KAS IR ENERĢIJAS APAKŠLĪMEŅI UN KĀ TOS ATTĒLO? - ZINĀTNE - 2025

Ar enerģijas apakšlīmeņi šajā atoma, ir veids, kādā elektroni tiek organizēti elektronisko čaumalas, to sadalījumu molekulā vai atoma. Šīs enerģijas apakšlīmeņi tiek saukti par orbītām.

Elektronu sakārtošana apakšlīmeņos ļauj ķīmiski kombinēt dažādus atomus un arī nosaka to pozīciju elementu periodiskajā tabulā.

Elektroni noteiktā veidā ir izvietoti kvantu stāvokļu kombinācijā atoma elektroniskajos apvalkos. Brīdī, kad vienu no šiem stāvokļiem aizņem elektrons, pārējiem elektroniem jābūt citā stāvoklī.

Ievads

Katrs periodiskā tabulas ķīmiskais elements sastāv no atomiem, kurus savukārt veido neitroni, protoni un elektroni. Elektroni ir negatīvi lādētas daļiņas, kas atrodas ap jebkura atoma kodolu un ir sadalītas elektronu orbitālēs.

Elektronu orbitāles ir telpas tilpums, kurā elektronam ir 95% iespēja satikties. Ir dažādi orbitāļu veidi, ar dažādām formām. Katrā orbītā var atrasties ne vairāk kā divi elektroni. Pirmā atoma orbitāle ir tāda, kur ir vislielākā varbūtība atrast elektronus.

Orbītas tiek apzīmētas ar burtiem s, p, d un f, tas ir, asu, principu, difūzu un fundamentālu, un tās apvienojas, kad atomi savienojas, veidojot lielāku molekulu. Katrā atoma apvalkā ir šīs orbitāļu kombinācijas.

Piemēram, 1. atoma slānī ir S orbitāles, 2. slānī ir S un P orbitāles, 3. slāņa atomā ir S, P un D orbitāles un visbeidzot atoma 4. slānī ir visas S, P, D un F orbitāles.

Arī orbītā atrodami dažādi apakšlīmeņi, kas savukārt var uzglabāt vairāk elektronu. Orbitāli dažādos enerģijas līmeņos ir līdzīgi viens otram, bet kosmosā aizņem dažādas zonas.

Pirmajai un otrajai orbitālei ir tādas pašas īpašības kā S orbitālei, tām ir radiālie mezgli, tām ir lielāka sfēriskā tilpuma varbūtība un tās var turēt tikai divus elektronus. Tomēr tie atrodas dažādos enerģijas līmeņos un tādējādi aizņem dažādas telpas ap kodolu.

Atrašanās vieta uz periodiskās elementu tabulas

Katra no elementu elektroniskajām konfigurācijām ir unikāla, tieši tāpēc tās nosaka savu vietu elementu periodiskajā tabulā. Šo pozīciju nosaka katra elementa periods un tā atomu skaitu ar elementa atomu elektronu skaitu.

Tādējādi galvenais ir periodiskās tabulas izmantošana elektronu konfigurācijas noteikšanai atomos. Elementi ir sadalīti grupās pēc to elektroniskās konfigurācijas:

Katra orbīta ir attēlota noteiktos blokos elementu periodiskajā tabulā. Piemēram, S orbitāļu bloks ir sārmu metālu reģions, kas ir tabulas pirmā grupa un kurā ir seši elementi - litijs (Li), rubidijs (Rb), kālijs (K), nātrijs (Na), francijs ( Fr) un cēzijs (Cs), kā arī ūdeņradis (H), kas nav metāls, bet gan gāze.

Šai elementu grupai ir elektrons, kas bieži tiek viegli pazaudēts, veidojot pozitīvi lādētu jonu. Tie ir visaktīvākie metāli un visreaģējošākie.

Ūdeņradis šajā gadījumā ir gāze, taču tas ietilpst elementu periodiskās tabulas 1. grupā, jo tajā ir arī tikai viens elektrons. Ūdeņradis var veidot jonus ar vienu pozitīvu lādiņu, bet tā vienīgā elektrona izvilkšana prasa daudz vairāk enerģijas nekā elektronu noņemšana no citiem sārmu metāliem. Veidojot savienojumus, ūdeņradis parasti rada kovalentās saites.

Tomēr ārkārtīgi augsta spiediena ietekmē ūdeņradis kļūst metālisks un uzvedas tāpat kā pārējie tās grupas elementi. Tas notiek, piemēram, Jupitera planētas kodolā.

2. grupa atbilst sārmzemju metāliem, jo ​​to oksīdiem ir sārmainas īpašības. Starp šīs grupas elementiem mēs atrodam magniju (Mg) un kalciju (Ca). Tās orbitāles pieder arī S līmenim.

Pārejas metāliem, kas periodiskajā tabulā atbilst 3. – 12. Grupai, ir D veida orbitāles.

Elementi, kas tabulā iet no 13. līdz 18. grupai, atbilst P orbitālēm. Visbeidzot elementiem, kas pazīstami kā lantanīdi un aktinīdi, ir orbitāles ar nosaukumu F.

Elektronu atrašanās vieta orbitālēs

Elektroni ir atoma orbitālēs kā veids, kā samazināt enerģiju. Tāpēc, ja viņi cenšas palielināt enerģiju, elektroni piepildīs galvenos orbītas līmeņus, attālinoties no atoma kodola.

Jāuzskata, ka elektroniem ir raksturīga īpašība, kas pazīstama kā spin. Šī ir kvantu koncepcija, kas cita starpā nosaka elektrona griešanos orbītā. Kas ir svarīgi, lai noteiktu jūsu stāvokli enerģijas apakšlīmeņos.

Noteikumi, kas nosaka elektronu novietojumu atoma orbitālēs, ir šādi:

• Aufbau princips: Elektroni vispirms nonāk zemākās enerģijas orbitālēs. Šis princips ir balstīts uz noteiktu atomu enerģijas līmeņu diagrammām.

• Pauli izslēgšanas princips: atomu orbitāle var aprakstīt vismaz divus elektronus. Tas nozīmē, ka tikai divi elektroni ar dažādu elektronu griešanos var aizņemt atomu orbitāli.

Tas nozīmē, ka atomu orbitāle ir enerģijas stāvoklis.

• Hunda noteikums: kad elektroni aizņem vienas un tās pašas enerģijas orbitāles, elektroni vispirms nonāk tukšās orbitālēs. Tas nozīmē, ka elektroni dod priekšroku paralēliem griezieniem atsevišķās enerģijas apakšlīmeņu orbītās.

Elektroni aizpildīs visas orbitāles apakšlīmeņos, pirms saskaras ar pretējiem griezieniem.

Īpašas elektroniskas konfigurācijas

Ir arī atomi ar īpašiem enerģijas apakšlīmeņu gadījumiem. Kad divi elektroni aizņem vienu un to pašu orbitāli, tiem ne tikai jābūt atšķirīgiem griezieniem (kā norāda Paulu izslēgšanas princips), bet arī elektronu savienojums nedaudz paaugstina enerģiju.

Enerģijas apakšlīmeņu gadījumā puse pilna un pilna pilna apakšlīme samazina atoma enerģiju. Tas noved pie tā, ka atomam ir lielāka stabilitāte.

Atsauces

1. Elektronu konfigurācija. Atgūts no vietnes Wikipedia.com.
2. Elektronisko konfigurāciju ievads. Atgūts no chem.libretexts.org.
3. Orbitāles un obligācijas. Atgūts no chem.fsu.edu.
4. Periodiskā tabula, galvenās grupas elementi. Atgūts no newworldencyclopedia.org.
5. Elektrokonfigurācijas principi. Atgūts no sartep.com.
6. Elementu elektroniskā konfigurācija. Atgūts no zinātnes.uwaterloo.ca.
7. Elektronu griešanās. Atgūts no hiperfizikas.phy-astr.gsu.edu.