ДИФФЕРЕНЦИАЛЬНЫЙ ЭЛЕКТРОН: КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА И ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2026

Дифференциальные или дифференциация электроны являются последним электроном , помещенным в последовательности электронной конфигурации атома. Как это называется? Чтобы ответить на этот вопрос, необходима основная структура атома: его ядро, вакуум и электроны.

Ядро представляет собой плотную и компактную совокупность положительных частиц, называемых протонами, и нейтральных частиц, называемых нейтронами. Протоны определяют атомный номер Z и вместе с нейтронами составляют атомную массу. Однако атом не может нести только положительные заряды; поэтому электроны вращаются вокруг ядра, чтобы нейтрализовать его.

Таким образом, для каждого протона, который присоединяется к ядру, новый электрон присоединяется к его орбиталям, чтобы противодействовать увеличению положительного заряда. Таким образом, вновь добавленный электрон, дифференциальный электрон, тесно связан с атомным номером Z.

Дифференциальный электрон находится во внешней электронной оболочке: валентной оболочке. Следовательно, чем дальше вы находитесь от ядра, тем больше энергия, связанная с ним. Именно эта энергия отвечает за их участие, так же как и за участие остальных валентных электронов, в характерных химических реакциях элементов.

Квантовые числа

Как и остальные электроны, дифференциальный электрон можно идентифицировать по его четырем квантовым числам. Но что такое квантовые числа? Это «н», «л», «м» и «с».

Квантовое число «n» обозначает размер атома и уровни энергии (K, L, M, N, O, P, Q). «L» - вторичное или азимутальное квантовое число, которое указывает форму атомных орбиталей, и принимает значения 0, 1, 2 и 3 для орбиталей «s», «p», «d» и «f». соответственно.

«M» - магнитное квантовое число, которое указывает пространственную ориентацию орбиталей в магнитном поле. Таким образом, 0 для орбиты «s»; -1, 0, +1 для орбитали "p"; -2, -1, 0, +1, +2, для орбитали "d"; и -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 для орбитали "f". Наконец, спиновое квантовое число «s» (+1/2 для ↑ и -1/2 для ↓).

Следовательно, с дифференциальным электроном связаны предыдущие квантовые числа («n», «l», «m», «s»). Поскольку он противодействует новому положительному заряду, генерируемому дополнительным протоном, он также обеспечивает атомный номер элемента Z.

Как узнать дифференциальный электрон?

На изображении выше представлены электронные конфигурации элементов от водорода до неонового газа (H → Ne).

При этом электроны открытых оболочек обозначены красным цветом, а электроны закрытых оболочек - синим цветом. Слои относятся к квантовому числу «n», первому из четырех.

Таким образом, валентная конфигурация H (↑ в красном) добавляет еще один электрон с противоположной ориентацией, чтобы стать электроном He (↓ ↑, оба синие, потому что теперь уровень 1 закрыт). Этот добавленный электрон становится дифференциальным электроном.

Таким образом, графически можно увидеть, как дифференциальный электрон прибавляет валентную оболочку (красные стрелки) элементов, отличая их друг от друга. Электроны заполняют орбитали в соответствии с правилом Хунда и принципом исключения Полинга (прекрасно соблюдается от B до Ne).

А что насчет квантовых чисел? Они определяют каждую стрелку, то есть каждый электрон, и их значения могут быть подтверждены электронной конфигурацией, чтобы узнать, относятся ли они к дифференциальному электрону.

Примеры в нескольких элементах

хлор

В случае хлора (Cl) его атомный номер Z равен 17. Электронная конфигурация тогда 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵ . Отмеченные красным орбитали соответствуют орбиталям валентной оболочки, имеющей открытый уровень 3.

Дифференциальный электрон - это последний электрон, который будет помещен в электронную конфигурацию, а атом хлора - это электрон на 3p-орбитали, расположение которой выглядит следующим образом:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Соблюдая правило Хунда, сначала заполняются 3p-орбитали с равной энергией (стрелка вверх на каждой орбитали). Во-вторых, другие электроны соединяются с неподеленными электронами слева направо. Дифференциальный электрон представлен в зеленой рамке.

Таким образом, дифференциальный электрон хлора имеет следующие квантовые числа: (3, 1, 0, -1/2). То есть «n» равно 3; «L» равно 1, орбитальная «p»; «M» равно 0, потому что это средняя орбиталь «p»; а «s» равно -1/2, поскольку стрелка указывает вниз.

магниевый

Электронная конфигурация атома магния 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² , представляя орбиталь и ее валентный электрон таким же образом:

↑ ↓

3s

0

На этот раз дифференциальный электрон имеет квантовые числа 3, 0, 0, -1/2. Единственная разница в этом случае по отношению к хлору состоит в том, что квантовое число «l» равно 0, поскольку электрон занимает орбиталь «s» (3s).

Цирконий

Электронная конфигурация атома циркония (переходного металла) - 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ² . Так же, как и в предыдущих случаях, представление орбиталей и валентных электронов выглядит следующим образом:

Таким образом, квантовые числа для дифференциального электрона, отмеченные зеленым цветом: 4, 2, -1, +1/2. Здесь, поскольку электрон занимает вторую орбиталь "d", его квантовое число "m" равно -1. Кроме того, поскольку стрелка указывает вверх, его номер вращения «s» равен +1/2.

Неизвестный элемент

Дифференциальные квантовые числа электрона для неизвестного элемента: 3, 2, +2, -1/2. Какой атомный номер Z элемента? Зная Z, вы можете понять, что это за элемент.

На этот раз, поскольку «n» равно 3, это означает, что элемент находится в третьем периоде периодической таблицы с «d» орбиталями в качестве валентной оболочки («l» равно 2). Следовательно, орбитали представлены, как в предыдущем примере:

↑ ↓

Квантовые числа «m», равные +2, и «s», равные -1/2, являются ключом к правильному расположению дифференциального электрона на последней трехмерной орбитали.

Таким образом, искомый элемент имеет полные 3d ¹⁰ орбитали , а также свои внутренние электронные оболочки. В заключение, элемент - это металлический цинк (Zn).

Однако квантовые числа дифференциального электрона не могут отличить цинк от меди, потому что последний элемент также имеет полные 3d-орбитали. Зачем? Потому что медь - это металл, который не соответствует правилам заполнения электронами по квантовым причинам.

Ссылки

1. Джим Брэнсон. (2013). Правила Хунда. Получено 21 апреля 2018 г. с: Quantummechanics.ucsd.edu
2. Лекция 27: Правила Хунда. Получено 21 апреля 2018 г. с: ph.qmul.ac.uk
3. Университет Пердью. Квантовые числа и электронные конфигурации. Получено 21 апреля 2018 г. с: chemed.chem.purdue.edu
4. Энциклопедия наук Сальвата. (1968). Физика Сальват, SA de Ediciones Pamplona, ​​том 12, Испания, страницы 314-322.
5. Уолтер Дж. Мур. (1963). Физическая химия. В частицах и волнах. Четвертое издание, Лонгманс.