Mis on väline elektrooniline konfiguratsioon?



The elektrooniline konfiguratsioon, nimetatakse ka elektroonilist struktuuri, on elektronide paigutus energia tasemel aatomituuma ümber.

Bohri iidse aatomi mudeli järgi hõivavad elektronid mitmetel tasanditel ringi ümber tuuma, esimesest tuumale lähimast kihist, K seitsmendast kihist Q, mis on tuumast kõige kaugemal..

Täpsema kvantmehaanilise mudeli puhul jagatakse K-Q kihid orbitaalide kogumiks, millest igaüks võib olla hõivatud mitte rohkem kui ühe elektronpaariga (Encyclopædia Britannica, 2011).

Tavaliselt kasutatakse elektroonilise konfiguratsiooni abil aatomi orbitaale oma põhitingimustes, kuid seda saab kasutada ka katiooni või aniooni ioniseeritud aatomi kujutamiseks, kompenseerides elektronide kadu või võimendust nende vastavates orbitaalides..

Paljusid elementide füüsikalisi ja keemilisi omadusi saab seostada nende ainulaadsete elektrooniliste konfiguratsioonidega. Valentselektronid, elektronid väliskihis, on elemendi unikaalse keemia määravaks teguriks.

Elektrooniliste konfiguratsioonide põhikontseptsioonid

Enne aatomite elektronide orbitaalidele määramist tuleb tutvuda elektrooniliste konfiguratsioonide põhimõistetega. Perioodilise tabeli iga element koosneb aatomitest, mis koosnevad prootonitest, neutronitest ja elektronidest.

Elektronidel on negatiivne laeng ja need leiduvad elektroni tuumas ümber aatomi tuumas, mida defineeritakse kui ruumala, milles elektron võib leida 95% tõenäosusega.

Neli erinevat tüüpi orbitaale (s, p, d ja f) on erineva kujuga ja orbiidil võib olla maksimaalselt kaks elektroni. P, d ja f orbitaalidel on erinevad alamtasemed, nii et need võivad sisaldada rohkem elektrone.

Nagu märgitud, on iga elemendi elektrooniline konfiguratsioon selle asukoha jaoks perioodilises tabelis unikaalne. Energiatase määratakse perioodi ja elektronide arvu annab elemendi aatomi number.

Erinevatel energiatasemel olevad orbitaalid on üksteisega sarnased, kuid hõivavad ruumis erinevaid piirkondi.

1s orbitaalil ja 2s orbitaalil on orbitaali s omadused (radiaalsed sõlmed, sfäärilised mahu tõenäosused, nad võivad sisaldada ainult kahte elektroni jne). Kuid nagu nad on erinevates energiatasandites, asuvad nad tuuma ümber erinevates ruumides. Iga orbiidi võib perioodilises tabelis esindada konkreetsete plokkidega.

Plokk s on leelismetallide piirkond, sealhulgas heelium (rühmad 1 ja 2), plokk d on siirdemetallid (rühmad 3 kuni 12), plokk p on rühmade 13 kuni 18 põhirühma elemendid Ja plokk f on lantaaniidi ja aktinidi seeria (Faizi, 2016).

Joonis 1: perioodilise tabeli elemendid ja nende perioodid, mis varieeruvad sõltuvalt orbitaalide energia tasemest.

Aufbau põhimõte

Aufbau pärineb saksa sõnast "Aufbauen", mis tähendab "ehitada". Põhimõtteliselt ehitame elektronkonfiguratsioonide koostamisel elektronide orbitaale, kui liigume ühest aatomist teise.

Kui kirjutame aatomi elektroonilist konfiguratsiooni, täidame orbitaalid järjest suurema aatomi numbriga.

Aufbau põhimõte tuleneb Pauli tõrjutuse põhimõttest, mis ütleb, et aatomis ei ole kahte fermiooni (nt elektronid). Neil võib olla sama kvantarvude kogum, nii et nad peavad "kõrgema energia" tasemel "üles panema".

Kuidas elektronid kogunevad elektronkonfiguratsioonide objektiks (Aufbau põhimõte, 2015).

Stabiilsed aatomid omavad tuumas nii palju elektrone kui prootonid. Elektronid kogunevad tuuma ümber kvantorbitaalides, järgides nelja põhireeglit, mida nimetatakse Aufbau põhimõtteks.

  1. Aatomis ei ole kahte elektroni, millel on samad neli kvantarvu n, l, m ja s.
  2. Elektroonid hõivavad kõigepealt madalaima energia taseme orbiidid.
  3. Elektronid täidavad alati orbiidid sama spin-numbriga. Kui orbitaalid on täis, algab see.
  4. Elektronid täidavad orbitaale kvantarvude n ja l summana. Orbitaalid, mille väärtused on võrdsed (n + l), täidetakse esmalt väärtustega n madalam.

Teine ja neljas reegel on põhimõtteliselt samad. Eeskirja nelja näide on 2p ja 3s orbitaalid.

2p orbitaal on n = 2 ja l = 2 ja 3s orbitaal on n = 3 ja l = 1. (N + l) = 4 mõlemal juhul, kuid 2p orbiidil on madalaim energia või madalaim väärtus n ja täidetakse enne 3s kiht.

Õnneks saab joonisel 2 näidatud Moeller'i diagrammi kasutada elektronide täitmiseks. Graafikut loetakse diagonaalide 1s abil.

Joonis 2: Elektroonilise konfiguratsiooni täitemehhanism.

Joonisel 2 on kujutatud aatomite orbitaalid ja nooled järgivad järgnevat rada.

Nüüd, kui on teada, et orbitaalide järjekord on täis, on ainus asi jätta meelde iga orbiidi suurus..

S orbitaalidel on 1 võimalik väärtus ml sisaldama 2 elektroni

P orbitaalidel on 3 m väärtustl sisaldab 6 elektroni

D orbitaalidel on 5 m väärtustl sisaldab 10 elektroni

F orbitaalidel on 7 võimalikku väärtust ml sisaldab 14 elektroni

See on kõik, mis on vajalik elemendi stabiilse aatomi elektroonilise konfiguratsiooni määramiseks.

Võtke näiteks lämmastiku element. Lämmastikul on seitse prootonit ja seepärast seitse elektroni. Esimene orbiidil täitmine on 1s orbitaal.

Orbitaalil on kaks elektroni, seega on veel viis elektroni. Järgmine orbitaal on 2s orbitaal ja sisaldab kahte järgmist. Kolm viimast elektroni lähevad 2p orbiidile, mis võib sisaldada kuni kuus elektroni (Helmenstine, 2017).

Välise elektroonilise konfiguratsiooni tähtsus

Aatomite omaduste määramisel on oluline roll elektronide konfiguratsioonidel.

Kõigil sama rühma aatomitel on sama väline elektrooniline konfiguratsioon, välja arvatud aatomnumber n, mistõttu neil on sarnased keemilised omadused.

Mõned peamised aatomi omadusi mõjutavad tegurid hõlmavad suurimate okupeeritud orbitaalide suurust, kõrgema energiaga orbitaalide energiat, orbitaalsete vabade töökohtade arvu ja elektronide arvu kõrgemates energiaväljades (elektronkonfiguratsioonid ja Atoms, SF).

Enamik aatomiomadusi võib olla seotud tuumale väliste elektronide ja äärepoolseima elektronkihi elektronide arvu, valentselektronite arvu vahel..

Väliskihi elektronid on need, mis võivad moodustada kovalentseid keemilisi sidemeid, on need, mis on võimelised ioniseeruma katioonide või anioonide moodustamiseks ning need, mis annavad keemilistele elementidele oksüdatsiooni seisundi (Khan, 2014).

Nad määravad ka aatomi raadiuse. Kui n muutub suuremaks, suureneb aatomkiirgus. Kui aatom kaotab elektroni, siis on tuuma raadio vähenemise tõttu tuuma raadiuses vähenenud aatomkiirgus..

Väliskihi elektronid on need, mida võetakse arvesse valentssideme teooria, kristallivälja teooria ja molekulaarse orbiidi teooria abil, et saada molekulide omadused ja sidemete hübridisatsioonid (Bozeman Science, 2013).

Viited

  1. Aufbau põhimõte. (2015, 3. juuni). Välja otsitud kem.libretexts: chem.libretexts.org.
  2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Elektronkonfiguratsioon. YouTube'ist võetud: youtube.com.
  3. Elektronkonfiguratsioonid ja aatomite omadused. (S.F.). Võetud: oneonta.edu: oneonta.edu.
  4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. september). Elektrooniline konfiguratsioon. Britannica: britannica.com.
  5. Faizi, S. (2016, 12. juuli). Elektroonilised konfiguratsioonid. Võetud chem.libretexts: chem.libretexts.org.
  6. Helmenstine, T. (2017, 7. märts). Aufbau põhimõte - elektrooniline struktuur ja Aufbau põhimõte. Mõtlesin Thinkcoost: thinkco.com.
  7. Khan, S. (2014, 8. juuni). Valentselektronid ja sidumine. Võetud khanacademyst: khanacademy.org.