DIFERENCIĀLAIS ELEKTRONS: KVANTU SKAITĻI UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2024

Diferenciāļa vai diferenciācijai elektronu ir pēdējais elektronu ievietots secības elektronu konfigurāciju atoms. Kāds ir tā nosaukums? Lai atbildētu uz šo jautājumu, ir nepieciešama atoma pamata struktūra: tā kodols, vakuums un elektroni.

Kodols ir blīvs un kompakts pozitīvu daļiņu, ko sauc par protoniem, un neitrālu daļiņu, ko sauc par neitroniem, kopums. Protoni nosaka atoma skaitli Z un kopā ar neitroniem veido atoma masu. Tomēr atoms nevar nest tikai pozitīvas lādiņas; tāpēc elektroni riņķo ap kodolu, lai to neitralizētu.

Tādējādi katram protonam, kas pievienojas kodolam, tā orbitālēs pievienojas jauns elektrons, lai neitralizētu pieaugošo pozitīvo lādiņu. Tādā veidā nesen pievienotais elektrons, diferenciālais elektrons, ir cieši saistīts ar atoma numuru Z.

Diferenciālais elektrons atrodas visattālākajā elektroniskajā apvalkā: valences apvalkā. Tāpēc, jo tālāk jūs esat no kodola, jo lielāka ir ar to saistītā enerģija. Tieši šī enerģija ir atbildīga par viņu, kā arī pārējo valences elektronu dalību elementu raksturīgajās ķīmiskajās reakcijās.

Kvantu skaitļi

Tāpat kā pārējos elektronus, diferenciālo elektronu var identificēt pēc tā četriem kvantu skaitļiem. Bet kas ir kvantu skaitļi? Tie ir "n", "l", "m" un "s".

Kvantu skaitlis "n" apzīmē atoma lielumu un enerģijas līmeņus (K, L, M, N, O, P, Q). «L» ir sekundārais vai azimutālais kvantu skaitlis, kas norāda atomu orbitālu formu un iegūst orbitāļu «s», «p», «d» un «f» vērtības 0, 1, 2 un 3. , attiecīgi.

"M" ir magnētiskais kvantu skaitlis un norāda orbitālu telpisko orientāciju zem magnētiskā lauka. Tādējādi 0 orbītas «s»; -1, 0, +1 orbitālei "p"; -2, -1, 0, +1, +2, "d" orbitālei; un -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, par "f" orbitāli. Visbeidzot, griešanās kvantu skaitlis «s» (+1/2 for un -1/2 ↓).

Tāpēc diferenciālais elektrons ir saistījis iepriekšējos kvantu skaitļus ("n", "l", "m", "s"). Tā kā tas neitralizē jauno pozitīvo lādiņu, ko rada papildu protons, tas nodrošina arī elementa atomu skaitu Z.

Kā zināt diferenciālo elektronu?

Augšējais attēls attēlo elektronu konfigurācijas elementiem no ūdeņraža līdz neona gāzei (H → Ne).

Tajā atvērto čaulu elektronus apzīmē ar sarkanu krāsu, savukārt slēgto čaulu elektronus apzīmē ar zilu krāsu. Slāņi attiecas uz kvantu skaitli "n", kas ir pirmais no četriem.

Tādējādi H valences konfigurācija (↑ sarkanā krāsā) pievieno vēl vienu elektronu ar pretēju orientāciju, lai kļūtu par He (↓ ↑, abi zilie, jo tagad 1. līmenis ir slēgts). Šis pievienotais elektrons ir tad diferenciālais elektrons.

Tādējādi grafiski var redzēt, kā diferenciālais elektrons pievieno elementu valences apvalkam (sarkanām bultiņām), atšķirot tos viens no otra. Elektroni piepilda orbitāles, ievērojot Hunda likumu un Paulinga izslēgšanas principu (lieliski novēroti no B līdz Ne).

Un kā ar kvantu skaitļiem? Tie nosaka katru bultiņu - tas ir, katru elektronu - un to vērtības var apstiprināt ar elektronu konfigurāciju, lai zinātu, vai tās ir diferenciālā elektrona vērtības.

Piemēri vairākos elementos

Hlors

Hlora (Cl) gadījumā tā atomu skaits Z ir vienāds ar 17. Pēc tam elektronu konfigurācija ir 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵ . Orbitāles, kas apzīmētas ar sarkanu krāsu, atbilst valences apvalka, kurai ir atvērts 3. līmenis, orbitālei.

Diferenciālais elektrons ir pēdējais elektrons, kas ievietots elektronu konfigurācijā, un hlora atoms ir tāds, kāds ir 3p orbitālē, kura izkārtojums ir šāds:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Ievērojot Hundas likumu, vispirms tiek piepildītas vienādas enerģijas 3p orbitāles (bultiņa uz augšu katrā orbītā). Otrkārt, pārējie elektroni pārī ar vientuļajiem elektroniem no kreisās uz labo. Diferenciālais elektrons ir attēlots zaļā rāmī.

Tādējādi diferenciālajam elektronam hloram ir šādi kvantu skaitļi: (3, 1, 0, -1/2). Tas ir, "n" ir 3; "L" ir 1, orbitāli "p"; "M" ir 0, jo tā ir vidējā "p" orbīta; un "s" ir -1/2, jo bultiņa ir vērsta uz leju.

Magnijs

Magnija atoma elektronu konfigurācija ir 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² , tādā pašā veidā attēlojot orbītas un tās valences elektronu:

↑ ↓

3s

0

Šoreiz diferenciālajam elektronam ir kvantu skaitļi 3, 0, 0, -1/2. Vienīgā atšķirība šajā gadījumā attiecībā uz hloru ir tā, ka kvantu skaitlis «l» ir 0, jo elektrons aizņem orbitālo «s» (3s).

Cirkonijs

Cirkonija (pārejas metāla) atoma elektronu konfigurācija ir 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ² . Tādā pašā veidā kā iepriekšējos gadījumos orbitālu un valences elektronu attēlojums ir šāds:

Tādējādi zaļā krāsā iezīmētu diferenciālo elektronu kvantu skaitļi ir: 4, 2, -1, +1/2. Tā kā elektrons aizņem otro "d" orbitāli, tam ir kvantu skaitlis "m", kas vienāds ar -1. Tā kā bultiņa ir vērsta uz augšu, tās griešanās skaitlis "s" ir vienāds ar +1/2.

Nezināms elements

Nezināma elementa diferenciālo elektronu kvantu skaitļi ir 3, 2, +2, -1/2. Kāds ir elementa atomu skaitlis Z? Zinot Z, jūs varat izdomāt, kas ir elements.

Šoreiz, jo "n" ir vienāds ar 3, tas nozīmē, ka elements atrodas periodiskās tabulas trešajā periodā ar "d" orbitāles kā valences apvalku ("l" ir vienāds ar 2). Tāpēc orbitāli tiek attēloti tāpat kā iepriekšējā piemērā:

↑ ↓

Kvantu skaitļi "m", kas vienādi ar +2, un "s", kas vienādi ar -1/2, ir atslēga, lai pareizi noteiktu diferenciālo elektronu pēdējā 3d orbītā.

Tādējādi meklējamajam elementam ir pilnas 3d ¹⁰ orbitāles , kā arī tā iekšējie elektroniskie apvalki. Noslēgumā jāsaka, ka elements ir metāla cinks (Zn).

Tomēr diferenciālā elektronu kvantu skaitļi nevar atšķirt cinku un varu, jo pēdējam elementam ir arī pilnas 3d orbitāles. Kāpēc? Tā kā varš ir metāls, kas kvantu iemeslu dēļ neatbilst noteikumiem par elektronu piepildīšanu.

Atsauces

1. Džims Brensons. (2013). Hunda noteikumi. Saņemts 2018. gada 21. aprīlī no: quantummechanics.ucsd.edu
2. 27. lekcija: Hunda noteikumi. Saņemts 2018. gada 21. aprīlī no: ph.qmul.ac.uk
3. Purdue universitāte. Kvantu skaitļi un elektronu konfigurācijas. Saņemts 2018. gada 21. aprīlī no: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvatas zinātņu enciklopēdija. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​12. sējums, Spānija, 314. – 322. Lpp.
5. Valters J. Mūrs. (1963). Fizikālā ķīmija. Daļiņās un viļņos. Ceturtais izdevums, Longmans.