Numeri quantici
•
numero quantico principale
– n = 1 , 2 , ...
– energia e distanza dal nucleo
•
numero quantico di momento angolare
– l = 0(s) , 1(p) , 2(d) , ... , n-1
– forma e (un poco) energia
•
numero quantico magnetico
– m = l , l-1 , ... , -l
– orientazione
•
numero quantico di spin
s = +½ -½
Struttura elettronica e riempimento degli orbitali
Principio Auf-Bau
Gli elettroni occupano i livelli ed i sottolivelli elettronici di un atomo
in ordine crescente di energia.
Principio di esclusione di Pauli
In un atomo non possono coesistere due elettroni che abbiano lo
stesso set di numeri quantici.
Un orbitale può essere occupato da un massimo di due elettroni
purchè abbiano spin opposto.
Regola di Hund
In un gruppo di orbitali isoenergetici (degeneri) nessun orbitale può
essere riempito da una coppia di elettroni prima che ciascun
sottolivello abbia un elettrone.
Spin elettronico
Due possibili stati di spin : +1/2 , -1/2
Spin appaiati
Spin paralleli
Un orbitale può essere occupato da
non più di 2 elettroni purchè abbiano
spin opposti
10Ne
[He]2s22p6
1s22s22p6
11Na
[Ne]3s1
[Ne]3s2
[Ne]3s23p1
[Ne]3s23p2
[Ne]3s23p3
[Ne]3s23p4
[Ne]3s23p5
[Ne]3s23p6
[He]2s22p63s1
[Ar]4s1
[Ar]4s2
[Ar]3d14s2
[Ne]3s23p64s1
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
19K
20Ca
21Sc
........
30Zn
31Ga
........
36Kr
37Rb
[Ar]3d104s2
[Ar]3d104s24p1
[Ar]3d104s24p6
[Kr]5s1