Gli atomi: il mondo quantico
La struttura degli atomi multielettronici
Gli atomi neutri diversi dall’idrogeno possiedono più di un elettrone e sono detti atomi multielettronici. Nei prossimi tre paragrafi ci baseremo su quanto appreso circa l’atomo di idrogeno, cercando di capire in quale modo la presenza di più elettroni influisca sull’energia degli orbitali atomici. Le strutture elettroniche che ne risulteranno sono la chiave della periodicità delle proprietà degli elementi e dell’attitudine degli atomi a instaurare legami chimici, e costituiscono quindi il fondamento di quasi tutti gli aspetti della chimica.
1.12 L’energia degli orbitali
Gli elettroni degli atomi multielettronici occupano orbitali simili a quelli dell’idrogeno. Tuttavia l’energia di tali orbitali non è la stessa degli orbitali dell’atomo di idrogeno. Il nucleo di un atomo multielettronico ha una carica maggiore, e tale carica attrae gli elettroni più intensamente, abbassandone l’energia. Gli elettroni, però, si respingono a vicenda, e tale repulsione ridimensiona l’attrazione nucleare e tende a elevare l’energia degli orbitali.
Negli atomi multielettronici le determinazioni spettroscopiche e il calcolo dimostrano che le repulsioni interelettroniche innalzano l’energia degli orbitali 2p rispetto a quella del 2s. Analogamente, nello strato n = 3 i tre orbitali 3p si collocano più in alto del 3s, e i cinque orbitali 3d ancora sopra (figura 1.33). Come spiegare tali differenze?
Oltre a essere attratto dal nucleo, ciascun elettrone subisce la repulsione degli altri elettroni e, di conseguenza, si lega al nucleo meno intensamente di quanto farebbe se gli altri elettroni non ci fossero. Diciamo allora che l’elettrone in esame è schermato.
Gli elettroni s di qualsiasi strato si possono trovare vicinissimi al nucleo (si ricordi che, per un orbitale s, ψ2 non si azzera nel nucleo), sicché diciamo che essi penetrano attraverso gli strati interni. Gli elettroni p penetrano molto meno perché il loro momento angolare orbitale impedisce che si avvicinino al nucleo (figura 1.34). Dato che l’elettrone p penetra meno dell’elettrone s attraverso gli strati interni dell’atomo, esso risulta più efficacemente schermato nei confronti del nucleo. In altre parole l’elettrone s è legato più fortemente dell’elettrone p e possiede energia leggermente inferiore (più negativa). Un elettrone d è ancor meno legato di un elettrone p del medesimo livello, essendo più elevato il suo momento angolare orbitale, che lo rende ancor meno capace di avvicinarsi al nucleo. Quindi, gli elettroni d possiedono energia maggiore degli elettroni p del medesimo strato, e questi ultimi sono a loro volta più energetici degli elettroni s dello stesso livello.
Gli effetti di penetrazione e di schermaggio possono essere molto rilevanti. Un elettrone 4s ha generalmente energia considerevolmente minore di un elettrone 4p o 4d e può avere energia minore perfino di un elettrone 3d dello stesso atomo (vedi figura 1.33). L’ordine preciso degli orbitali dipende dal numero di elettroni presenti nell’atomo, e ce ne occuperemo nel prossimo paragrafo.
Concetto chiave
Grazie agli effetti di penetrazione e di schermaggio, negli atomi multielettronici l’ordine dell’energia degli orbitali di un determinato strato risulta di norma s < p < d < f.
L’energia relativa di strati, sottostrati e orbitali in un atomo multielettronico. Ciascun quadratino può contenere al massimo due elettroni. Si noti il cambiamento nell’ordine delle energie degli orbitali 3d e 4s oltre Z = 20.
La probabilità che l’elettrone dell’atomo di idrogeno nel suo stato fondamentale si trovi a una certa distanza dal nucleo è massima a 53 pm (0,53 Å), poi decresce rapidamente all’aumentare della distanza.
