Elektroninė konfigūracija , taip pat vadinamas elektroninė struktūra, yra elektronų energijos lygmenų aplink atomo branduolio išdėstymas. Pagal seną Bohro atominį modelį, elektronai užima įvairius lygius orbitose aplink branduolį, pradedant nuo pirmojo apvalkalo, artimiausio branduoliui K, iki septintojo apvalkalo Q, kuris yra toliausiai nuo branduolio.
Kalbant apie patobulintą kvantinį mechaninį modelį, KQ apvalkalai yra padalijami į orbitų rinkinį, iš kurių kiekvieną gali užimti ne daugiau kaip viena elektronų pora.
Paprastai elektronų konfigūracija naudojama apibūdinti atomo orbitales jo pagrindinėje būsenoje, tačiau ji taip pat gali būti naudojama atomo, kuris jonizavosi į katijoną ar anijoną, atvaizdavimui, kompensuodamas elektronų praradimą ar padidėjimą jų atitinkamose orbitose.
Daugelį fizikinių ir cheminių elementų savybių galima susieti su jų unikalia elektronine konfigūracija. Valentiniai elektronai, atokiausiame apvalkale esantys elektronai, yra lemiamas veiksnys elemento unikaliajai chemijai.
Elektronų konfigūracijos pagrindai
Prieš priskirdami atomo elektronus orbitoms, turėtumėte susipažinti su elektronų konfigūracijos pagrindais. Kiekvieną periodinės lentelės elementą sudaro atomai, kuriuos sudaro protonai, neutronai ir elektronai.
Elektronai rodo neigiamą krūvį ir yra randami aplink atomo branduolį elektronų orbitose, apibrėžiant kaip erdvės tūrį, kuriame elektroną galima rasti esant 95% tikimybei.
Keturių skirtingų tipų orbitalės (s, p, d ir f) yra skirtingų formų, o viena orbitalė gali laikyti ne daugiau kaip du elektronus. P, d ir f orbitalės turi skirtingas pakopas, todėl jos gali laikyti daugiau elektronų.
Kaip nurodyta, kiekvieno elemento elektronų konfigūracija yra unikali atsižvelgiant į jo vietą periodinėje lentelėje. Energijos lygis nustatomas pagal periodą, o elektronų skaičius nurodomas pagal elemento atominį skaičių.
Skirtingo energijos lygio orbitalės yra panašios viena į kitą, tačiau užima skirtingas erdvės sritis.
1s ir 2s orbitalės turi s orbitos savybes (radialiniai mazgai, sferinio tūrio tikimybės, juose gali būti tik du elektronai ir kt.). Kadangi jų energijos lygis yra skirtingas, jie užima skirtingas erdves aplink branduolį. Kiekvieną orbitalę galima pavaizduoti konkrečiais periodinės lentelės blokais.
S blokas yra šarminių metalų, įskaitant helį (1 ir 2 grupės), d blokas - pereinamieji metalai (3–12 grupės), p blokas - pagrindinės 13–18 grupių grupės elementai. , O f blokas yra lantanido ir aktinido serijos.
1 paveikslas: Periodinės lentelės elementai ir jų periodai, kurie kinta atsižvelgiant į orbitų energijos lygius.
Aufbau principas
Aufbau kilęs iš vokiško žodžio „Aufbauen“, kuris reiškia „kurti“. Iš esmės, rašydami elektronų konfigūracijas, mes statome elektronų orbitalės, kai judame iš vieno atomo į kitą.
Rašydami atomo elektronų konfigūraciją, mes užpildysime orbitalės didėjančia atomo skaičiaus tvarka.
Aufbau principas kilęs iš Paulio atskirties principo, kuris sako, kad atome nėra dviejų fermijų (pvz., Elektronų). Jie gali turėti tą patį kvantinių skaičių rinkinį, todėl turi „sukrauti“ aukštesnius energijos lygius.
Tai, kaip kaupiasi elektronai, priklauso nuo elektronų konfigūracijos (Aufbau principas, 2015).
Stabilūs atomai branduolyje turi tiek elektronų, kiek protonai. Elektronai susitelkia aplink branduolį kvantinėse orbitalėse laikydamiesi keturių pagrindinių taisyklių, vadinamų Aufbau principu.
- Atomoje nėra dviejų elektronų, turinčių tuos pačius keturis kvantinius skaičius n, l, m ir s.
- Pirmiausiai elektronai užims žemiausio energijos lygio orbitales.
- Elektronai visada užpildys orbitales tuo pačiu sukimosi skaičiumi. Kai orbitos bus pilnos, tai prasidės.
- Elektronai užpildys orbitas pagal kvantinių skaičių n ir l sumą. Orbitalės, kurių vienodos vertės (n + l), pirmiausia užpildomos mažesnėmis n reikšmėmis.
Antroji ir ketvirtoji taisyklės iš esmės yra vienodos. Ketvirtos taisyklės pavyzdys būtų 2p ir 3s orbitalės.
2p orbitalė yra n = 2 ir l = 2, o 3s orbitalė yra n = 3 ir l = 1. (N + l) = 4 abiem atvejais, tačiau 2p orbitalės energija yra mažiausia arba mažiausia, o ji užpildys prieš 3s sluoksnis.
Laimei, 2 paveiksle parodyta Moellerio schema gali būti naudojama užpildyti elektronus. Grafikas skaitomas paleidžiant įstrižaines iš 1s.
2 paveikslas: Molerio elektronų konfigūracijos užpildymo schema.
2 paveiksle pavaizduotos atominės orbitalės, o rodyklės eina į priekį.
Dabar, kai žinoma, kad orbitų tvarka yra užpildyta, liko tik įsiminti kiekvienos orbitos dydį.
S orbitose yra 1 galima m l vertė, kad juose būtų 2 elektronai
P orbitalėse yra 3 galimos ml vertės, kad jose būtų 6 elektronai
D orbitalės turi 5 galimas µl reikšmes 10 elektronų sulaikymui
F orbitose yra 7 galimos m l vertės laikyti 14 elektronų
Tai yra viskas, ko reikia norint nustatyti stabilią elemento atomo elektroninę konfigūraciją.
Pavyzdžiui, paimkite elementą azotas. Azotas turi septynis protonus, taigi ir septynis elektronus. Pirmoji užpildyta orbita yra 1s orbita.
Orbitale yra du elektronai, taigi liko penki elektronai. Kita orbita yra 2s orbitalė ir joje yra kiti du. Paskutiniai trys elektronai pateks į 2p orbitą, kurioje gali būti iki šešių elektronų (Helmenstine, 2017).
Išorės elektronų konfigūracijos svarba
Elektronų konfigūracija vaidina svarbų vaidmenį nustatant atomų savybes.
Visi tos pačios grupės atomai turi tą pačią išorinę elektroninę konfigūraciją, išskyrus atominį skaičių n, todėl jie turi panašias chemines savybes.
Kai kurie iš pagrindinių veiksnių, turinčių įtakos atominėms savybėms, yra didžiausių užimtų orbitų dydis, aukštesnės energijos orbitų energija, laisvų orbitų skaičius orbitalėse ir elektronų skaičius aukštesnės energijos orbitose.
Dauguma atominių savybių gali būti susijusios su išorinių elektronų pritraukimo į branduolį laipsniu ir elektronų skaičiumi atokiausiame elektronų apvalkale, valentinių elektronų skaičiumi.
Išorinio apvalkalo elektronai gali sudaryti kovalentinius cheminius ryšius, jie gali jonizuoti, sudarydami katijonus ar anijonus, ir jie suteikia cheminiams elementams oksidacijos būseną.
Jie taip pat nustatys atominį spindulį. Kai n tampa didesnis, atominis spindulys didėja. Kai atomas praranda elektroną, atominis spindulys susitraukia dėl neigiamo krūvio sumažėjimo aplink branduolį.
Išorinio apvalkalo elektronai yra tie, į kuriuos atsižvelgiama pagal valentinių ryšių teoriją, kristalinio lauko teoriją ir molekulinės orbitalės teoriją, kad gautumėte molekulių savybes ir jungčių hibridizaciją.
Nuorodos
- Aufbau principas. (2015 m., Birželio 3 d.). Gauta iš chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Bozemano mokslas. (2013 m., Agoto 4). Elektronų konfigūracija. Paimta iš „youtube“: youtube.com.
- Elektronų konfigūracija ir atomų savybės. (SF). Paimta iš oneonta.edu: oneonta.edu.
- „Encyclopædia Britannica“. (2011 m. Rugsėjo 7 d.). Elektroninė konfigūracija. Paimta iš „britannica“: britannica.com.
- Faizi, S. (2016, liepos 12). Elektroninės konfigūracijos. Paimta iš chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Helmenstine, T. (2017 m., Kovo 7 d.). Aufbau principas - elektroninė struktūra ir Aufbau principas. Paimta iš „thinkco“: thinkco.com.
- Khanas, S. (2014 m. Birželio 8 d.). Valentiniai elektronai ir ryšiai. Paimta iš „khanacademy“: khanacademy.org.