Configurazione elettronica: differenze tra le versioni

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Poiché gli elettroni sono [[fermione|fermioni]], essi sono soggetti al [[principio di esclusione di Pauli]], il quale stabilisce che due fermioni non possono occupare lo stesso [[stato quantico]] contemporaneamente. Questo principio è fondamentale nel determinare la configurazione degli elettroni negli atomi: una volta che uno stato viene occupato da un elettrone, l'elettrone successivo deve occupare uno stato differente.

In un atomo, gli stati stazionari (indipendenti dal tempo) di [[funzione d'onda]] elettronica (ovvero gli stati che sono ''stati particolari'' dell'[[equazione di Schrödinger]] HΨ = EΨ dove H è l'[[hamiltoniana]]) vengono detti ''[[Orbitale|orbitali]]'', per analogia con la visione classica dell'elettrone come particella che orbita attorno al [[Nucleo atomico|nucleo]]. Per un atomo multielettronico, con x elettroni, l'espressione corretta della funzione d'onda deve considerare le coordinate spaziali di tutti gli x elettroni contemporaneamente. Ciò, in termini matematici, viene espresso dalla funzione d'onda Ψ = Ψ(n₁, n₂, n₃,...n_x). Tuttavia, per gli scopi della chimica, viene sfruttata una notevole semplificazione utilizzando la cosiddetta "[[approssimazione orbitalica]]": cioè ogni elettrone viene considerato singolarmente come appartenente ada un ''atomo idrogenoide'' e la carica nucleare [[numero atomico|Z]][[elettrone|e]], [[carica elettrica|carica]] che viene utilizzata per calcolare il termine relativo all'[[energia potenziale]] da inserire nell'equazione di Schrödinger, viene corretta utilizzando la [[carica nucleare efficace]] Z_eff. Quindi la forma semplificata della funzione d'onda, utilizzata per descrivere un atomo polielettronico, diviene una funzione del tipo Ψ = Ψ(n₁)Ψ(n₂)Ψ(n₃)...Ψ(n_x).

Il [[Quadrato (algebra)|quadrato]] del [[valore assoluto|modulo]] del valore di Ψ in un punto (ampiezza d'onda complessa) rappresenta la [[densità di probabilità]] di trovare l'elettrone in quel punto. Gli orbitali di un atomo sono distinti da quattro [[Numero quantico|numeri quantici]]: ''n'', ''l'', ''m_l'' e ''m_s'' e, per il principio di Pauli, non è possibile che due elettroni abbiano lo stesso valore per tutti e quattro i numeri.

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== Ordine di riempimento degli stati quantici e relazione con la struttura della tavola periodica ==

Allo stato fondamentale, gli stati quantici di un atomo sono riempiti in ordine crescente di energia, secondo il [[principio dell'Aufbau]]; ovvero, il primo elettrone va ada occupare lo stato libero con energia più bassa è così via. Il fatto che lo stato 3d sia più alto, come energia, dello stato 4s, ma più basso del 4p è il motivo per l'esistenza dei [[metalli del blocco d]]. L'ordine in cui gli stati vengono riempiti è il seguente:

{| border=1 cellpadding=5 cellspacing=0

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Ciò porta direttamente alla struttura della [[tavola periodica]]. Le proprietà chimiche di un atomo sono largamente determinate dalla disposizione degli elettroni del guscio più esterno, il guscio di [[Valenza (chimica)|valenza]] (anche se altri fattori, come [[raggio atomico]], [[peso atomico]], e l'aumentata accessibilità a stati elettronici addizionali contribuiscono alla chimica degli elementi, man mano che le dimensioni degli atomi aumentano).

Progredendo attraverso un [[gruppo della tavola periodica|gruppo]], dall'[[Elemento chimico|elemento]] più leggero a quello più pesante, i gusci elettronici esterni (quelli che partecipano più facilmente alle [[Reazione chimica|reazioni chimiche]]) sono tutti nello stesso tipo di orbitale, con forme simili, ma con un sempre maggiore livello di energia e distanza media dal nucleo. Ad esempio, i gusci esterni degli elementi del primo gruppo, introdotto dall'[[idrogeno]], hanno tutti un elettrone nell'orbitale s. Nell'idrogeno, l'orbitale s è nel più basso stato di energia possibile per ogni atomo (ed è rappresentato dalla posizione dell'idrogeno nel primo [[periodo della tavola periodica]]). Nel [[francio]], l'elemento più pesante del gruppo, il guscio esterno si trova nel settimo orbitale, decisamente più lontano dal nucleo rispetto agli elettroni che riempiono i gusci sottostanti. Come altro esempio: sia il [[carbonio]] chesia il [[piombo]] hanno quattro elettroni nell'orbitale del guscio esterno.

A causa dell'importanza del guscio esterno, le differenti regioni della tavola periodica sono a volte dette "blocchi della tavola periodica", chiamati secondo il sottoguscio nel quale risiede l'ultimo elettrone: blocco s, blocco p, blocco d, ecc.

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:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d ecc. anche se non esiste un atomo che abbia tutti questi elettroni.

Da quanto si può notare non sono tutti ordinati secondo lo stesso numero quantico ''n''.

Questo fenomeno è dovuto al fatto che in un atomo gli elettroni si dispongono occupando dapprima gli orbitali a minore energia e via via quelli a maggiore energia. L'energia di un orbitale aumenta all'aumentare del numero quantico principale e a parità di ''n'' aumenta all'aumentare del numero quantico angolare ''l'', cioè nell'ordine s,p,d,f. Combinando questi due valori,può quindi accadere che l'energia di un orbitale di un livello superiore, per esemio ''4s'' sia minore di quella di un orbitale appartenente ada un livello inferiore, per esempio ''3d''. Alcuni sottolivelli possono cioè "invadere" i livelli energetici adiacenti.

Un esempio della notazione comunemente usata per esprimere la configurazione elettronica di un atomo, nel caso del [[silicio]], è il seguente: