²⁻, isoelettronico con il cripto.

Esempio 2: zirconio, Z = 40. Dopo [Kr], che rappresenta 36 elettroni, ne restano quattro. I sottolivelli successivi sono 5s e poi 4d, il che dà [Kr] 4d² 5s², in accordo con i dati sullo stato fondamentale del NIST. I due elettroni 4d occupano orbitali separati con spin paralleli, quindi lo zirconio ha due elettroni spaiati.

Cromo, rame ed eccezioni che resistono alle regole semplici

L'ordine di Aufbau prevede [Ar] 3d⁴ 4s² per il cromo e [Ar] 3d⁹ 4s² per il rame. La spettroscopia mostra [Ar] 3d⁵ 4s¹ e [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Poiché in questi atomi 4s e 3d hanno energie vicine, spostare un elettrone in 3d abbassa l'energia totale, aiutato dalla stabilizzazione di scambio di un sottolivello d semipieno o pieno. Il molibdeno, [Kr] 4d⁵ 5s¹, e l'argento, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, seguono lo stesso schema degli elementi sopra di loro.

La spiegazione del sottolivello semipieno non è una regola generale. Il niobio è [Kr] 4d⁴ 5s¹ anche se il suo sottolivello 4d non risulta né semipieno né pieno; il palladio è [Kr] 4d¹⁰ senza elettroni 5s; e il tungsteno, direttamente sotto il molibdeno, è [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Impara dai dati le eccezioni richieste dal tuo corso, anziché dedurle da una regola che non si generalizza.

Configurazioni degli ioni monoatomici

Per un anione, aggiungi elettroni al successivo sottolivello disponibile: il cloro, [Ne] 3s² 3p⁵, diventa Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, isoelettronico con l'argo. Per un catione, rimuovi per primi gli elettroni dal sottolivello con n più alto e, all'interno di quel guscio, da p prima che da s. Per un metallo di transizione della prima serie, ciò significa togliere gli elettroni 4s prima di qualsiasi elettrone 3d.

Esempio 3: gli ioni del ferro. Il ferro è [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ perde entrambi gli elettroni 4s e dà [Ar] 3d⁶, e Fe³⁺ ne perde uno in più, da 3d, e dà [Ar] 3d⁵. Controlla i conteggi: il ferro ha 26 elettroni, Fe²⁺ ne ha 18 + 6 = 24 e Fe³⁺ ne ha 18 + 5 = 23. Lo ione libero Fe³⁺ ha cinque elettroni spaiati, uno in ciascun orbitale 3d.

La stessa logica vale nel blocco p. Lo stagno è [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², e Sn²⁺ perde i suoi due elettroni 5p diventando [Kr] 4d¹⁰ 5s². Il rame(I) è [Ar] 3d¹⁰, perché l'unico elettrone 4s del rame se ne va per primo.

Errori comuni nello scrivere le configurazioni

La maggior parte degli errori di configurazione rientra in pochi schemi, e ciascuno si può individuare con un rapido controllo prima di proseguire.

Quando un quesito chiede gli elettroni spaiati, disegna il diagramma orbitale del sottolivello parzialmente pieno invece di giudicare dalla stringa della configurazione. Quando riguarda uno ione, scrivi prima l'atomo neutro, poi aggiungi o rimuovi elettroni.

• Rimuovere gli elettroni 3d prima dei 4s: Fe²⁺ è [Ar] 3d⁶, non [Ar] 3d⁴ 4s². I comuni cationi della prima serie come Fe²⁺, Co²⁺ e Cu⁺ non hanno elettroni 4s.
• Usare il nucleo di gas nobile sbagliato: il nucleo è il gas nobile del periodo precedente, [Ar] per gli elementi da 19 a 36.
• Contare male gli elettroni: gli apici devono sommare a Z per un atomo e a Z meno la carica per uno ione.
• Riempire troppo un sottolivello, come 2p⁷ o 3d¹¹.
• Appaiare gli elettroni in un sottolivello p o d prima che ogni orbitale ne contenga uno.
• Collocare il blocco d nel guscio sbagliato: il periodo 4 riempie 3d, non 4d.
• Applicare lo schema di Cr e Cu a ogni elemento sottostante senza controllare i dati.