CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI CHIMICI

L’elettrone non ruota attorno al nucleo dell’atomo descrivendo orbite circolari o ellittiche, ma si muove disordinatamente, velocissimo, cambiando continuamente la sua distanza dal nucleo.
In questo suo moto riempie un certo volume che viene chiamato orbitale.
Pertanto, col termine di orbitale, si intende la zona di spazio dove è più probabile trovare l’elettrone.
Gli orbitali descritti dagli elettroni hanno forme diverse, a seconda dell’energia di questi ultimi.
Ricordiamo che l’energia dell’elettrone è quantizzata, cioè l’elettrone può assumere solo 7 determinati valori dell’energia, che vengono chiamati livelli energetici.
Questi livelli energetici vengono denominati o con i numeri 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 o con le lettere K, L, M, N, O, P, Q, in ordine di energia crescente.
In realtà, i livelli energetici sono costituiti da sottolivelli energetici, cioè da valori dell’energia piuttosto vicini all’energia media del livello.
In particolare il primo livello è costituito da un solo sottolivello, il secondo livello da due, il terzo livello da tre, il quarto livello da quattro ed il quinto, sesto e settimo anche da quattro sottolivelli.
I sottolivelli energetici vengono indicati con le lettere minuscole s, p, d, f, precedute dal numero del livello, per cui avremo:
1° livello – sottolivelli: 1s
2° livello – sottolivelli: 2s, 2p
3° livello – sottolivelli: 3s, 3p, 3d
4° livello – sottolivelli: 4s, 4p, 4d, 4f
5° livello – sottolivelli: 5s, 5p, 5d, 5f
6° livello – sottolivelli: 6s, 6p, 6d, 6f
7° livello – sottolivelli: 7s, 7p, 7d, 7f
Tutti i sottolivelli s hanno un solo orbitale, tutti i sottolivelli p hanno 3 orbitali, tutti i sottolivelli d hanno 5 orbitali e tutti i sottolivelli f hanno 7 orbitali.
Tutti gli orbitali dei sottolivelli s hanno forma sferica, via via più grande, a seconda del livello.
I tre orbitali p sono disposti perpendicolarmente tra loro, secondo le direzioni dei tre assi cartesiani x, y e z per cui avremo un orbitale px, uno py ed uno pz. Essi hanno forma a doppio lobo.
Gli orbitali d ed f hanno forme più complesse.

In un singolo orbitale entrano al massimo due elettroni, che devono avere spin opposto: lo spin è il senso di rotazione di un elettrone attorno al proprio asse (se immaginiamo l’elettrone come una microscopica “pallina”).
Ricordiamo che l’elettrone è dotato di carica elettrica negativa, per cui due elettroni non potrebbero stare nello stesso orbitale (cariche elettriche di segno uguale si respingono), ma, se hanno spin opposto, diventano come due piccoli magneti di segno opposto, per cui si attirano. In definitiva non si attirano e non si respingono, per cui possono stare nello stesso orbitale.
Fare la configurazione elettronica di un elemento chimico significa indicare come sono disposti i suoi elettroni in livelli, sottolivelli ed orbitali.
Il massimo numero di elettroni che possono stare in un determinato livello energetico è dato dalla formula 2N², nella quale N è il numero del livello, chiamato di solito “numero quantico principale, per cui avremo:
1° livello max. 2 elettroni
2° livello max. 8 elettroni
3° livello max. 18 elettroni
4° livello max. 32 elettroni
5° livello max. 50 elettroni
6° livello max. 72 elettroni
7° livello max. 98 elettroni
Gli elettroni riempiono prima i livelli ad energia più bassa e poi, via via, quelli ad energia più alta.
Per esempio il Sodio (Na) che ha 11 elettroni, ne avrà 2 nel primo livello, 8 nel secondo ed uno nel terzo. Il Cloro (Cl) che ha 17 elettroni, ne avrà 2 nel primo livello, 8 nel secondo e 7 nel terzo.
Vediamo ora, invece, la configurazione elettronica più dettagliata per questi due elementi chimici:
Cominciamo dal Sodio (Na).
I 2 elettroni del primo livello staranno nel sottolivello s, nell’orbitale 1s
Gli 8 elettroni del secondo livello saranno così distribuiti: 2 nel sottolivello s, orbitale 2s e 6 nel sottolivello p, 2 ciascuno negli orbitali px, py e pz.
L’unico elettrone del terzo livello starà nel sottolivello s, orbitale 3s.
La configurazione elettronica del Sodio (Na 11) andrà pertanto scritta così:
1s2  2s2  2p6  3s1
La configurazione elettronica del Cloro (Cl 17) sarà invece:
1s2  2s2  2p6  3s2  3p5
Se un elemento ha più di 18 elettroni, dobbiamo cominciare a stare attenti, in quanto gli elettroni dell’orbitale 4s, pur essendo più lontani dal nucleo, hanno una energia leggermente inferiore agli elettroni del sottolivello 3d, per cui il 4s va riempito prima del 3d.
Per esempio, la configurazione elettronica del Potassio (k  19) sarà:
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d0  4s1
Quella del Calcio (Ca 20):
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d0  4s2
Quella dello Scandio (Sc 21):
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d1  4s2

E così via:

Questa è solo la prima intersezione tra sottolivelli, per cui, per fare la configurazione elettronica di un elemento con molti elettroni, bisognerà seguire l’ordine di riempimento degli orbitali, che qui riportiamo:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d …..
Un’ultima considerazione da fare è che, quando un elemento ha un sottolivello d o f con tutti gli orbitali pieni (2 elettroni) ed uno semipieno (1 elettrone), c’è il richiamo di un elettrone dall’orbitale immediatamente superiore, per cui, per esempio, la configurazione elettronica del Rame (Cu 29) sarà:
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d10  4s1
e non:
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d9  4s2
Lo stesso avviene quando un sottolivello d o f ha tutti gli orbitali semipieni ed uno vuoto, per cui, per esempio, la configurazione elettronica del Cromo (Cr 24), sarà:
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d5  4s1
e non:
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d4  4s2