Čo je to externá elektronická konfigurácia?



elektronickej konfigurácie, tiež nazývaná elektronická štruktúra, je usporiadanie elektrónov v energetických hladinách okolo atómového jadra.

Podľa starobylého atómového modelu Bohr, elektróny zaberajú niekoľko úrovní v orbitách okolo jadra, od prvej vrstvy najbližšej k jadru, K, až po siedmu vrstvu, Q, ktorá je najvzdialenejšia od jadra.

Z hľadiska rafinovanejšieho kvantového mechanického modelu sú vrstvy K-Q rozdelené na súbor orbitálov, z ktorých každý môže byť obsadený nie viac ako jedným párom elektrónov (Encyclopædia Britannica, 2011)..

Bežne sa elektronická konfigurácia používa na opis orbitálov atómu v jeho základnom stave, ale môže sa tiež použiť na reprezentáciu atómu, ktorý bol ionizovaný v katióne alebo anióne, pričom kompenzuje stratu alebo zisk elektrónov v ich príslušných orbitaloch..

Mnohé fyzikálne a chemické vlastnosti prvkov môžu korelovať s ich jedinečnými elektronickými konfiguráciami. Valenčné elektróny, elektróny v najvzdialenejšej vrstve, sú určujúcim faktorom jedinečnej chémie prvku.

Základné pojmy elektronických konfigurácií

Pred pridelením elektrónov atómu orbitálom sa musí človek oboznámiť so základnými pojmami elektronických konfigurácií. Každý prvok periodickej tabuľky pozostáva z atómov, ktoré sú zložené z protónov, neutrónov a elektrónov.

Elektrony vykazujú záporný náboj a nachádzajú sa okolo jadra atómu v orbitaloch elektrónu, definovaného ako objem priestoru, v ktorom sa elektrón nachádza v 95% pravdepodobnosti.

Štyri rôzne typy orbitálov (s, p, d a f) majú rôzne tvary a orbitál môže obsahovať maximálne dva elektróny. Orbitály p, d a f majú rôzne úrovne, takže môžu obsahovať viac elektrónov.

Ako je uvedené, elektronická konfigurácia každého prvku je jedinečná pre jeho polohu v periodickej tabuľke. Hladina energie je určená periódou a počet elektrónov je daný atómovým číslom prvku.

Orbitály na rôznych úrovniach energie sú si navzájom podobné, ale zaberajú rôzne oblasti vo vesmíre.

Orbitál 1s a orbitál 2s majú charakteristiky orbitálu s (radiálne uzly, sférické objemové pravdepodobnosti, môžu obsahovať iba dva elektróny atď.). Ale, ako sa nachádzajú v rôznych úrovniach energie, zaberajú rôzne miesta okolo jadra. Každý orbitál môže byť reprezentovaný špecifickými blokmi v periodickej tabuľke.

Bloky s je oblasť alkalických kovov vrátane hélia (skupiny 1 a 2), blok d sú prechodné kovy (skupiny 3 až 12), blok p sú prvky hlavnej skupiny skupín 13 až 18 A blok f sú séria lantanoidov a aktinidov (Faizi, 2016).

Obrázok 1: Prvky periodickej tabuľky a ich obdobia, ktoré sa menia v závislosti od energetických hladín orbitálov.

Princíp Aufbau

Aufbau pochádza z nemeckého slova "Aufbauen", čo znamená "stavať". Pri písaní elektrónových konfigurácií v podstate budujeme elektrónové orbitály, keď sa pohybujeme z jedného atómu na druhý.

Keď píšeme elektronickú konfiguráciu atómu, naplníme orbitály v rastúcom poradí atómového čísla.

Princíp Aufbau pochádza z Pauliho vylučovacieho princípu, ktorý hovorí, že v atóme nie sú žiadne dve fermióny (napr. Elektróny). Môžu mať rovnaký počet kvantových čísel, takže sa musia "vyrovnať" pri vyšších úrovniach energie.

Ako sa akumulujú elektróny, je predmetom elektrónových konfigurácií (Aufbauov princíp, 2015).

Stabilné atómy majú toľko elektrónov ako protóny v jadre. Elektróny sa zhromažďujú okolo jadra v kvantových orbitaloch podľa štyroch základných pravidiel nazývaných princíp Aufbau.

  1. V atóme nie sú žiadne dva elektróny, ktoré zdieľajú rovnaké štyri kvantové čísla n, l, m a s.
  2. Najprv elektróny obsadí orbitály s najnižšou úrovňou energie.
  3. Elektrony vždy naplnia orbitály rovnakým číslom spinov. Keď sú orbitály plné, začne.
  4. Elektrony naplnia orbitály súčtom kvantových čísel n a l. Orbitály s rovnakými hodnotami (n + l) sa naplnia najskôr hodnotami n nižšie.

Druhé a štvrté pravidlá sú v podstate rovnaké. Príkladom pravidla štyri by boli orbitály 2p a 3s.

2p orbitál je n = 2 a l = 2 a 3s orbitál je n = 3 a l = 1. (N + l) = 4 v oboch prípadoch, ale 2p orbital má najnižšiu energiu alebo najnižšiu hodnotu n a bude vyplnený pred 3s vrstva.

Našťastie Moellerov diagram znázornený na obrázku 2 môže byť použitý na naplnenie elektrónov. Graf sa číta vykonaním uhlopriečok od 1s.

Obrázok 2: Schéma napĺňania elektronickej konfigurácie.

Obrázok 2 ukazuje atómové orbity a šípky nasledujú cestu, ktorou sa majú riadiť.

Teraz, keď je známe, že poradie orbitálov je plné, jediné, čo zostáva, je zapamätať si veľkosť každého orbitálu.

S orbitály majú 1 možnú hodnotu ml obsahujú 2 elektróny

P orbitály majú 3 možné hodnoty ml obsahujú 6 elektrónov

D orbitály majú 5 možných hodnôt ml obsahovať 10 elektrónov

F orbitály majú 7 možných hodnôt ml obsahovať 14 elektrónov

To je všetko, čo je potrebné na určenie elektronickej konfigurácie stabilného atómu prvku.

Odoberte napríklad dusíkový prvok. Dusík má sedem protónov a teda sedem elektrónov. Prvý orbitál na vyplnenie je orbitál 1s.

Orbitál má dva elektróny, takže zostáva päť elektrónov. Ďalším orbitálom je orbitál 2s a obsahuje ďalšie dve. Tri konečné elektróny pôjdu na orbitál 2p, ktorý môže obsahovať až šesť elektrónov (Helmenstine, 2017).

Význam externej elektronickej konfigurácie

Konfigurácie elektrónov hrajú dôležitú úlohu pri určovaní vlastností atómov.

Všetky atómy rovnakej skupiny majú rovnakú vonkajšiu elektronickú konfiguráciu s výnimkou atómového čísla n, preto majú podobné chemické vlastnosti.

Medzi kľúčové faktory, ktoré ovplyvňujú atómové vlastnosti, patrí veľkosť najväčších obsadených orbitálov, energia vyšších energetických orbitálov, počet orbitálnych voľných pracovných miest a počet elektrónov vo vyšších energetických orbitaloch (Electron Configurations a Vlastnosti atómov, SF).

Väčšina atómových vlastností môže súvisieť so stupňom príťažlivosti medzi elektrónmi, ktoré sú viac vonkajšie k jadru a počtom elektrónov v najvzdialenejšej elektrónovej vrstve, počtom valenčných elektrónov..

Elektrony vonkajšej vrstvy sú tie, ktoré môžu tvoriť kovalentné chemické väzby, sú tie, ktoré majú schopnosť ionizovať za vzniku katiónov alebo aniónov a tie, ktoré dávajú stav oxidácie na chemické prvky (Khan, 2014).

Určia tiež atómový polomer. Ako n sa zväčšuje, atómový polomer sa zvyšuje. Keď atóm stráca elektrón, dochádza k kontrakcii atómového polomeru v dôsledku poklesu záporného náboja okolo jadra..

Elektróny vonkajšej vrstvy sú tie, ktoré sú brané do úvahy teóriou valenčných väzieb, teóriou kryštalického poľa a teóriou molekulových orbitálií na získanie vlastností molekúl a hybridizácií väzieb (Bozeman Science, 2013).

referencie

  1. Princíp Aufbau. (2015, 3. jún). Zdroj: chem.libretexts: chem.libretexts.org.
  2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Konfigurácia elektrónov. Prevzaté z youtube: youtube.com.
  3. Konfigurácie elektrónov a vlastnosti atómov. (S.F.). Prevzaté z oneonta.edu: oneonta.edu.
  4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. september). Elektronická konfigurácia. Prevzaté z britannica: britannica.com.
  5. Faizi, S. (2016, 12. júl). Elektronické konfigurácie. Prevzaté z chem.libretextov: chem.libretexts.org.
  6. Helmenstine, T. (2017, 7. marec). Princíp Aufbau - elektronická štruktúra a zásada Aufbau. Prevzaté z thoughtco: thoughtco.com.
  7. Khan, S. (2014, 8. jún). Valenčné elektróny a väzba. Prevzaté z khanacademy: khanacademy.org.