Configurazione elettronica, come un elemento gestisce i suoi elettroni

In chimica, per configurazione elettronica di un atomo, si intende la disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo.

Cominciamo dal principio, vale a dire da cosa è formato l’atomo. Ogni atomo è formato da protoni, neutroni ed elettroni. Inizialmente si pensava che queste tre particelle non fossero divise, come afferma J.J.Thomson nel suo modello a panettone (1906), vale a dire l’atomo è composto da una carica positiva, con gli elettroni (cariche negative) sparsi qua e là come le uvette in un panettone. Con questo modello l’atomo viene rappresentato come una struttura piena.

Il modello a panettone ebbe vita breve, perché già nel 1911 E. Rutherford suggerì che non fosse corretto e suggerì un nuovo modello planetario che affondava le sue radici nell’esperimento condotto da lui stesso stesso due anni prima. Il modello planetario afferma che la struttura atomica è basata su un nucleo centrale carico positivamente e da elettroni che orbitano intorno al nucleo.
Successivamente nel 1913 il modello di Rutherford venne sostituito con quello di N. Bohr, che vede sempre l’atomo costituito da un nucleo centrale carico positivamente, ma stavolta gli elettroni “si trovano” in stati quantici ben definiti, vale a dire gli orbitali atomici.

Gli orbitali atomici, sono funzioni d’onda \(\Psi\) che descrivono il comportamento di un elettrone in un atomo. Il quadrato della funzione d’onda \(\Psi^2\) viene definito come la densità di probabilità di trovare l’elettrone in punto qualsiasi attorno al nucleo atomico. Infatti, dal principio di indeterminazione di Heisenberg sappiamo che non è possibile conoscere esattamente la posizione o la quantità di moto di un elettrone secondo l’equazione \(\Delta x \Delta p \geq \frac{\hbar}{2}\). Inoltre esistono 4 tipologie di orbitali, vale a dire s, p, d, ed f. Il primo (sharp) ha forma sferica, il secondo (principal) ha forma bilobata, mentre gli altri due hanno una forma difficile da da descrivere ma devono il loro nome a diffuse e fundamental.

Il numero degli orbitali a disposizione viene fuori dalla soluzione dell’equazione di Schrödinger (risolta tuttavia solo per l’atomo di idrogeno e gli orbitali idrogenoidi. Per elementi di numero atomico superiore non è ancora possibile a causa delle effetti di attrazione e repulsione dovuti alla presenza di altri elettroni ed altri protoni che complicano i calcoli), ed ogni orbitale è definito da 4 numeri quantici:

• Il numero quantico principale n, che assume valori interi non minori di 1. A numeri quantici n più alti corrispondono livelli energetici più alti;
• Il numero quantico secondario l, che assume valori interi tra 0 ed n-1 ed indica il numero di sottolivelli a disposizione del livello principale, tuttavia per numeri n elevati in condizioni stazionarie non si osservano sottolivelli con alto numero l;
• Il numero quantico magnetico m, che assume valori interi tra –l e +l, 0 compreso ed indica il numero di orbitali a disposizione del sottolivello;
• Il numero quantico di spin che assume valori \(\pm \frac{1}{2}\) ed indica che ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, purché abbiano spin opposto in ossequi al principio di esclusione di Pauli.

A questo punto, possiamo iniziare a descrivere più nel dettaglio la configurazione elettronica di un atomo. Gli elettroni si dispongono negli orbitali secondo il principio dell’Aufbau, vale a dire che riempiono il livello a più bassa energia disponibile.
Dall’immagine precedente  vediamo che il primo livello a riempirsi è l’1s e può ospitare al massimo due elettroni, successivamente viene riempito il livello 2s che può ospitare a sua volta due elettroni.

Arriviamo quindi al livello 2p, a cui vengono associati tre differenti orbitali, orientati secondo i tre assi cartesiani tutti alla stessa energia (degeneri). Arrivati in questo livello, gli elettroni si disporranno in maniera da ridurre al minimo la repulsione elettronica, per cui, supponendo di voler disporre tre elettroni nel sottolivello 2p, questi occuperanno un orbitale ciascuno, rendendo così minima la repulsione elettronica (regola di Hund). Ragionamenti analoghi vengono applicati agli orbitali di tipo d e agli orbitali di tipo f.
Di conseguenza per visualizzare la configurazione di un atomo neutro è sufficiente verificare il numero di elettroni dell’atomo in questione e sistemarli negli orbitali atomici seguendo la sequenza precedentemente postata e di conseguenza il principio dell’Aufbau.

Tuttavia un atomo per essere elettronicamente stabile necessita che il suo livello più esterno sia pieno o semipieno, per cui spesso si assiste alla formazione di ioni, oppure ad ibridazione degli orbitali atomici. Partiamo dal semplice caso dei metalli alcalini ed alcalino terrosi, che terminano la loro configurazione elettronica con rispettivamente con xs¹ e xs². Tali elementi tendono a cedere gli elettroni del guscio più esterno, acquistando una o due cariche positive. Il motivo di questo comportamento sta nel fatto che il livello xs si trova ad energia ben più alta rispetto ad x_-1p, di conseguenza è energeticamente conveniente cedere gli elettroni in eccesso. In questo modo i metalli alcalini ed alcalino terrosi acquistano la configurazione elettronica del gas nobile che li precede.
Il ragionamento è inverso nel caso degli alogeni, che hanno configurazione elettronica xp⁵. L’acquisto di un elettrone consente di completare il livello esterno e guadagnare stabilità.

Vi sono elementi che non riescono a completare il livello esterno, come il boro e che danno origine a composti elettrondeficienti, mentre il carbonio per completare il livello esterno (ottetto) deve procedere in maniera differente e formare legami covalenti. Il carbonio possiede quattro elettroni nel livello 2, e la sua configurazione elettronica termina con 2s²2p², resta quindi un orbitale p vuoto che non può essere utilizzato. In questo caso un elettrone dell’orbitale 2s effettua un salto quantico nell’orbitale 2p vuoto, data la bassa differenza di energia tra i due. In questo modo il carbonio può formare quattro legami, singoli o multipli che siano e completare l’ottetto attraverso la formazione dei cosiddetti orbitali ibridi.