Spektrinio žymėjimas yra elektronų energijos lygmenų aplink atomo branduolį 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.
Kai elektronai, esantys atokiausiame atomo apvalkale, gauna tam tikros rūšies energiją, jie pereina į aukštesnės energijos sluoksnius. Taigi elektronas K apvalkale bus perkeltas į L apvalkalą, esant aukštesnės energijos būsenai.
Kai elektronas grįžta į pradinę būseną, jis išskiria energiją, kurią sugeria, skleidžiant elektromagnetinį spektrą (šviesą). Kadangi kiekvienas atomas turi specifinę elektroninę konfigūraciją, jis taip pat turės specifinį spektrą, kuris bus vadinamas absorbcijos (arba emisijos) spektru.
Dėl šios priežasties terminas spektrinis žymėjimas yra naudojamas nurodyti elektronų konfigūraciją.
Kaip nustatyti spektrinę žymėjimą: kvantiniai skaičiai
Iš viso keturi kvantiniai skaičiai yra naudojami norint pilnai apibūdinti kiekvieno atomo elektrono judesį ir trajektorijas.
Visų atomų elektronų kvantinių skaičių derinys apibūdinamas bangos funkcija, kuri įvykdo Schrödingerio lygtį. Kiekvienas atomo elektronas turi unikalų kvantinių skaičių rinkinį.
Pagal Paulio išskyrimo principą du elektronai negali turėti to paties keturių kvantinių skaičių derinio.
Kvantiniai skaičiai yra svarbūs, nes jais galima nustatyti atomo elektronų konfigūraciją ir tikėtiną elektronų vietą atome.
Kvantiniai skaičiai taip pat naudojami nustatant kitas atomų charakteristikas, tokias kaip jonizacijos energija ir atominis spindulys.
Kvantiniai skaičiai žymi specifinius elektronų apvalkalus, apvalkalus, orbitas ir spindes.
Tai reiškia, kad jie išsamiai apibūdina atomo elektronų charakteristikas, tai yra, apibūdina kiekvieną unikalų Schrödingerio lygties sprendimą arba atomų elektronų bangų funkciją.
Iš viso yra keturi kvantiniai skaičiai: pagrindinis kvantinis skaičius (n), orbitos kampinio impulso kvantinis skaičius (l), magnetinio kvantinis skaičius (ml) ir elektronų sukinio kvantinis skaičius (ms).
Pagrindinis kvantinis skaičius nn apibūdina elektrono energiją ir labiausiai tikėtiną elektrono atstumą nuo branduolio. Kitaip tariant, tai nurodo orbitos dydį ir energijos lygį, kuriame yra elektronas.
Subhell'ų skaičius arba ll apibūdina orbitalės formą. Jis taip pat gali būti naudojamas norint nustatyti kampinių mazgų skaičių.
Magnetinis kvantinis skaičius, ml, apibūdina energijos lygius pogrupyje, o ms nurodo sukinį ant elektrono, kuris gali būti aukštyn arba žemyn.
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.
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 orbitalė turi mažiausią energiją arba mažiausią vertę n ir užpildys prieš 3s sluoksnis.
2 paveikslas: Molerio elektronų konfigūracijos užpildymo schema.
Laimei, 2 paveiksle parodyta Moellerio schema gali būti naudojama užpildyti elektronus. Grafikas skaitomas paleidžiant įstrižaines iš 1s.
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.
Hundo taisyklės
Aufbau skyriuje buvo aptarta, kaip elektronai pirmiausia užpildo mažiausios energijos orbitalės, o paskui juda aukščiausių energijos orbitų link tik tada, kai žemiausi energijos orbitaliai yra užpildyti.
Tačiau su šia taisykle yra problema. Be abejo, 1s orbitalės turi būti užpildytos prieš 2s orbitalės, nes 1s orbitalės turi mažesnę n vertę, taigi ir mažesnę energiją.
Ir trys skirtingi 2p orbitalės? Kokia tvarka jie turėtų būti užpildyti? Atsakymas į šį klausimą susijęs su Hundo taisykle.
Hundo taisyklėje teigiama:
- Kiekviena subkategorijos orbita yra užimta atskirai, prieš bet kurią orbitalę užėmus dvigubai.
- Visi elektronai individualiai okupuotose orbitose turi vienodą sukimąsi (kad būtų maksimaliai padidintas bendras sukimasis).
Kai elektronai yra paskiriami orbitoms, elektronas pirmiausia siekia užpildyti visus orbitalius panašia energija (dar vadinama išsigimusiomis orbitalėmis), prieš tai suporuodamasis su kitu elektronu puspilnėje orbitalėje.
Atomų pagrindinėse būsenose paprastai yra kuo daugiau nesusijusių elektronų. Vizualizuodami šį procesą atsižvelkite į tai, kaip elektronai gali elgtis taip pat, kaip ir tie patys magneto poliai, jei jie turėtų sąlytį.
Kai neigiamai įkrauti elektronai užpildo orbitalės, jie pirmiausia bando kuo labiau nutolti vienas nuo kito, prieš pradėdami poruotis.
Nuorodos
- Anastazija Kamenko, TE (2017 m. Kovo 24 d.). Kvantiniai skaičiai. Atkurta iš chem.libretexts.org.
- Aufbau principas. (2015 m., Birželio 3 d.). Atkurta iš chem.libretexts.org.
- Elektronų konfigūracija ir atomų savybės. (SF). Atgauta iš oneonta.edu.
- „Encyclopædia Britannica“. (2011 m. Rugsėjo 7 d.). Elektroninė konfigūracija. Atgauta iš britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017 m., Kovo 7 d.). Aufbau principas - elektroninė struktūra ir Aufbau principas. Atkurta iš „thinkco.com“.
- Hundo taisyklės. (2015 m. Liepos 18 d.). Atkurta iš chem.libretexts.org.
- Spektroskopinis žymėjimas. (SF). Atkurta iš bcs.whfreeman.com.