L'universo quantistico svelato by Brian Cox & Jeff Forshaw

autore:Brian Cox & Jeff Forshaw [Cox, Brian & Forshaw, Jeff]
La lingua: ita
Format: epub
editore: Hoepli
pubblicato: 0101-01-01T00:00:00+00:00

Figura 7.2

Il riempimento dei livelli energetici del kripton. I punti rappresentano gli elettroni e le linee orizzontali i livelli d’energia, segnati dai numeri quantici n, l e m. Sono raggruppati i livelli con diversi valori di m ma con n e l uguali.

Comunque, ora sappiamo che il potassio e il calcio, i primi due elementi della quarta riga, hanno gli elettroni in n=4, l=0 e che i successivi dieci elementi (dallo scandio allo zinco) hanno gli elettroni nei livelli ritardati n=3, l=2.

Per comprendere il motivo per cui il riempimento dei livelli n=3, l=2 è posticipato dopo il calcio, occorre spiegare come i livelli n=4, l=0, che contengono gli elettroni di potassio e calcio, hanno un’energia minore di quelli n=3, l=2. Ricordate, lo “stato fondamentale” di un atomo sarà caratterizzato dalla configurazione elettronica a energia più bassa, perché qualsiasi stato eccitato abbassa la propria energia con l’emissione di un fotone. Così, quando dicevamo che “quest’atomo contiene questi elettroni disposti in questi livelli d’energia” stavamo indicando la configurazione elettronica a minore energia. Certo, non abbiamo neanche tentato di calcolare i livelli energetici, così non siamo realmente nella posizione di metterli in ordine di energia. In effetti il calcolo delle energie permesse dell’elettrone in un atomo con più di due elettroni è un compito piuttosto difficile, e neanche il caso con due elettroni (l’elio) è poi così facile. L’idea semplice che i livelli siano ordinati per n crescenti proviene dal calcolo molto più facile dell’atomo d’idrogeno, dove è vero rigorosamente che n=1 ha l’energia più bassa, seguito da n=2 poi da n=3 e così via.

L’implicazione ovvia di quanto detto è che gli elementi all’estrema destra della tavola periodica corrispondono ad atomi in cui un insieme di livelli è stato già riempito. In particolare, per l’elio è pieno n=1, mentre per il neon è pieno n=2 e l’argon ha n=3 completamente popolato, almeno per l=0 e l=1. Sviluppando un po’ di più questi concetti potremo capire alcune basi importanti della chimica. Per fortuna non stiamo scrivendo un libro di testo per chimici, così potremo esser brevi e, pur con i rischi propri di trattare un’intera materia in un solo capitolo, cominciamo.

L’osservazione cruciale è che gli atomi possono unirsi condividendo elettroni. Incontreremo questo concetto nel prossimo capitolo esplorando come un paio di atomi d’idrogeno si possano legare per formare una molecola d’idrogeno. La regola generale è che agli elementi “piace” avere tutti i livelli energetici pressoché pieni. Nel caso di elio, neon, argon e kripton, i livelli sono già completi, così sono “contenti” di stare per i fatti loro, non si “preoccupano” di reagire con nulla. Gli altri elementi, invece, “cercano” di riempire i propri livelli condividendo elettroni con altri elementi. L’idrogeno, per esempio, avendo bisogno di un elettrone extra per completare il suo livello n=1, raggiunge lo scopo condividendo un elettrone con un altro atomo d’idrogeno. Facendolo forma la molecola d’idrogeno, con simbolo chimico H2, la forma più comune in cui si trova il gas d’idrogeno. Al carbonio, avendo quattro elettroni su otto possibili nei livelli n=2, l=0 e l=1, “piace” se possibile averne altri quattro per completarli.

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