Kas ir ārējā elektroniskā konfigurācija?



The elektroniskā konfigurācija, sauc arī par elektronisko struktūru, ir elektronu izvietojums enerģijas līmeņos ap atomu kodolu.

Saskaņā ar seno Bohra atomu modeli elektroni ieņem vairākus līmeņus orbītā ap kodolu, no pirmā slāņa, kas ir vistuvāk kodolam, K līdz septītajam slānim Q, kas ir vistālāk no kodola.

Runājot par precīzāku kvantu mehānisko modeli, K-Q slāņi ir sadalīti orbītu kopumā, no kuriem katrs var aizņemt ne vairāk kā vienu elektronu pāri (Encyclopædia Britannica, 2011).

Bieži vien elektroniskā konfigurācija tiek izmantota, lai aprakstītu atoma orbītas tās pamatstāvoklī, bet to var izmantot arī, lai attēlotu atomu, kas ir jonizēts katjonā vai anjonā, kompensējot elektronu zudumu vai ieguvumu attiecīgajās orbitās.

Daudzas elementu fizikālās un ķīmiskās īpašības var saistīt ar to unikālajām elektroniskajām konfigurācijām. Valences elektroni, elektroni visattālākajā slānī, ir noteicošais faktors elementa unikālajai ķīmijai.

Elektronisko konfigurāciju pamatjēdzieni

Pirms atomu elektronu piešķiršanas orbitālēm ir jāiepazīstas ar elektronisko konfigurāciju pamatjēdzieniem. Katrs Periodiskās tabulas elements sastāv no atomiem, kas sastāv no protoniem, neitroniem un elektroniem.

Elektroniem ir negatīvs lādiņš, un tie ir atrodami ap atoma kodolu elektrona orbitālēs, kas definēti kā telpas tilpums, kurā elektronu var atrast 95% varbūtībā.

Četriem dažādiem orbītu veidiem (s, p, d un f) ir dažādas formas, un orbītā var būt ne vairāk kā divi elektroni. P, d un f orbitālēm ir dažādi apakšlīmeņi, tāpēc tie var saturēt vairāk elektronu.

Kā norādīts, katra elementa elektroniskā konfigurācija ir unikāla tās pozīcijai periodiskajā tabulā. Enerģijas līmeni nosaka periods, un elektronu skaitu nosaka elementa atomu skaits.

Orbitāli dažādos enerģijas līmeņos ir līdzīgi viens otram, bet aizņem dažādas telpas kosmosā.

1s orbitālam un 2s orbitālam ir orbitālās s īpašības (radiālie mezgli, sfēriskie tilpuma varbūtības, tie var saturēt tikai divus elektronus utt.). Bet, tā kā tie atrodami dažādos enerģijas līmeņos, tie aizņem dažādas telpas ap kodolu. Katru orbitālu var attēlot ar periodiskiem tabulas konkrētiem blokiem.

Bloks s ir sārmu metālu reģions, ieskaitot hēliju (1. un 2. grupa), bloks d ir pārejas metāli (3. – 12. Grupa), bloks p ir 13. – 18. Grupas galveno grupu elementi. , Un bloks f ir lantanīda un aktinīda sērija (Faizi, 2016).

1. attēls: periodiskās tabulas elementi un to periodi, kas mainās atkarībā no orbītu enerģijas līmeņiem.

Aufbau princips

Aufbau nāk no vācu valodas vārda "Aufbauen", kas nozīmē "būvēt". Būtībā, rakstot elektronu konfigurācijas, mēs veidojam elektronu orbītas, kad mēs pārvietojamies no viena atoma uz otru.

Rakstot atoma elektronisko konfigurāciju, mēs piepildīsim orbitāli arvien lielāku atomu skaitļa secībā.

Aufbau princips izriet no Pauli izslēgšanas principa, kurā teikts, ka atomā nav divu fermionu (piemēram, elektronu). Tiem var būt tāds pats kvantu skaits, tāpēc tiem ir "jāierobežo" augstākos enerģijas līmeņos.

Elektronu uzkrāšanās ir elektronu konfigurācijas priekšmets (Aufbau princips, 2015).

Stabiliem atomiem ir tikpat daudz elektronu kā kodoliem. Elektronus savāc ap kodolu kvantu orbitātēs pēc četriem pamatnoteikumiem, ko sauc par Aufbau principu.

  1. Atomā nav divu elektronu, kuriem ir vienādi četri kvantu skaitļi n, l, m un s.
  2. Pirmkārt, elektroni aizņems zemākās enerģijas līmeņa orbītas.
  3. Elektroni vienmēr aizpildīs orbītas ar tādu pašu centrifūgas numuru. Kad orbītas ir pilnas, tas sāksies.
  4. Elektroni aizpildīs orbītas ar kvantu skaitļu n un l summu. Orbitāles ar vienādām vērtībām (n + l) vispirms tiks aizpildītas ar n zemākām vērtībām.

Otrais un ceturtais noteikums pamatā ir vienāds. Ceturtā noteikuma piemērs būtu 2p un 3s orbītas.

2p orbitālis ir n = 2 un l = 2 un 3s orbitāls ir n = 3 un l = 1. (N + l) = 4 abos gadījumos, bet 2p orbitālai ir zemākā enerģija vai zemākā vērtība n un tiks aizpildīta pirms 3s slānis.

Par laimi, 2. attēlā redzamā Moeller diagramma var tikt izmantota elektronu aizpildīšanai. Grafiks tiek nolasīts, izpildot diagonālus no 1s.

2. attēls. Elektroniskās konfigurācijas aizpildīšanas shēma.

2. attēlā redzamas atomu orbītas un bultiņas seko ceļam, kas jāievēro.

Tagad, kad ir zināms, ka orbitāļu secība ir pilna, vienīgais, kas palicis, ir iegaumēt katra orbitāla lielumu.

S orbitālēm ir viena iespējamā m vērtībal satur 2 elektronus

P orbitālēm ir 3 iespējamās m vērtībasl satur 6 elektronus

D orbitālēm ir 5 iespējamās m vērtībasl satur 10 elektronus

F orbitālēs ir 7 iespējamās m vērtībasl satur 14 elektronus

Tas ir viss, kas nepieciešams, lai noteiktu elementa stabilā atoma elektronisko konfigurāciju.

Piemēram, ņemiet slāpekļa elementu. Slāpeklim ir septiņi protoni un līdz ar to septiņi elektroni. Pirmais orbitāls, kas jāaizpilda, ir 1s orbitāls.

Orbitālē ir divi elektroni, tāpēc paliek pieci elektroni. Nākamais orbitāls ir 2s orbitāls un satur nākamos divus. Trīs pēdējie elektroni dosies uz 2p orbitālu, kas var saturēt līdz sešiem elektroniem (Helmenstine, 2017).

Ārējās elektroniskās konfigurācijas nozīme

Elektronu konfigurācijām ir svarīga loma atomu īpašību noteikšanā.

Visiem tās pašas grupas atomiem ir vienāda ārējā elektroniskā konfigurācija, izņemot atomu skaitu n, tāpēc viņiem ir līdzīgas ķīmiskās īpašības..

Daži no galvenajiem faktoriem, kas ietekmē atomu īpašības, ir lielāko okupēto orbītu lielums, augstāko enerģiju orbītu enerģija, orbitālo vakanču skaits un elektronu skaits augstākās enerģijas orbitālos (elektronu konfigurācijas un Atomu īpašības, SF).

Lielākā daļa atomu īpašības var būt saistītas ar piesaistes pakāpi starp elektroniem, kas ir ārpus kodola, un elektronu skaitu visattālākajā elektronu slānī, valences elektronu skaitu..

Ārējā slāņa elektroni ir tie, kas var veidot kovalentās ķīmiskās saites, ir tie, kas spēj jonizēt, veidojot katjonus vai anjonus, un tie, kas dod ķīmisko elementu oksidācijas stāvokli (Khan, 2014).

Tie noteiks arī atomu rādiusu. Tā kā n palielinās, atomu rādiuss palielinās. Kad atoms zaudē elektronu, atomu rādiuss samazināsies sakarā ar negatīvā lādiņa samazināšanos ap kodolu..

Ārējā slāņa elektroni ir tie, kurus ņem vērā ar valences saites teoriju, kristālisko lauku teoriju un molekulāro orbitālo teoriju, lai iegūtu molekulu īpašības un obligāciju hibridizāciju (Bozeman Science, 2013).

Atsauces

  1. Aufbau princips. (2015. gada 3. jūnijs). Saturs iegūts no chem.libretexts: chem.libretexts.org.
  2. Bozeman Zinātne. (2013, Agoto 4). Elektronu konfigurācija. Ņemts no youtube: youtube.com.
  3. Elektronu konfigurācijas un atomu īpašības. (S.F.). Ņemts no oneonta.edu: oneonta.edu.
  4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. septembris). Elektroniskā konfigurācija. Ņemts no britannica: britannica.com.
  5. Faizi, S. (2016, 12. jūlijs). Elektroniskās konfigurācijas. Ņemts no chem.libretexts: chem.libretexts.org.
  6. Helmenstine, T. (2017. gada 7. marts). Aufbau princips - elektroniskā struktūra un Aufbau princips. Ņemts no thinkco: thinkco.com.
  7. Khan, S. (2014, 8. jūnijs). Valences elektroni un līmēšana. Ņemts no khanacademy: khanacademy.org.