Diferenciālā elektronu kvantu numuri, kā to zināt un piemēri



The diferenciālo elektronu vai diferencētājs ir pēdējais elektrons, kas ievietots atoma elektroniskās konfigurācijas secībā. Kāpēc viņa vārds? Lai atbildētu uz šo jautājumu, ir nepieciešama atoma pamatstruktūra: tās kodols, vakuums un elektroni.

Kodols ir blīvs, kompakts pozitīvo daļiņu kopums, ko sauc par protoniem, un neitrālās daļiņas. Protoni definē atomu skaitu Z un kopā ar neitroniem veido atomu masu. Tomēr atoms nevar uzņemties tikai pozitīvas maksas; tāpēc elektroni orbītā ap kodolu, lai to neitralizētu. 

Tādējādi katram protam, kas tiek pievienots kodolam, jaunais elektrons ir iestrādāts tā orbitālēs, lai novērstu pieaugošo pozitīvo lādiņu. Šādā veidā jaunais elektronu, diferenciālo elektronu, ir cieši saistīts ar atomu skaitu Z.

Diferenciālais elektrons atrodas ārējā elektroniskajā slānī: valences slānī. Tāpēc, jo tālāk jūs esat no kodola, jo lielāka ir ar to saistīta enerģija. Šī enerģija ir atbildīga par to līdzdalību, kā arī pārējiem valences elektroniem elementiem raksturīgajās ķīmiskās reakcijās.

Indekss

  • 1 Kvantu numuri
  • 2 Kā zināt diferenciālo elektronu?
  • 3 Piemēri vairākos elementos
    • 3.1 Hlora
    • 3.2 ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ _
    • 3.3. Magnija
    • 3.4 ↑ ↓
    • 3.5 Cirkonijs
    • 3.6 Nezināms elements
    • 3.7 ↑ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
  • 4 Atsauces

Kvantu numuri

Tāpat kā pārējie elektroni, diferenciālo elektronu var identificēt ar četriem kvantu skaitļiem. Bet kādi ir kvantu skaitļi? Tie ir "n", "l", "m" un "s".

Kvantu skaitlis "n" apzīmē atoma lielumu un enerģijas līmeņus (K, L, M, N, O, P, Q). "L" ir sekundārais vai azimutālais kvantu skaits, kas norāda atomu orbitālu formu, un ņem orbītu "s", "p", "d" un "f" vērtības 0, 1, 2 un 3. , attiecīgi.

"M" ir magnētiskais kvantu skaits un norāda orbītu telpisko orientāciju magnētiskā laukā. Tādējādi, 0 par "s" orbitāli; -1, 0, +1 attiecībā uz "p" orbitāli; -2, -1, 0, +1, +2 orbitālai "d"; un -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 attiecībā uz "f" orbitāli. Visbeidzot, spin "s" kvantu skaits (+1/2 par ↑ un -1/2 par ↓).

Tāpēc diferencētajam elektronam ir iepriekšējie kvantu skaitļi ("n", "l", "m", "s"). Tā kā tas novērš jauno pozitīvo lādiņu, ko rada papildu protons, tas arī nodrošina elementa atomu skaitu Z.

Kā zināt diferenciālo elektronu?

Augšējā attēlā ir attēloti elektronisko konfigurāciju elementi no ūdeņraža uz neona gāzi (H → Ne).

Šajā gadījumā atvērto slāņu elektroni tiek apzīmēti ar sarkano krāsu, bet slēgto slāņu elektroniem ir zila krāsa. Slāņi attiecas uz kvantu skaitu "n", kas ir pirmais no četriem.

Tādā veidā H (red no sarkanās krāsas) valences konfigurācija pievieno vēl vienu elektronu ar pretēju orientāciju, lai kļūtu par He (↓ ↑, abi zili, jo tagad līmenis 1 ir aizvērts). Šis pievienotais elektrons ir diferenciālais elektrons.

Tādējādi grafiski var novērot, kā diferenciālo elektronu pievieno elementu valences slānim (sarkanām bultiņām), diferencējot tās viena no otras. Elektroni aizpilda orbītas, ievērojot Hunda likumu un Paulinga izslēgšanas principu (ideāli novērots no B līdz Ne)..

Un kā ar kvantu skaitļiem? Tie definē katru bultiņu - proti, katru elektronu - un to vērtības var apstiprināt ar elektronisko konfigurāciju, lai uzzinātu, vai tie ir diferenciāli elektroni..

Piemēri vairākos elementos

Hlors

Hlora (Cl) gadījumā tā atomu skaits Z ir vienāds ar 17. Elektroniskā konfigurācija ir 1s22s2sp63s23p5. Ar sarkanu apzīmētās orbītas atbilst tām valences slānim, kuras ir atvērtas 3. līmenī.

Diferenciālais elektrons ir pēdējais elektrons, kas ievietots elektroniskajā konfigurācijā, un hlora atoms ir 3p orbitāla, kura izvietojums ir šāds:

↓ ↓  ↓ ↓  ↑

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Ievērojot Hunda likumu, vispirms aizpildiet vienādas enerģijas 3p orbītas (viena bultiņa uz augšu katrā orbitālā). Otrkārt, pārējie elektroni savienojas ar vientuļajiem elektroniem no kreisās uz labo pusi. Diferenciālais elektrons ir attēlots zaļā rāmī.

Tādējādi hlora diferenciālajam elektronam ir šādi kvantu skaitļi: (3, 1, 0, -1/2). Tas ir, "n" ir 3; "L" ir 1, orbītā "p"; "M" ir 0, jo tā ir vidēja "p" orbītā; un "s" ir -1/2, jo bultiņa norāda uz leju.

Magnija

Magnija atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s22s2sp63s2, pārstāvot orbitālu un tā valences elektronu tādā pašā veidā:

↓ ↓

3s

0

Šoreiz diferenciālajam elektronam ir kvantu skaitļi 3, 0, 0, -1/2. Vienīgā atšķirība šajā gadījumā attiecībā uz hloru ir tā, ka kvantu skaits "l" ir 0, jo elektronam ir "s" orbitāls (3s)..

Cirkonijs

Cirkonija atoma (pārejas metāla) elektroniskā konfigurācija ir 1s22s2sp63s23p64s23d104p65s24d2. Tāpat kā iepriekšējos gadījumos, valences orbītu un elektronu attēlojums ir šāds:

Tādējādi kvantitātes skaitļi diferencētajam elektronam, kas apzīmēti ar zaļu, ir: 4, 2, -1, +1/2. Tā kā elektronam ir otrais orbitālais "d", tam ir kvantu skaitlis "m" -1. Tā kā bultiņa norāda uz augšu, tā centrifūgas numurs "s" ir vienāds ar +1/2.

Nezināms elements

Diferenciālā elektrona kvantu skaitļi nezināmam elementam ir 3, 2, +2, -1/2. Kāds ir elementa atoma numurs Z? Z zinot, jūs varat atšifrēt, kas ir elements.

Šoreiz, tā kā "n" ir vienāds ar 3, tas nozīmē, ka elements ir periodiskā tabulas trešajā periodā ar "d" orbitālēm kā valences slāni ("l" ir 2). Tāpēc orbītas ir attēlotas kā iepriekšējā piemērā:

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Kvantu skaitļi "m", kas ir vienādi ar +2, un "s" ir -1/2, ir atslēgas, lai pareizi atrastu diferenciālo elektronu pēdējā 3d orbitālā.

Tādējādi elementam, kas tiek meklēts, ir 3d orbitāli10 pilna, tāpat kā tās iekšējie elektroniskie slāņi. Visbeidzot, elements ir cinka metāls (Zn)..

Tomēr diferenciālā elektrona kvantu skaitļi nevar atšķirt cinku un varu, jo pēdējam ir arī pilnīgi 3d orbitāli. Kāpēc? Tā kā vara ir metāls, kas neatbilst noteikumiem par elektronu aizpildīšanu kvantu dēļ.

Atsauces

  1. Jim Branson (2013). Hunda noteikumi Saturs iegūts 2018. gada 21. aprīlī no: quantummechanics.ucsd.edu
  2. 27. lekcija: Hunda noteikumi. Saturs iegūts 2018. gada 21. aprīlī no: ph.qmul.ac.uk
  3. Purdue universitāte. Kvantu numuri un elektronu konfigurācijas. Saturs iegūts 2018. gada 21. aprīlī no: chemed.chem.purdue.edu
  4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Fizika Salvat, S.A. no Ediciones Pamplona, ​​12. sējums, Spānija, 314. – 322.
  5. Walter J. Moore. (1963). Fiziskā ķīmija In daļiņas un viļņi. Ceturtais izdevums, Longmans.