Kopīgot:
Kādi ir enerģijas apakšlīmeņi?
The enerģijas līmeņi atomos tie ir forma, kādā elektroni ir sakārtoti elektroniskajos slāņos, to sadalījums molekulā vai atomā. Šos enerģijas apakšlīmeņus sauc par orbitālēm.
Elektronu organizācija apakšlīmeņos ir tas, kas ļauj dažādu atomu ķīmiskajām kombinācijām, kā arī nosaka to pozīciju elementu periodiskajā tabulā.
Elektronus atomu elektroniskajos slāņos sakārto zināmā veidā ar kvantu stāvokļu kombināciju. Pašlaik, kad viens no šiem stāvokļiem aizņem elektrons, pārējie elektroni jānovieto citā stāvoklī.
Ievads
Katrs ķīmiskā elements periodiskajā tabulā sastāv no atomiem, kas savukārt sastāv no neitroniem, protoniem un elektroniem. Elektroni ir negatīvi lādētas daļiņas, kas atrodamas ap jebkura atoma kodolu, kas ir sadalīts elektronu orbitālēs.
Elektronu orbitāli ir telpas tilpums, kurā elektronam ir 95% iespēja atrasties. Ir dažāda veida orbītas, ar dažādām formām. Katrā orbītā var atrasties ne vairāk kā divi elektroni. Pirmā atoma orbitālā ir tā, kur ir vislielākā varbūtība atrast elektronus.
Orbitāles apzīmē ar burtiem s, p, d un f, tas ir, Sharp, Princips, Difūzija un Fundamentāls, un apvieno, kad atomi pievienojas, veidojot lielāku molekulu. Šīs orbītu kombinācijas ir atrodamas katrā atoma slānī.
Piemēram, atoma 1. slānī ir S orbitāli, 2. slānī ir S un P orbitāli, atoma 3. slānī ir S, P un D orbīti, un visbeidzot atoma 4. slānī ir visi S, P, D un F orbitāli.
Arī orbītā atrodam dažādus apakšlīmeņus, kas savukārt var saglabāt vairāk elektronu. Dažādu enerģijas līmeņu orbītas ir līdzīgas viena otrai, bet aizņem dažādas telpas.
Pirmajai orbitālai un otrai orbitālai ir tādas pašas īpašības, kādas orbitālam S ir radiālie mezgli, tiem ir lielāka sfēriskā tilpuma varbūtība un var būt tikai divi elektroni. Tomēr tie atrodas dažādos enerģijas līmeņos un tādējādi aizņem dažādus laukumus ap kodolu.
Atrašanās vieta elementu periodiskajā tabulā
Katra no elementu elektroniskajām konfigurācijām ir unikāla, tāpēc tās nosaka savu pozīciju elementu periodiskajā tabulā. Šo pozīciju nosaka katra elementa periods un tā atomu skaits pēc to elementu skaita, kuri ir elementa atoma.
Tādā veidā, izmantojot periodisko tabulu, lai noteiktu elektronu konfigurāciju atomos, ir būtiska nozīme. Elementi tiek sadalīti grupās atbilstoši to elektroniskajām konfigurācijām:
Katrs orbitāls ir attēlots konkrētos blokos elementu periodiskajā tabulā. Piemēram, orbitālais bloks S ir sārmu metālu reģions, pirmā grupa tabulā un kur ir seši elementi - litijs (Li), rubīdijs (Rb), kālija (K), nātrija (Na), Francio ( Fr) un Cēzijs (Cs), kā arī ūdeņradis (H), kas nav metāls, bet gan gāze.
Šai elementu grupai ir elektrons, kas parasti ir viegli pazūd, veidojot pozitīvi uzlādētu jonu. Tie ir visaktīvākie metāli un visaktīvākie.
Ūdeņradis, šajā gadījumā ir gāze, bet tas ietilpst elementu periodiskās tabulas 1. grupā, jo tam ir tikai viens elektrons. Ūdeņradis var veidot jonus ar vienu pozitīvu lādiņu, bet tās vienotā elektrona iegūšanai nepieciešams daudz vairāk enerģijas nekā elektronu noņemšana no citiem sārmu metāliem. Veidojot savienojumus, ūdeņradis parasti rada kovalentās saites.
Tomēr ļoti augstā spiedienā ūdeņradis kļūst metāls un darbojas kā pārējie tās grupas elementi. Tas notiek, piemēram, Jupitera planētas kodolā.
2. grupa atbilst sārmzemju metāliem, jo to oksīdiem piemīt sārmainas īpašības. Šīs grupas elementu vidū ir magnijs (Mg) un kalcijs (Ca). Viņu orbītas arī pieder pie S līmeņa.
Pārejas metāliem, kas atbilst periodiskās tabulas grupām no 3 līdz 12, ir D tipa orbitāli.
Elementi, kas no 13. līdz 18. grupai ir tabulā, atbilst P. orbitālēm, un visbeidzot elementiem, kas pazīstami kā lantanīdi un aktinīdi, ir nosaukuma F orbītas..
Elektrona atrašanās vieta orbitālēs
Atomi orbitālos ir atrodami elektroni kā veids, kā samazināt enerģiju. Tāpēc, ja jūs cenšaties palielināt enerģiju, elektroni aizpildīs galvenos orbitālā līmeņus, virzoties prom no atoma kodola..
Mums ir jāņem vērā, ka elektroniem ir raksturīga īpašība, kas pazīstama kā spin. Tā ir kvantu koncepcija, kas cita starpā nosaka elektrona spinēšanu orbitālā. Kas ir būtiski, lai noteiktu jūsu pozīciju enerģijas apakšlīmeņos.
Noteikumi, kas nosaka elektronu stāvokli atoma orbitālēs, ir šādi:
- Aufbau princips: Elektroni vispirms iekļūst orbitālēs ar zemāku enerģiju. Šis princips balstās uz atsevišķu atomu enerģijas līmeņu diagrammām.
- Pauli izslēgšanas princips: atomu orbītā var aprakstīt vismaz divus elektronus. Tas nozīmē, ka tikai divi elektroni ar atšķirīgu elektronu spin var aizņemt atomu orbitālu.
Tas nozīmē, ka atomu orbītā ir enerģētisks stāvoklis.
- Hunda noteikums: Kad elektroni aizņem vienas un tās pašas enerģijas orbītas, pirmkārt, elektroni ieies tukšos orbitālos. Tas nozīmē, ka elektroni dod priekšroku paralēliem spiniem atsevišķos enerģijas apakšlīmeņu orbitālos.
Pirms saskaroties ar pretējiem spiniem, elektroni aizpildīs visus apakšlīmeņu orbītas.
Īpašas elektroniskās konfigurācijas
Ir arī atomi ar īpašiem enerģijas apakšlīmeņu gadījumiem. Ja divi elektroni aizņem vienu un to pašu orbitāli, tiem ir jābūt ne tikai dažādiem griezieniem (kā to norāda Pauli izslēgšanas princips), bet elektronu savienošana nedaudz palielina enerģiju..
Enerģijas apakšlīmeņu gadījumā pusei pilna un viena pilna pilnā apakšlīmeņa samazina atoma enerģiju. Tas izraisa atomam lielāku stabilitāti.
Atsauces
- Elektronu konfigurācija. Izgūti no Wikipedia.com.
- Elektroniskās konfigurācijas Intro. Izgūti no chem.libretexts.org.
- Orbitāli un obligācijas. Saturs iegūts no chem.fsu.edu.
- Periodiskā tabula, galvenie grupas elementi. Izgūti no newworldencyclopedia.org.
- Electro konfigurācijas principi. Atgūts no sartep.com.
- Elementu elektroniskā konfigurācija. Izgūti no science.uwaterloo.ca.
- Elektronu spin. Izgūti no hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.