Kas yra išorinė elektroninė konfigūracija?

Elektroninė konfigūracija, dar vadinama elektronine struktūra, yra elektronų išdėstymas energijos lygiuose aplink atominį branduolį.

Pagal senąjį Bohro atominį modelį, elektronai užima kelis lygius orbitoje aplink branduolį, nuo pirmojo sluoksnio, kuris yra arčiausiai branduolio, K, iki septintojo sluoksnio Q, kuris yra toliausiai nuo branduolio.

Kalbant apie išsamesnį kvantinį mechaninį modelį, KQ sluoksniai yra suskirstyti į orbitų rinkinį, kurių kiekvienas gali užimti ne daugiau kaip viena elektronų pora (Encyclopædia Britannica, 2011).

Paprastai elektroninė konfigūracija naudojama apatinėms būsenos atomo orbitoms apibūdinti, tačiau ji taip pat gali būti naudojama atomai, kuri buvo jonizuota katijone arba anijone, kompensuojant elektronų praradimą ar įgyti jų atitinkamose orbitose.

Daugelis fizinių ir cheminių elementų savybių gali būti susietos su jų unikaliomis elektroninėmis konfigūracijomis. Valentų elektronai, atokiausio sluoksnio elektronai, yra lemiamas veiksnys, lemiantis unikalią elemento chemiją.

Elektroninių konfigūracijų pagrindinės sąvokos

Prieš priskiriant atomo elektronus prie orbitų, reikia susipažinti su pagrindinėmis elektroninių konfigūracijų sąvokomis. Kiekvienas periodinės lentelės elementas susideda iš atomų, kuriuos sudaro protonai, neutronai ir elektronai.

Elektronai turi neigiamą krūvį ir yra aptinkami aplink atomo branduolį elektrono orbituose, apibrėžiami kaip erdvės tūris, kuriame elektroną galima rasti 95% tikimybe.

Keturių tipų orbitų (s, p, d ir f) formos yra skirtingos, o orbitoje gali būti daugiausia du elektronai. P, dyf orbitose yra skirtingi lygmenys, todėl jie gali turėti daugiau elektronų.

Kaip nurodyta, kiekvieno elemento elektroninė konfigūracija yra unikali savo pozicijai periodinėje lentelėje. Energijos lygį lemia laikotarpis, o elektronų skaičių nurodo elemento atominis numeris.

Įvairių energijos lygių orbitos yra panašios viena į kitą, tačiau užima įvairias erdvės sritis.

1s orbitoje ir 2s orbitoje yra orbitos s charakteristikos (radialiniai mazgai, sferinės tūrio tikimybės, jie gali turėti tik du elektronus ir tt). Tačiau, kaip jie randami skirtinguose energijos lygiuose, jie užima skirtingas erdves aplink branduolį. Kiekvieną orbitą gali rodyti periodiniai lentelės blokai.

Blokas s yra šarminių metalų, įskaitant helio (1 ir 2 grupės) regionas, blokas d yra pereinamieji metalai (3–12 grupės), blokas p yra pagrindinės grupės 13–18 grupės elementai., Blokas f yra lantanido ir aktinidų serija (Faizi, 2016).

1 paveikslas: periodinės lentelės elementai ir jų laikotarpiai, kurie skiriasi priklausomai nuo orbitalių energijos lygio.

Aufbau principas

Aufbau kilęs iš vokiečių kalbos žodžio "Aufbauen", kuris reiškia "statyti". Iš esmės, rašant elektronų konfigūracijas, mes statome elektronų orbitą, kai mes pereiname iš vieno atomo į kitą.

Rašydami atomo elektroninę konfigūraciją, užpildysime orbitą didėjančia atomų skaičiaus tvarka.

Aufbau principas yra kilęs iš Pauliaus atskyrimo principo, kuriame teigiama, kad atomo nėra dviejų fermionų (pvz., Elektronų). Jie gali turėti tokį patį kvantinių skaičių rinkinį, todėl jie turi „sukrauti“ aukštesniu energijos lygiu.

Kaip kaupiasi elektronai, yra elektronų konfigūracijos objektas (Aufbau principas, 2015).

Stabilūs atomai turi tiek pat elektronų, kaip ir protonai branduolyje. Elektronai surenka aplink branduolį kvantinių orbitų pagrindu pagal keturias pagrindines taisykles, vadinamas Aufbau principu.

1. Atomoje nėra dviejų elektronų, kurie turi tuos pačius keturis kvantinius skaičius n, l, m ir s.
2. Pirmiausia elektronai užims mažiausios energijos lygio orbitą.
3. Elektronai visada užpildys orbitą tuo pačiu sukimo numeriu. Kai orbitos yra pilnos, ji prasidės.
4. Elektronai užpildys orbitą pagal kvantinių skaičių n ir l sumą. Orbitos, kurių vertės yra lygios (n + l), pirmiausia bus užpildytos n mažesnėmis reikšmėmis.

Antroji ir ketvirtoji taisyklės iš esmės yra tos pačios. Ketvirtojo taisyklės pavyzdys būtų 2p ir 3s orbitos.

2p orbitoje yra n = 2 ir l = 2 ir 3s orbitoje yra n = 3 ir l = 1. (N + l) = 4 abiem atvejais, tačiau 2p orbitoje yra mažiausia energija arba mažiausia vertė n ir bus užpildyta prieš 3s sluoksnis.

Laimei, 2 paveiksle parodyta Moeller diagrama gali būti naudojama elektronams užpildyti. Grafikas yra skaitomas vykdant įstrižaines nuo 1s.

2 pav. Elektroninės konfigūracijos užpildymo schema.

2 pav. Pavaizduotos atominės orbitos ir rodyklės seka kelią.

Dabar, kai žinoma, kad orbitų tvarka yra pilna, vienintelis dalykas, kurį palieka, yra įsiminti kiekvieno orbitos dydį.

S orbitoje yra viena galima m _l vertė, kurioje yra 2 elektronai

P orbitose yra trys galimos m _l vertės, turinčios 6 elektronus

D orbitoje yra 5 galimos m _l reikšmės, kuriose yra 10 elektronų

F orbitose yra 7 galimos m _l vertės, kuriose yra 14 elektronų

Visa tai yra reikalinga tam, kad būtų galima nustatyti stabilų elemento atomo elektroninę konfigūraciją.

Pavyzdžiui, paimkite azoto elementą. Azotas turi septynis protonus ir septynis elektronus. Pirmoji orbita, skirta užpildyti, yra 1s orbita.

Orbitoje yra du elektronai, todėl liko penki elektronai. Kitas orbitos yra 2s orbitos ir jame yra du kiti. Trys galutiniai elektronai eis į 2p orbitą, kuriame gali būti iki šešių elektronų (Helmenstine, 2017).

Išorinės elektroninės konfigūracijos svarba

Elektronų konfigūracijos atlieka svarbų vaidmenį nustatant atomų savybes.

Visi tos pačios grupės atomai turi tą pačią išorinę elektroninę konfigūraciją, išskyrus atominį skaičių n, todėl jie turi panašias chemines savybes.

Kai kurie svarbiausi veiksniai, turintys įtakos atominėms savybėms, apima didžiausių okupuotų orbitų dydį, aukštesniųjų energetinių orbitų energiją, orbitinių laisvų darbo vietų skaičių ir elektronų skaičių aukštesnėse energetinėse orbitose (elektronų konfigūracijos ir Atomų savybės, SF).

Dauguma atominių savybių gali būti siejamos su patrauklumu tarp elektronų, esančių išorėje nuo branduolio, ir elektronų skaičiaus tolimiausiame elektronų sluoksnyje, valentinių elektronų skaičiumi.

Išorinio sluoksnio elektronai yra tie, kurie gali sudaryti kovalentines chemines jungtis, yra tokie, kurie sugeba jonizuoti, kad susidarytų katijonai ar anijonai, ir yra tie, kurie suteikia oksidacijos būseną cheminiams elementams (Khan, 2014).

Jie taip pat nustatys atominį spindulį. Kadangi n tampa didesnis, atominis spindulys padidėja. Kai atomas praranda elektroną, bus sumažėjęs atominis spindulys dėl neigiamo krūvio sumažėjimo aplink branduolį.

Išorinio sluoksnio elektronai yra tie, kuriuos atsižvelgia valentinių ryšių teorija, kristalinės lauko teorija ir molekulinė orbitinė teorija, kad gautų molekulių savybes ir ryšių hibridizacijas (Bozeman Science, 2013).