Elektroniskā konfigurācija , ko sauc arī elektroniskā struktūra, ir izvietojums elektronu enerģijas līmeni ap atomu kodolu. Saskaņā ar veco Bohra atomu modeli, elektroni orbītā ap kodolu aizņem dažādus līmeņus, sākot no pirmā apvalka, kas ir vistuvāk kodolam K, līdz septītajam apvalkam Q, kas ir vistālāk no kodola.
Runājot par izsmalcinātāku kvantu mehānisko modeli, KQ apvalki ir sadalīti orbitāļu komplektā, no kuriem katru var aizņemt ne vairāk kā viens elektronu pāris.
Parasti elektronu konfigurācija tiek izmantota, lai aprakstītu atoma orbitāles tā pamata stāvoklī, bet to var izmantot arī, lai attēlotu atomu, kas jonizēts katjonā vai anjonā, kompensējot elektronu zudumus vai pieaugumu to attiecīgajās orbitālēs.
Daudzas elementu fizikālās un ķīmiskās īpašības var saistīt ar to unikālo elektronisko konfigurāciju. Valences elektroni, elektroni visattālākajā apvalkā, ir noteicošais faktors elementa unikālajai ķīmijai.
Elektronu konfigurācijas pamati
Pirms atoma elektronu iedalīšanas orbitālēs, jāiepazīstas ar elektronu konfigurācijas pamatiem. Katrs Periodiskās tabulas elements sastāv no atomiem, kurus veido protoni, neitroni un elektroni.
Elektroni uzrāda negatīvu lādiņu un ir atrodami ap atoma kodolu elektronu orbitālēs, ko definē kā telpas tilpumu, kurā elektronu var atrast 95% varbūtībā.
Četriem dažādiem orbitāļu tipiem (s, p, d un f) ir dažādas formas, un viena orbitāle var turēt ne vairāk kā divus elektronus. P, d un f orbitālei ir dažādas apakšlīpas, tāpēc tās var turēt vairāk elektronu.
Kā norādīts, katra elementa elektronu konfigurācija ir unikāla ar tā stāvokli periodiskajā tabulā. Enerģijas līmeni nosaka periods, un elektronu skaitu norāda elementa atomu skaits.
Orbitāli dažādos enerģijas līmeņos ir līdzīgi viens otram, bet kosmosā aizņem dažādas zonas.
1s orbitālei un 2s orbitālei ir s orbitāles raksturlielumi (radiālie mezgli, sfēriskā tilpuma varbūtības, tie var saturēt tikai divus elektronus utt.). Bet, tā kā tie atrodas dažādos enerģijas līmeņos, tie aizņem dažādas telpas ap kodolu. Katru orbitāli periodiskajā tabulā var attēlot ar noteiktiem blokiem.
S bloks ir sārmu metālu reģions, ieskaitot hēliju (1. un 2. grupa), d bloks ir pārejas metāli (3. līdz 12. grupa), p bloks ir galvenās grupas no 13. līdz 18. grupai elementi , Un f bloks ir lantanīdu un aktinīdu sērija.
1. attēls. Periodiskās tabulas elementi un to periodi, kas mainās atkarībā no orbitāļu enerģijas līmeņiem.
Aufbau princips
Aufbau nāk no vācu vārda "Aufbauen", kas nozīmē "veidot". Būtībā, rakstot elektronu konfigurācijas, mēs veidojam elektronu orbitāles, pārejot no viena atoma uz otru.
Rakstot atoma elektronu konfigurāciju, mēs aizpildīsim orbitāles atomu skaita pieaugošā secībā.
Aufbau princips ir cēlies no Pauli izslēgšanas principa, kurā teikts, ka atomā nav divu fermiju (piemēram, elektronu). Viņiem var būt tāda pati kvantu skaitļu kopa, tāpēc viņiem ir "jākrauj" augstāks enerģijas līmenis.
Elektronu uzkrāšanās ir elektronu konfigurācijas jautājums (Aufbau princips, 2015).
Stabiliem atomiem ir tikpat daudz elektronu, cik protoniem ir kodolā. Elektroni pulcējas ap kodolu kvantu orbitālēs, ievērojot četrus pamatnoteikumus, kurus sauc par Aufbau principu.
- Atomā nav divu elektronu, kuriem ir vienādi četri kvantu skaitļi n, l, m un s.
- Elektroni vispirms aizņems zemākā enerģijas līmeņa orbitāles.
- Elektroni vienmēr piepildīs orbitāles ar tādu pašu griešanās numuru. Kad orbitāles būs pilnas, tas sāksies.
- Elektroni piepildīs orbitāles ar kvantu skaitļu n un l summu. Orbitāles ar vienādām vērtībām (n + l) vispirms aizpilda ar zemākajām n vērtībām.
Otrais un ceturtais noteikums būtībā ir vienāds. Ceturtā noteikuma piemērs būtu 2p un 3s orbitāles.
2p orbitāle ir n = 2 un l = 2, un 3s orbitāle ir n = 3 un l = 1. (N + l) = 4 abos gadījumos, bet 2p orbitālei ir viszemākā enerģija vai zemākā vērtība n, un tā piepildīsies pirms slānis 3s.
Par laimi, elektronu piepildīšanai var izmantot 2. attēlā parādīto Moellera diagrammu. Diagrammu nolasa, palaižot diagonāles no 1s.
2. attēls: elektronu konfigurācijas aizpildīšanas modeļa diagramma.
2. attēlā parādītas atomu orbitāles, un bultiņas seko virzībai uz priekšu.
Tagad, kad ir zināms, ka orbitāļu secība ir aizpildīta, atliek tikai atcerēties katras orbītas lielumu.
S orbitālēs ir 1 iespējamā m l vērtība, kas satur 2 elektronus
P orbitālēs ir 3 iespējamās ml vērtības, kas satur 6 elektronus
D orbitālēs ir 5 iespējamās µl vērtības, lai noturētu 10 elektronus
F orbitālēs ir 7 iespējamās m l vērtības, lai noturētu 14 elektronus
Tas ir viss, kas nepieciešams, lai noteiktu elementa stabila atoma elektronisko konfigurāciju.
Piemēram, ņem elementu slāpekli. Slāpeklim ir septiņi protoni un tātad septiņi elektroni. Pirmā piepildītā orbīta ir 1s orbitāle.
Orbītā ir divi elektroni, tāpēc ir palikuši pieci elektroni. Nākamā orbitāle ir 2s orbitāle, un tajā ir nākamie divi. Pēdējie trīs elektroni nonāks 2p orbitālē, kas var turēt līdz sešiem elektroniem (Helmenstine, 2017).
Ārējo elektronu konfigurācijas nozīme
Atomu īpašību noteikšanā svarīga loma ir elektronu konfigurācijām.
Visiem vienas grupas atomiem ir tāda pati ārējā elektroniskā konfigurācija, izņemot atoma numuru n, tāpēc tiem ir līdzīgas ķīmiskās īpašības.
Daži no galvenajiem faktoriem, kas ietekmē atomu īpašības, ietver lielāko aizņemto orbitāļu lielumu, augstākas enerģijas orbitāļu enerģiju, brīvo orbitālu skaitu un elektronu skaitu augstākas enerģijas orbitālēs.
Lielākā daļa atomu īpašību var būt saistītas ar pievilcības pakāpi starp attālākajiem elektroniem kodolā un elektronu skaitu attālākajā elektronu apvalkā, ar valences elektronu skaitu.
Ārējā apvalka elektroni var veidoties kovalentās ķīmiskās saites, tie ir tie, kuriem ir iespēja jonizēt, veidojot katjonus vai anjonus, un tie ir tie, kas ķīmiskajiem elementiem piešķir oksidācijas stāvokli.
Viņi arī noteiks atoma rādiusu. Kad n kļūst lielāks, atoma rādiuss palielinās. Kad atoms zaudē elektronu, notiek atoma rādiusa samazinājums negatīvā lādiņa samazināšanās dēļ ap kodolu.
Ārējā apvalka elektroni ir tie, kas tiek ņemti vērā valences saites teorijā, kristāliskā lauka teorijā un molekulārā orbitālajā teorijā, lai iegūtu molekulas īpašības un saišu hibridizācijas.
Atsauces
- Aufbau princips. (2015. gads, 3. jūnijs). Izgūts no chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Bozemāna zinātne. (2013, Agoto 4). Elektronu konfigurācija. Ņemts no youtube: youtube.com.
- Elektronu konfigurācijas un atomu īpašības. (SF). Paņemts no oneonta.edu: oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7. septembris). Elektroniskā konfigurācija. Pārņemts no britannica: britannica.com.
- Faizi, S. (2016, 12. jūlijs). Elektroniskās konfigurācijas. Paņemts no chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Helmenstine, T. (2017, 7. marts). Aufbau princips - elektroniskā struktūra un Aufbau princips. Paņemts no domas: domaco.com.
- Khan, S. (2014, 8. jūnijs). Valences elektroni un savienošana. Pārņemts no khanacademy: khanacademy.org.