Diferentsiaalelektroni kvoodinumbrid, kuidas seda tunda ja näiteid

The diferentsiaalelektron või diferentsiaal on viimane elektron, mis on paigutatud aatomi elektroonilise konfiguratsiooni järjestusse. Miks on tema nimi? Sellele küsimusele vastamiseks on vajalik aatomi põhistruktuur: selle tuum, vaakum ja elektronid.

Tuum on tihe, kompaktne positiivsete osakeste kogum, mida nimetatakse prootoniteks, ja neutraalsed osakesed, mida nimetatakse neutroniteks. Prootonid määratlevad aatomnumbri Z ja koos neutronitega moodustavad nad aatomimassi. Aatom ei saa siiski kanda ainult positiivseid laenguid; Sellepärast elektronid ringi tuuma ümber, et seda neutraliseerida. 

Seega lisatakse igale tuumale lisatud prootonile uus elektron, mis vastandub kasvavale positiivsele laengule. Sel viisil on uus lisatud elektron, diferentsiaalelektron, tihedalt seotud aatomi numbriga Z.

Diferentsiaalelektron on kõige välises elektroonilises kihis: valentsikiht. Seega, mida kaugemal olete tuumast, seda suurem on sellega seotud energia. See energia on vastutav nii nende osalemise kui ka ülejäänud valentselektronide eest elementidele iseloomulike keemiliste reaktsioonide puhul.

Indeks

• 1 Kvantarvud
• 2 Kuidas tunda diferentsiaalelektronit?
• 3 Mitme elemendi näited
  • 3.1 Kloor
  • 3.2 ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ _
  • 3.3 Magneesium
  • 3.4 ↑ ↓
  • 3.5 Tsirkoonium
  • 3.6 Tundmatu element
  • 3.7 ↑ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
• 4 Viited

Kvantarvud

Nagu ülejäänud elektronid, saab diferentsiaalelektroni identifitseerida nelja kvantarvuga. Aga millised on kvantarvud? Need on "n", "l", "m" ja "s".

Kvantarv "n" tähistab aatomi ja energia tasemeid (K, L, M, N, O, P, Q). "L" on sekundaarne või asimuutne kvantarv, mis näitab aatomite orbitaalide kuju ja võtab orbitaalide "s", "p", "d" ja "f" väärtused 0, 1, 2 ja 3. , vastavalt.

"M" on magnetiline kvantarv ja näitab orbitaalide ruumilist orientatsiooni magnetvälja all. Seega on "s" orbitaali jaoks 0; -1, 0, +1 "p" orbiidi jaoks; -2, -1, 0, +1, +2 orbiidi "d" jaoks; ja -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, "f" orbiidi jaoks. Lõpuks, spin "s" kvantarv (+1 / 2 ↑ ja -1/2 ↓ puhul).

Seetõttu on diferentsiaalelektronil vastavad varasemad kvantarvud ("n", "l", "m", "s"). Kuna see takistab täiendava prootoni tekitatud uut positiivset laengut, siis annab see ka elemendi aatomnumbri Z.

Kuidas tunda diferentsiaalelektronit?

Ülemises pildis on esindatud vesiniku ja neoongaasi (H → Ne) elementide elektroonilised konfiguratsioonid.

Sel juhul on avatud kihtide elektronid tähistatud punase värviga, samas kui suletud kihtide elektronid on tähistatud sinise värviga. Kihid viitavad kvantarvule "n", mis on esimene neljast.

Sel viisil lisab H (configuration punase värvi) valentsikonfiguratsioon teise vastupidise orientatsiooniga elektroni (↓ ↑, mõlemad sinised, sest nüüd tase 1 on suletud). See lisatud elektron on diferentsiaalelektron.

Seega saab graafiliselt jälgida, kuidas diferentsiaalelektron lisatakse elementide valentsikihile (punased nooled), eristades neid üksteisest. Elektronid täidavad orbiidid, mis austavad Hundi reeglit ja Paulingi väljajätmise põhimõtet (täies ulatuses täheldatud B-st Ne-le).

Ja mis on kvantarvud? Need määratlevad iga noolt - st iga elektroni - ja nende väärtusi saab kinnitada elektroonilise konfiguratsiooniga, et teada saada, kas need on diferentsiaalelektronid või mitte..

Näited mitmetest elementidest

Kloor

Kloori (Cl) puhul on selle aatomnumber Z võrdne 17. Elektrooniline konfiguratsioon on siis 1 s²2s²sp⁶3s²3p⁵. Punasega tähistatud orbitaalid vastavad valentsikihile, mis on 3. taseme avatud.

Diferentsiaalelektron on viimane elektron, mis on paigutatud elektroonilisse konfiguratsiooni, ja kloori aatom on 3p orbiidi aatom, mille dispositsioon on järgmine:

↓ ↓  ↓ ↓  ↑

3px 3pz 3pz

(-1) (0) (+1)

Hundi reeglit järgides täitke kõigepealt võrdse energiaga 3p orbitaalid (üks nool ülespoole igas orbitaalis). Teiseks, teised elektronid eralduvad üksildaste elektronidega vasakult paremale. Diferentsiaalelektron on kujutatud rohelises raamis.

Seega on kloori diferentsiaalelektronil järgmised kvantinumbrid: (3, 1, 0, -1/2). See tähendab, et "n" on 3; "L" on 1, orbitaalne "p"; "M" on 0, kuna see on söötme "p" orbitaal; ja "s" on -1/2, kuna nool osutab alla.

Magneesium

Magneesiumi aatomi elektrooniline konfiguratsioon on 1 s²2s²sp⁶3s², esindavad orbiidi ja selle valentselektroni samal viisil:

↓ ↓

3s

0

Seekord on diferentsiaalelektronil kvantarvud 3, 0, 0, -1/2. Ainus erinevus selles osas kloori suhtes on see, et kvantarv "l" on 0, sest elektron on "s" orbiidil (3s)..

Tsirkoonium

Tsirkooniumi aatomi (siirdemetall) elektrooniline konfiguratsioon on 1 s²2s²sp⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d². Samamoodi nagu varasematel juhtudel, on valents orbitaalide ja elektronide kujutis järgmine:

Seega on rohelise diferentsiaalelektroni kvantarvud järgmised: 4, 2, -1, +1/2. Siin, kuna elektron võtab teise orbiidi "d", on selle kvantarv "m" -1. Samuti, kuna nool osutab üles, on selle spin number "s" võrdne +1/2.

Tundmatu element

Erineva elektroni kvantinumbrid tundmatu elemendi jaoks on 3, 2, +2, -1/2. Mis on elemendi aatomi number Z? Teades Z, saate selle elemendi dešifreerida.

Seekord, kuna "n" on võrdne 3-ga, tähendab see, et element on perioodilise tabeli kolmandal perioodil, kusjuures valentsikihina on "d" orbitaalid ("l" võrdsed 2-ga). Seetõttu on orbitaalid esindatud nagu eelmises näites:

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Kvantarvud "m", mis on võrdsed +2 ja "s" võrduvad -1/2, on klahvid diferentsiaalelektroni õigeks leidmiseks viimases 3d orbiidis.

Seega on soovitud elemendil 3d orbitaalid¹⁰ täis, just nagu selle sisemised elektroonilised kihid. Kokkuvõtteks võib öelda, et element on tsinkmetall (Zn).

Kuid diferentsiaalelektroni kvantarvud ei saa tsingi ja vase vahel eristada, kuna viimasel on ka täis 3d orbitaalid. Miks? Kuna vask on metall, mis ei vasta elektronide täitmiseks kvantsi põhjustel.

Viited

1. Jim Branson (2013). Hundi reeglid Välja otsitud 21. aprillil 2018, alates: quantummechanics.ucsd.edu
2. 27. loeng: Hundi reeglid. Välja otsitud 21. aprillil 2018 kellelt: ph.qmul.ac.uk
3. Purdue ülikool. Kvantarvud ja elektronkonfiguratsioonid. Välja otsitud 21. aprillil 2018 kellelt: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Füüsika Salvat, S.A. Ediciones Pamplona, ​​köide 12, Hispaania, lk 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Füüsiline keemia Sisse osakesi ja laineid. Neljas väljaanne, Longmans.