Struttura elettronica dell' atomo secondo le attuali vedute.

Struttura elettronica dell'atomo

Quando si parla di struttura dell’atomo, in chimica, ci si riferisce esclusivamente alla sua struttura elettronica, e quindi riguarda i soli elettroni. La chimica infatti, fatta eccezione per la Chimica nucleare, si occupa di reazioni (chimiche, appunto) che coinvolgono esclusivamente gli elettroni.

Questo significa, come già detto, che

ogni livello energetico è costituito da uno o più sottolivelli
e in ogni sottolivello ci sono uno o più orbitali.

Negli orbitali trovano posto gli elettroni dell’atomo.

La domanda che viene in mente è: quanti sono i livelli energetici?

La teoria risponde che in linea di principio in un atomo ci sono infiniti livelli.
Per distinguerli, si numerano partendo da 1.
È più esatto dire che:
ogni livello energetico è contraddistinto dal valore che assume il suo

Numero quantico principale n.

Il 1° livello energetico è contraddistinto da n = 1; il primo livello elettronico si trova più vicino al nucleo;
Il 2° livello energetico è contraddistinto da n = 2;
Il 3° livello energetico è contraddistinto da n = 3;
Il 4° livello energetico è contraddistinto da n = 4;
e così via…

Più alto è il valore del numero quantico principale del livello energetico e più lontano il livello si trova dal nucleo.
Anche se la teoria atomica afferma che i livelli energetici di un atomo sono infiniti, in pratica si considerano solo i primi 7, e tra poco vedremo perché…
Che cosa ci dice la teoria per quanto riguarda i possibili sottolivelli energetici? Anche per essi la teoria sostiene che sono infiniti; per la stessa ragione per cui ci si limita ai primi 7 livelli, in pratica si considerano solo 4 distinti sottolivelli.
I sottolivelli vengono contraddistinti da lettere; i 4 sottolivelli che considereremo sono indicati dalle lettere:

s, p, d, f

Si hanno le seguenti proprietà

passando da un livello a quello successivo, compare un nuovo tipo di sottolivello e si ripetono i tipi di sottolivelli già esistenti nei livelli precedenti (quindi compare un nuovo gruppo di orbitali);

ogni nuovo tipo di sottolivello è costituito da un gruppo più numeroso di orbitali, così che

nel 1° livello, che è caratterizzato da n=1, è presente solo il tipo s, costituito da un unico orbitale di simmetria sferica; per indicare il sottolivello s del 1° livello, costituito da 1 solo orbitale, si scrive

1s

nel 2° livello al tipo s, che si ripete, si affianca il tipo p, costituito da tre orbitali; per indicare i sottolivelli s e p del 2° livello si scrive:

2s 2p

nel 3° livello al tipo s e al tipo p, che si ripetono, si affianca il tipo d, con cinque orbitali; si ha cioè

3s 3p 3d

nel 4° livello energetico si ha la ripetizione dei tipi di orbitali visti in precedenza; cioè di 4s 4p 4d, ma compaiono anche i 4f, che sono in numero di sette; quindi abbiamo

4s 4p 4d 4f

nel 5° livello energetico si ha la ripetizione dei tipi di orbitali visti in precedenza; cioè di 5s 5p 5d 5f quindi abbiamo

5s 5p 5d 5f

C’è anche il sottolivello 5g che però non si considera perchè resta vuoto e quindi ai fini della struttura elettronica di un atomo è come se non ci fosse.

Nel 6° livello energetico abbiamo

6s 6p 6d

Ci sono altri 3 sottolivelli che però restano sempre vuoti.

Nel 7° livello energetico abbiamo infine

7s 7p

In definitiva si ha la seguente successione di livelli, sottolivelli ed orbitali:

In questa successione, dunque, sono indicati solo gli orbitali che vengono effettivamente riempiti.

Questa successione è molto importante per scrivere la:

Configurazione elettronica

di un elemento.

Si ha dunque il seguente grafico, dove in ordinate compare l'energia:

Determinata la sequenza di livelli e sottolivelli, occorre conoscere alcune informazioni essenziali per poter mettere gli elettroni in ogni livello, sottolivello ed orbitale. Dunque, è necessario sapere

in un sottolivello quanti orbitali ci sono;

quanti elettroni si possono mettere al massimo in ogni orbitale;

qual è l’esatta sequenza di riempimento dei vari sottolivelli.

La risposta all’ultima domanda sembrerebbe essere che l’ordine di riempimento consista nel riempire un livello dopo l’altro: cioè prima di procedere al riempimento del successivo livello, occorre riempire completamente quello in cui ci si è trova; in realtà si vedrà che non è sempre così.
Per rispondere alla seconda domanda, vale il

IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

Il Principio di Esclusione di Pauli è di fondamentale importanza per poter scrivere la configurazione elettronica di un elemento; esso, infatti, permette di stabilire quanti elettroni possono essere collocati in un singolo orbitale.

Si può enunciare così:

In un orbitale dell'atomo di un elemento possono essere sistemati al massimo due elettroni di spin opposto.

oppure

Gli elettroni di uno stesso orbitale devono avere per forza spin opposto e quindi possono essere al massimo 2 per orbitale.

Che cos'è però lo spin?

Se l'elettrone è visualizzato come una sferetta, essa può essere immaginata rotante su se stessa in due versi: uno orario e l'altro antiorario; ad un verso si assegna spin negativo e all'altro spin positivo.

Quindi un orbitale può essere vuoto, contenere un elettrone o, al massimo, due; non esistono altre possibilità.

L’altra domanda riguardava quanti orbitali ci sono in ogni sottolivello.

A questo proposito è necessario dire che la risposta scaturisce da considerazioni complesse di natura matematica sull’equazione di Schroedinger.

Ai fini di questo corso, vale la seguente tabella che stabilisce quanti orbitali ci sono in ogni tipo di sottolivello e quanti elettroni complessivamente possono trovare posto in ognuno di essi.

Con le informazioni acquisite, si possono scrivere le più semplici CONFIGURAZIONI ELETTRONICHE quelle degli elementi chimici con bassi valori di Numero Atomico Z.

Si ha:

Si vede che il riempimento avviene sequenzialmente, livello dopo livello.
Con l’elemento n° 19, cioè con il K (Potassio, Z=19) accade un fatto nuovo, infatti la sua configurazione è:

K (Potassio, Z=19) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 4s¹

quindi il diciannovesimo elettrone va nel sottolivello 4s e non, come ci si aspettava, nel 3d.

Si è arrivati alla prima di una serie di INTERSEZIONI di LIVELLO.
che significa ciò? Significa che il primo sottolivello (il 4s) del 4° Livello viene prima dell’ultimo sottolivello (il 3d) del 3° Livello, e quindi il 4s si riempie prima del 3d; per questo motivo si dice che il 4s e il 3d sono intersecati.

Il fenomeno si chiama Intersezione tra livelli.

Ovviamente a questo punto è facile dedurre che il 20° elettrone, per il Ca (Calcio, Z=20) completerà il 4s:

Ca (Calcio, Z=20) 1s² |2s² 2p6|3s² 3p6 4s²
Solo dopo si comincerà a riempire il 3d, con il 21° elettrone:

Sc (Scandio, Z=21) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 4s² 3d¹

Riempimento che proseguirà con i successivi elementi:

Ti (Titanio, Z=22) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 4s² 3d²
V (Vanadio, Z=23) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 4s² 3d³

Saltando per brevità al Ferro:

Fe (Ferro, Z=26) 1s² |2s² 2p6|3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Il riempimento del 3d proseguirà e si completerà con Rame e Zinco:

Cu (Rame, Z=29) 1s² |2s² 2p6|3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹
Zn (Zinco, Z=30) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰

A questo punto, accade ancora un fatto nuovo: con il 31° elettrone si ristabilisce la giusta sequenza, nel senso che il 3d torna più in basso, energeticamente parlando, del 4s e quindi l’intersezione scompare; si dirà che “l’intersezione è stata superata”

Ga (Gallio, Z=31) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p¹

Riassumendo: l’intersezione si manifesta con K (Z=19), resta per tutto il riempimento del 3d e viene superata solo quando,completato il 3d, c’è un elettrone da mettere nel 4p; si può allora dire che la condizione di superamento dell’Intersezione implica avere a disposizione almeno 13 elettroni perchè,

per superare l’intersezione, è stato necessario riempire il 4s², riempire il 3d¹⁰ ed avere 1 elettrone da mettere nel 4p¹; la condizione di superamento si scrive:

4s² 3d¹⁰ 4p¹

Dunque la condizione di superamento dell’intersezione prevede

il riempimento completo dei due sottolivelli intersecati, e di avere almeno un elettrone da mettere nel sottolivello successivo.

La domanda a questo punto è: quante intersezioni ci sono e come è possibile prevederle?

Fermo restando che

una Intersezione si manifesta quando prima di completare il riempimento di un livello, si passa a quello successivo;

per poter prevedere tutte le Intersezioni che è possibile avere, considerando uno qualunque dei NOVANTADUE elementi naturali, è stata elaborata una regola rappresentabile graficamente e chiamata

La REGOLA della DIAGONALE

Essa altro non è che una rappresentazione grafica chiara ed evidente dell’ordine esatto di riempimento dei vari livelli e sottolivelli:

Un modo diverso e forse più semplice di rappresentrarla è il seguente

È facile rendersi conto che per il riempimento dei primi sottolivelli, da 1s fino a 3p, si procede regolarmente, livello dopo livello; successivamente si comincia, come già visto, con la prima Intersezione tra 4s e 3d, e poi graficamente appare una serie di diagonali (come percorso di riempimento) ognuna delle quali corrisponde a delle Intersezioni; ogni volta che ci si trova davanti ad una intersezione, bisogna discuterla per vedere se c’è un numero sufficiente di elettroni per poterla superare.

Qui sulla destra si ha una rappresentazione dei vari livelli e sottolivelli nell’ordine in cui si trovano lungo una scala arbitraria di energie potenziali crescenti, almeno finchè le Intersezioni sono operanti; cioè finchè non vengono superate.

Utilizzando allora la Regola della Diagonale, è possibile scrivere la Configurazione Elettronica di un elemento qualunque, con l’avvertenza che al momento di scriverla occorre discutere una per una tutte le Intersezioni di Livello incontrate, allo scopo di capire, per ognuna di esse, se ci sono le condizioni perchè siano superate oppure no.
Facciamo almeno un esempio, e consideriamo per questo l’elemento Radio:

Ra (Radio, Z=88)

Iniziamo a scrivere la Configurazione Elettronica guardando passo passo la Regola della Diagonale; chiaro che per i primi sottolivelli non ci sono problemi, dato che il riempimento avviene nell’ordine sequenziale previsto, livello dopo livello:

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶

Arrivati a questo punto, sono stati sistemati 18e- (elettroni), ne sono rimasti 70 e ci troviamo di fronte la prima intersezione 4s 3d; la condizione per il suo superamento si scrive:

4s² 3d¹⁰ 4p¹

ed implica l’impiego di 13e- ; dal momento che ce ne sono ancora 70, la cosa è fattibile, l’intersezione cioè è superata, il 3d torna al posto suo e si completa il 3° livello:

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|

Riempito il 3d, restano 60e- e possono essere riempiti anche il 4s e il 4p, dal momento che appartengono entrambi allo stesso livello, il 4° (e quindi non sono intersecati):

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p⁶

in questo modo siamo arrivati a riempire fino al 4p e restano 52e- .
Guardando la Regola delle Diagonali, si osserva che dal 4p occorre salire al 5s, quindi siamo di fronte ad un’altra intersezione tra 5s e 4d; in questo caso la condizione di superamento si scrive:

5s² 4d¹⁰ 5p¹

e ancora una volta implica l’impiego di 13e- ; dal momento che ce ne sono ancora 52, anch’essa è superata e il 4d può andare al suo posto:

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s²2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p⁶ 4d¹⁰

Riempito il 4d, restano 42e- e possono essere riempiti anche il 5s e il 5p, dal momento che sono sottolivelli non intersecati dello stesso livello (il 5°):

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶

E così restano 34e- e la regola diagonale indica che occorre salire al 6s, incontrando un’altra intersezione tra 6s e 4f, con la condizione di superamento che si scrive

6s² 4f¹⁴ 5d¹
implicando l’utilizzo di 17e- ; dal momento che ne abbiamo ancora 34, ci sono le condizioni di superamento dell’intersezione, con il 4f che va al posto suo, prima dei sottolivelli già riempiti 5s e 5p:

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s2 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴|5s² 5p⁶

In questo modo si completa anche il 4° livello e restano 20e- ; sistemato il 4f, dell’intersezione discussa restano i sottolivelli 6s e 5d che sono a loro volta intersecati,

dando luogo ad altra intersezione, che va discussa, aggiungendo come 3° sottolivello il 6p:

6s² 5d¹⁰ 6p¹

il superamento di quest’ultima intersezione richiede evidentemente 13e-. Dal momento che di elettroni ce ne sono ancora 20, anche questa intersezione è superata, consentendo il riempimento del 5d:

Ra (Radio, Z=88) 1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴|5s² 5p⁶ 5d¹⁰

restano poi 10e- e i sottolivelli 6s e 6p

che possono essere riempiti perché non intersecati, in quanto appartenenti allo stesso 6° livello:

Ra (Radio, Z=88)
1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴|5s² 5p⁶5d¹⁰ 6s² 6p⁶

in tal modo restano solo 2 elettroni che vanno evidentemente nel 7s, consentendo di completare la configurazione elettronica del Radio:

Ra (Radio, Z=88)
1s² |2s² 2p⁶|3s² 3p⁶ 3d¹⁰|4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴|5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶ 7s²

Questa discussione completa effettuata dovrebbe servire a comprendere in che modo si procede per scrivere le configurazioni elettroniche applicando la regola della diagonale.

Ricordiamo che lo scopo della trattazione che si sta affrontando, è quello di arrivare a spiegare come i vari elementi possano formare legami chimici e perché alcuni non sono in grado di farlo.

Così, una volta che si è in grado di scrivere la configurazione elettronica, si passa alla questione successiva che riguarda la determinazione della CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ESTERNA.
Data la Configurazione Elettronica di un elemento, si definisce Configurazione Elettronica Esterna la parte di configurazione elettronica che si riferisce al livello più esterno occupato da elettroni. Per la sua determinazione si procede nel modo seguente:

una volta scritta la configurazione elettronica, si cerca il valore massimo del numero quantico principale, la prima volta che compare, se è presente due volte, e si immagina di sottolineare la parte di configurazione elettronica da quel punto verso destra: tutto quello che viene sottolineato fa parte della configurazione elettronica esterna.

Quindi:

La configurazione elettronica esterna di un elemento è rappresentata dagli elettroni dell'ultimo livello energetico occupato e da come sono in esso distribuiti.

Per esempio, nei casi seguenti si vede facilmente che la configurazione elettronica esterna è data da ciò che è stato sottolineato ed evidenziato con un colore del carattere diverso dal nero:

Si può osservare che le configurazioni elettroniche esterne sono di 2 tipi, a seconda che siano composte da sottolivelli intersecati (es. quella del Ferro 4s² 3d⁶) oppure no.
Nel primo caso (quando i sottolivelli sono intersecati) si tratta di un elemento di tipo B; nel secondo caso si tratta di un elemento di tipo A.

Se dunque i sottolivelli che fanno parte della configurazione elettronica esterna sono intersecati (i valori del numero quantico principale sono diversi) l’elemento chimico è di tipo B; al contrario se non sono intersecati (i valori del numero quantico principale sono uguali), l’elemento è di tipo A.

In base alla configurazione elettronica esterna, gli elementi sono riuniti in gruppi chimici; e quindi diremo che

Due elementi appartengono allo stesso gruppo chimico se la loro
Configurazione elettronica Esterna
è rappresentata dalla stessa
Configurazione elettronica esterna generale.
I gruppi chimici possono essere di tipo A e di tipo B: si dirà che un gruppo è di tipo A, se i suoi elementi hanno configurazione elettronica esterna di tipo A che è caratterizzata da sottolivelli non intersecati;
diversamente sarà un gruppo chimico di tipo B o con sottolivelli esterni intersecati.

I gruppi chimici di cui si approfondisce lo studio e la composizione in termini di elementi costituenti sono quelli di tipo A.
Allora i gruppi chimici di tipo A sono 8 (otto) e l’appartenenza al gruppo si stabilisce contando il
numero TOTALE di elettroni esterni
cioè presenti nella
Configurazione elettronica esterna
(si fa la somma degli esponenti); cosí per esempio nel caso del Cloro la configurazione elettronica esterna è 3s² 3p⁵ e di conseguenza il cloro appartiene al 7° gruppo di tipo A (2e^- + 5e^- = 7e^- => 7° gruppo A).
Per capire meglio, consideriamo i seguenti esempi:

Li (Litio, Z=3) : 1s² | 2s¹
Na (Sodio, Z=11) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s¹
K (Potassio, Z=19) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 4s¹
Rb (Rubidio, Z=37) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 5s¹
Cs (Cesio, Z=55) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s²5p⁶ 6s¹
Fr (Francio, Z=87) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶ 6s² 6p⁶ 7s¹

Dove quelle evidenziate in giallo sono le configurazioni elettroniche esterne, dalle quali si vede che si tratta degli elementi del 1° gruppo di tipo A, perchè sono tutti rappresentati dalla configurazione esterna generale ns¹, avendo tutti un solo elettrone esterno in un orbitale di tipo s.
Riassuntivamente per il gruppo 1°A si ha:

Si può dire quindi che la configurazione elettronica esterna generale degli elementi del gruppo 1°A è ns¹, dove n può assumere i valori 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Cosí avremo:

Be (Berillio, Z=4) : 1s² | 2s²
Mg (Magnesio, Z=12) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s²
Ca (Calcio, Z=20) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 4s²
Sr (Stronzio, Z=38) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 5s²
Ba (Bario, Z=56) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s²5p⁶ 6s²
Ra (Radio, Z=88) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶ 6s² 6p⁶ 7s²

Dove quelle evidenziate in giallo sono le configurazioni elettroniche esterne, dalle quali si vede che si tratta degli elementi del 2° gruppo di tipo A, perchè sono tutti rappresentati dalla configurazione esterna generale ns², avendo tutti due elettroni esterni in un orbitale di tipo s.
Riassuntivamente per il gruppo 2°A si ha:

Si può dire quindi che la configurazione elettronica esterna generale degli elementi del gruppo 2°A è ns², dove n può assumere i valori 2, 3, 4, 5, 6, 7.
E per i gruppi A successivi ? Beh, in essi si avrà, nella configurazione elettronica esterna, il progressivo riempimento degli orbitali di tipo p, passando da un gruppo all'altro; cosí è facile rendersi conto che:

B (Boro, Z=5) 1s² | 2s² 2p¹
Al (Alluminio, Z=13) 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p¹
Ga (Gallio, Z=31) 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p¹
In (Indio, Z=49) 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p¹
Tl (Tallio, Z=81) 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴| 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p¹

sono gli elementi del gruppo 3° A, la cui configurazione elettronica esterna ha formula generale ns² np¹ dove n può andare da 2 a 6;
Riassuntivamente per il gruppo 3°A si ha:

C (Carbonio, Z=6) : 1s² | 2s² 2p²
Si (Silicio, Z=14) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p²
Ge (Germanio, Z=32) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p²
Sn (Stagno, Z=50) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p²
Pb (Piombo, Z=82) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴| 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p²

sono esempi di elementi del gruppo 4° A, la cui configurazione elettronica esterna ha formula generale ns² np² dove n può andare da 2 a 6;
Riassuntivamente per il gruppo 4°A si ha:

N (Azoto, Z=7) : 1s² | 2s² 2p³
P (Fosforo, Z=15) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s²2p³
As (Arsenico, Z=33) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p³
Sb (Antimonio, Z=51) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p³
Bi (Bismuto, Z=83) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴| 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p³

sono gli esempi di elementi del gruppo 5° A, la cui configurazione elettronica esterna ha formula generale ns² np³ dove n può andare da 2 a 6;
Riassuntivamente per il gruppo 5°A si ha:

O (Ossigeno, Z=8) : 1s² | 2s² 2p⁴
S (Zolfo, Z=16) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s²2p⁴
Se (Selenio, Z=34) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁴
Te (Tellurio, Z=52) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁴
Po (Polonio, Z=84) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴| 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴

sono gli esempi di elementi del gruppo 6° A, la cui configurazione elettronica esterna ha formula generale ns² np⁴ dove n può andare da 2 a 6;
Riassuntivamente per il gruppo 6°A si ha:

F (Fluoro, Z=9) : 1s² | 2s² 2p⁵
Cl (Cloro, Z=17) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s²2p⁵
Br (Bromo, Z=35) :1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁵
I (Iodio, Z=53) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵
At (Astato, Z=85) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴| 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵

sono gli esempi di elementi del gruppo 7° A, la cui configurazione elettronica esterna ha formula generale ns² np⁵ dove n può andare da 2 a 6;
Riassuntivamente per il gruppo 7°A si ha:

Ne (Neon, Z=10) : 1s² | 2s² 2p⁶
Ar (Argo, Z=18) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s²2p⁶
Kr (Kripton, Z=36) :1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶
Xe (Xenon, Z=54) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶
Rn (Radon, Z=86) : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s² 3p⁶ 3d¹⁰| 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴| 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶
Che sono gli elementi del gruppo 8° A, la cui configurazione elettronica esterna generale è ns²np⁶.
Riassuntivamente per il gruppo 8°A si ha:

Realizzato a cura di Michele Alibrandi (classe 2A ITIS Ferracciu di Tempio Pausania) e prof. Strusi; A.S. 2013/2014