Spektra notācija ir izvietojums elektronu enerģijas līmeni ap kodolu atoma. 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 rafinētāku 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.
Kad elektroni atoma tālākajā apvalkā saņem sava veida enerģiju, tie pārvietojas augstākas enerģijas slāņos. Tādējādi elektrons K apvalkā tiks nodots L apvalkam, atrodoties augstākas enerģijas stāvoklī.
Kad elektrons atgriežas pamata stāvoklī, tas atbrīvo enerģiju, ko tas absorbēja, izstarojot elektromagnētisko spektru (gaismu). Tā kā katram atomam ir īpaša elektroniskā konfigurācija, tam būs arī noteikts spektrs, ko sauks par absorbcijas (vai emisijas) spektru.
Šī iemesla dēļ termins spektrālais apzīmējums tiek izmantots, lai apzīmētu elektronu konfigurāciju.
Kā noteikt spektrālo notāciju: kvantu skaitļi
Kopumā tiek izmantoti četri kvantu skaitļi, lai pilnībā aprakstītu katra elektrona kustību un trajektorijas atomā.
Visu atomu elektronu kvantu skaitļu kombinācija ir aprakstīta ar viļņu funkciju, kas pilda Šridingera vienādojumu. Katram elektronam atomā ir unikāls kvantu skaitļu komplekts.
Saskaņā ar Paulu izslēgšanas principu divi elektroni nevar dalīties vienā un tajā pašā četru kvantu skaitļu kombinācijā.
Kvantu skaitļi ir svarīgi, jo tos var izmantot, lai noteiktu atoma elektronu konfigurāciju un iespējamo elektronu atrašanās vietu atomā.
Kvantu skaitļus izmanto arī, lai noteiktu citas atomu īpašības, piemēram, jonizācijas enerģiju un atoma rādiusu.
Kvantu skaitļi apzīmē īpašus apvalkus, apakššūnas, orbitāles un elektronu griezienus.
Tas nozīmē, ka tie pilnībā apraksta atoma elektronu raksturlielumus, tas ir, tie apraksta katru unikālo Šrīdingera vienādojuma risinājumu vai atomu elektronu viļņu funkciju.
Kopā ir četri kvantu skaitļi: galvenais kvantu skaitlis (n), orbītas leņķiskā kvanta skaitlis (l), magnētiskais kvantu skaits (ml) un elektronu griezuma kvantu skaitlis (ms).
Galvenais kvantu skaitlis, nn, apraksta elektrona enerģiju un iespējamo elektrona attālumu no kodola. Citiem vārdiem sakot, tas attiecas uz orbītas lielumu un enerģijas līmeni, pie kura tiek novietots elektrons.
Subhells skaits jeb ll apraksta orbītas formu. To var arī izmantot, lai noteiktu leņķisko mezglu skaitu.
Magnētiskais kvantu skaitlis, ml, apraksta enerģijas līmeņus apakššūnā, un ms norāda uz elektrona griešanos, kas var būt uz augšu vai uz leju.
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.
Stabiliem atomiem kodolā ir tikpat daudz elektronu, cik protoniem. 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 n zemākajām 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 n vērtība, un tā piepildīsies pirms slānis 3s.
2. attēls: elektronu konfigurācijas aizpildīšanas modeļa diagramma.
Par laimi, elektronu piepildīšanai var izmantot 2. attēlā parādīto Moellera diagrammu. Diagrammu nolasa, palaižot diagonāles no 1s.
2. attēlā parādītas atomu orbitāles, un bultiņas seko virzībai uz priekšu.
Tagad, kad 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.
Hund noteikumi
Aufbau sadaļā tika diskutēts par to, kā elektroni vispirms piepilda zemākās enerģijas orbitāles un pēc tam pārvietojas uz augstāko enerģijas orbitāli tikai pēc tam, kad zemākās enerģijas orbitāles ir pilnas.
Tomēr ar šo noteikumu pastāv problēma. Protams, 1s orbitāles ir jāaizpilda pirms 2s orbitāles, jo 1s orbitāļiem ir zemāka n vērtība un līdz ar to mazāka enerģija.
Un trīs dažādas 2p orbitāles? Kādā secībā tie jāaizpilda? Atbilde uz šo jautājumu ir saistīta ar Hundas likumu.
Hund noteikumos teikts:
- Katru apakšlīmeņa orbitāli aizņem individuāli, pirms tā tiek divreiz okupēta.
- Visiem elektroniem individuāli okupētās orbitālēs ir vienāda griešanās (lai maksimāli palielinātu kopējo griešanos).
Kad elektroni tiek iedalīti orbitālēs, elektrons vispirms mēģina piepildīt visas orbitāles ar līdzīgu enerģiju (sauktas arī par deģenerētām orbītām), pirms pārī ar otru elektronu saiet pusslodzes pilnā orbitālē.
Atomos pamatstāvokļos mēdz būt pēc iespējas vairāk nepāra elektronu. Vizualizējot šo procesu, apsveriet, kā elektroniem ir tāda pati uzvedība kā tiem pašiem magnēta poliem, ja tie nonāktu saskarē.
Kad negatīvi lādēti elektroni piepilda orbitāles, viņi vispirms mēģina nokļūt pēc iespējas tālāk viens no otra, pirms tam ir jāsavieno pārī.
Atsauces
- Anastasija Kamenko, TE (2017, 24. marts). Kvantu skaitļi. Atgūts no chem.libretexts.org.
- Aufbau princips. (2015. gads, 3. jūnijs). Atgūts no chem.libretexts.org.
- Elektronu konfigurācijas un atomu īpašības. (SF). Atgūts no oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7. septembris). Elektroniskā konfigurācija. Atgūts no britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017, 7. marts). Aufbau princips - elektroniskā struktūra un Aufbau princips. Atgūts no domaco.com.
- Hunda noteikumi. (2015. gads, 18. jūlijs). Atgūts no chem.libretexts.org.
- Spektroskopiskais apzīmējums. (SF). Atgūts no bcs.whfreeman.com.