Diferenciálne kvantové čísla elektrónov, ako to poznať a príklady

diferenciálny elektrón alebo diferenciátor je posledný elektrón umiestnený v sekvencii elektronickej konfigurácie atómu. Prečo je jeho meno? Na odpoveď na túto otázku je potrebná základná štruktúra atómu: jadro, vákuum a elektróny.

Jadro je hustý, kompaktný súhrn pozitívnych častíc nazývaných protóny a neutrálnych častíc nazývaných neutróny. Protóny definujú atómové číslo Z a spolu s neutrónmi tvoria atómovú hmotnosť. Atóm však nemôže niesť iba pozitívne náboje; preto elektróny obiehajú okolo jadra, aby ho neutralizovali. 

Takže pre každý protón, ktorý je pridaný do jadra, je do jeho orbitálov začlenený nový elektrón, ktorý pôsobí proti zvyšujúcemu sa kladnému náboji. Týmto spôsobom je nový pridaný elektrón, diferenciálny elektrón, úzko spojený s atómovým číslom Z.

Diferenciálny elektrón je vo väčšine vonkajšej elektronickej vrstvy: valenčná vrstva. Čím ďalej ste od jadra, tým väčšia je energia s ním spojená. Táto energia je zodpovedná za ich účasť, ako aj zvyšok valenčných elektrónov v chemických reakciách, ktoré sú charakteristické pre tieto prvky.

index

• 1 Kvantové čísla
• 2 Ako poznať diferenciálny elektrón?
• 3 Príklady v niekoľkých prvkoch
  • 3.1 Chlór
  • 3.2 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ _
  • 3.3 Horčík
  • 3.4 ↑ ↓
  • 3.5 Zirkónium
  • 3.6 Neznámy prvok
  • 3.7 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
• 4 Odkazy

Kvantové čísla

Podobne ako zvyšok elektrónov, aj diferenciálny elektrón môže byť identifikovaný svojimi štyrmi kvantovými číslami. Ale aké sú kvantové čísla? Sú to "n", "l", "m" a "s".

Kvantové číslo "n" označuje veľkosť atómu a hladiny energie (K, L, M, N, O, P, Q). "L" je sekundárne alebo azimutálne kvantové číslo, ktoré udáva tvar atómových orbitálov a berie hodnoty 0, 1, 2 a 3 pre orbitály "s", "p", "d" a "f". , resp.

"M" je magnetické kvantové číslo a označuje priestorovú orientáciu orbitálov pod magnetickým poľom. Teda 0 pre orbitál "s"; -1, 0, +1 pre orbitál "p"; -2, -1, 0, +1, +2, pre obežnú dráhu "d"; a -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, pre orbital "f". Nakoniec, kvantový počet spinov "s" (+1/2 pre ↑ a -1/2 pre ↓).

Preto diferenciálny elektrón má priradené predchádzajúce kvantové čísla ("n", "l", "m", "s"). Pretože pôsobí proti novému kladnému náboju generovanému prídavným protónom, poskytuje tiež atómové číslo Z prvku.

Ako poznať diferenciálny elektrón?

Na hornom obrázku sú znázornené elektronické konfigurácie prvkov z vodíka do neónového plynu (H → Ne).

V tomto prípade sú elektróny otvorených vrstiev označené červenou farbou, zatiaľ čo elektróny uzavretých vrstiev sú označené modrou farbou. Vrstvy sa vzťahujú na kvantové číslo "n", prvé zo štyroch.

Týmto spôsobom valenčná konfigurácia H (↑ červenej farby) pridáva ďalší elektrón s opačnou orientáciou, aby sa stal elektrónom He (↓ ↑, oba modré, pretože úroveň 1 je uzavretá). Tento pridaný elektrón je potom diferenciálnym elektrónom.

Graficky je teda možné pozorovať, ako sa diferenciálny elektrón pridáva k valenčnej vrstve (červené šípky) prvkov, pričom sa od seba odlišujú. Elektrony vyplňujú orbity rešpektujúce pravidlo Hunda a princíp vylúčenia Paulinga (dokonale pozorovaný od B po Ne).

A čo kvantové čísla? Tieto definujú každú šípku - to znamená každý elektrón - a ich hodnoty môžu byť potvrdené elektronickou konfiguráciou, aby vedeli, či sú alebo nie sú diferenciálnym elektrónom..

Príklady v niekoľkých prvkoch

chlór

V prípade chlóru (Cl) je jeho atómové číslo Z rovné 17. Elektronická konfigurácia je potom 1s²2s²sp⁶3S²3p⁵. Červene označené orbity zodpovedajú valenčnej vrstve, ktorá predstavuje úroveň 3 otvorenú.

Diferenciálny elektrón je posledný elektrón, ktorý je umiestnený v elektronickej konfigurácii a atóm chlóru je atóm 3p orbitálu, ktorého dispozícia je nasledovná:

↑ ↓  ↑ ↓  ↑ _

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Pri rešpektovaní Hundovho pravidla najprv vyplňte 3p orbitály rovnakej energie (jedna šípka hore v každom orbitáli). Po druhé, ostatné elektróny sa párujú so solitárnymi elektrónmi zľava doprava. Diferenciálny elektrón je znázornený v zelenom ráme.

Preto diferenciálny elektrón pre chlór má nasledujúce kvantové čísla: (3, 1, 0, -1/2). To znamená, že "n" je 3; "L" je 1, orbitálny "p"; "M" je 0, pretože je to "p" orbitál média; a "s" je -1/2, pretože šípka smeruje nadol.

magnézium

Elektronická konfigurácia pre atóm horčíka je 1s²2s²sp⁶3S², predstavuje orbitál a jeho valenčný elektrón rovnakým spôsobom:

↑ ↓

3S

0

Tentokrát má diferenciálny elektrón kvantové čísla 3, 0, 0, -1/2. Jediný rozdiel v tomto prípade vzhľadom na chlór je, že kvantové číslo "l" je 0, pretože elektrón zaberá orbitál "s" (3s)..

zirkón

Elektronická konfigurácia pre atóm zirkónia (prechodný kov) je 1s²2s²sp⁶3S²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5S²4d². Podobne ako v predchádzajúcich prípadoch je zastúpenie valenčných orbitálov a elektrónov nasledovné:

Kvantové čísla pre diferenciálny elektrón označené zelenou sú teda: 4, 2, -1, +1/2. Pretože elektrón zaberá druhý orbitál "d", má kvantové číslo "m" rovné -1. Taktiež, pretože šípka smeruje nahor, jej číslo spinu "s" sa rovná +1/2.

Neznámy prvok

Kvantové čísla diferenciálneho elektrónu pre neznámy prvok sú 3, 2, +2, -1/2. Aké je atómové číslo Z prvku? Poznaním Z môžete dešifrovať, čo je to prvok.

Tentoraz, pretože "n" sa rovná 3, znamená to, že prvok je v tretej perióde periodickej tabuľky, s "d" orbitálmi ako valenčná vrstva ("l" sa rovná 2). Preto sú orbitály reprezentované ako v predchádzajúcom príklade:

↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

Kvantové čísla "m" rovné +2 a "s" rovné -1/2 sú kľúče na správne lokalizovanie diferenciálneho elektrónu v poslednom 3D orbitáli.

Teda hľadaný prvok má 3D orbitály¹⁰ ako jeho vnútorné elektronické vrstvy. Záverom je, že prvok je zinkový kov (Zn).

Kvantové čísla diferenciálneho elektrónu sa však nedajú rozoznať medzi zinkom a meďou, pretože táto má tiež plné 3D orbitály. Prečo? Pretože meď je kov, ktorý nespĺňa pravidlá pre plnenie elektrónov z kvantových dôvodov.

referencie

1. Jim Branson (2013). Pravidlá Hundovho poriadku Získané dňa 21. apríla 2018, z: quantummechanics.ucsd.edu
2. Prednáška 27: Hundove pravidlá. Získané dňa 21. apríla 2018, z: ph.qmul.ac.uk
3. Univerzita Purdue. Kvantové čísla a elektrónové konfigurácie. Získané dňa 21. apríla 2018, z: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat encyklopédia vied. (1968). Fyzika Salvat, S.A. of Ediciones Pamplona, ​​zväzok 12, Španielsko, str. 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Fyzikálna chémia v častice a vlny. Štvrté vydanie, Longmans.