Электронная конфигурация , называемая также электронная структура, является расположение электронов в энергетических уровнях вокруг атомного ядра. Согласно старой модели атома Бора, электроны занимают различные уровни на орбитах вокруг ядра, от первой оболочки, ближайшей к ядру, K, до седьмой оболочки, Q, которая является наиболее удаленной от ядра.
С точки зрения более тонкой квантово-механической модели, оболочки KQ подразделяются на набор орбиталей, каждая из которых может быть занята не более чем одной парой электронов.
Обычно электронная конфигурация используется для описания орбиталей атома в его основном состоянии, но ее также можно использовать для представления атома, который ионизировался в катион или анион, компенсируя потерю или усиление электронов на их соответствующих орбиталях.
Многие физические и химические свойства элементов можно соотнести с их уникальными электронными конфигурациями. Валентные электроны, электроны на внешней оболочке, являются определяющим фактором уникального химического состава элемента.
Основы электронных конфигураций
Прежде чем отнести электроны атома к орбиталям, следует ознакомиться с основами электронных конфигураций. Каждый элемент Периодической таблицы состоит из атомов, состоящих из протонов, нейтронов и электронов.
Электроны обладают отрицательным зарядом и находятся вокруг ядра атома на орбиталях электрона, определяемых как объем пространства, в котором электрон может быть найден с вероятностью 95%.
Четыре разных типа орбиталей (s, p, d и f) имеют разные формы, и одна орбиталь может содержать максимум два электрона. Орбитали p, d и f имеют разные подуровни, поэтому они могут содержать больше электронов.
Как указано, электронная конфигурация каждого элемента уникальна для его положения в периодической таблице. Уровень энергии определяется периодом, а количество электронов определяется атомным номером элемента.
Орбитали на разных энергетических уровнях похожи друг на друга, но занимают разные области в космосе.
Орбиталь 1s и орбиталь 2s имеют характеристики s-орбитали (радиальные узлы, вероятности сферического объема, они могут содержать только два электрона и т. Д.). Но, поскольку они находятся на разных уровнях энергии, они занимают разные пространства вокруг ядра. Каждая орбиталь может быть представлена определенными блоками в периодической таблице.
Блок s - это область щелочных металлов, включая гелий (группы 1 и 2), блок d - переходные металлы (группы с 3 по 12), блок p - элементы основной группы групп с 13 по 18. , А блок f - это ряды лантаноидов и актинидов.
Рисунок 1: Элементы периодической таблицы и их периоды, которые меняются в зависимости от уровней энергии орбиталей.
Принцип Ауфбау
Aufbau происходит от немецкого слова «Aufbauen», что означает «строить». По сути, записывая электронные конфигурации, мы строим электронные орбитали, перемещаясь от одного атома к другому.
Записывая электронную конфигурацию атома, мы заполняем орбитали в порядке возрастания атомного номера.
Принцип Ауфбау происходит из принципа исключения Паули, согласно которому в атоме нет двух фермионов (например, электронов). У них может быть одинаковый набор квантовых чисел, поэтому они должны «складываться» на более высоких уровнях энергии.
Как накапливаются электроны, зависит от их конфигурации (Принцип Aufbau, 2015).
Стабильные атомы имеют столько же электронов, сколько протонов в ядре. Электроны собираются вокруг ядра на квантовых орбиталях, следуя четырем основным правилам, называемым принципом Ауфбау.
- В атоме нет двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами n, l, m и s.
- Электроны сначала займут орбитали самого низкого уровня энергии.
- Электроны всегда будут заполнять орбитали с одним и тем же числом спина. Когда орбитали заполнятся, он запустится.
- Электроны заполнят орбитали суммой квантовых чисел n и l. Орбитали с равными значениями (n + l) будут заполнены первыми нижними значениями n.
Второе и четвертое правила в основном одинаковы. Примером правила четыре могут быть орбитали 2p и 3s.
Орбиталь 2p - это n = 2 и l = 2, а орбиталь 3s - это n = 3 и l = 1. (N + l) = 4 в обоих случаях, но орбиталь 2p имеет наименьшую энергию или наименьшее значение n и заполнится до слой 3с.
К счастью, диаграмму Меллера, показанную на рисунке 2, можно использовать для заполнения электронами. График читается путем прогона диагоналей от 1 с.
Рисунок 2: Диаграмма Меллера заполнения электронной конфигурации.
На рисунке 2 показаны атомные орбитали, а стрелки указывают направление вперед.
Теперь, когда известно, что порядок орбиталей заполнен, остается только запомнить размер каждой орбитали.
S-орбитали имеют 1 возможное значение m l, чтобы содержать 2 электрона.
P-орбитали имеют 3 возможных значения ml, чтобы содержать 6 электронов.
D-орбитали имеют 5 возможных значений мкл для удержания 10 электронов.
F-орбитали имеют 7 возможных значений m l для удержания 14 электронов.
Это все, что нужно для определения электронной конфигурации стабильного атома элемента.
Например, возьмем элемент азот. У азота семь протонов и, следовательно, семь электронов. Первая заполняемая орбиталь - это орбиталь 1с.
На s-орбитали два электрона, поэтому осталось пять электронов. Следующая орбиталь - это орбиталь 2s и содержит следующие две. Последние три электрона перейдут на 2p-орбиталь, на которой может находиться до шести электронов (Helmenstine, 2017).
Важность внешней электронной конфигурации
Электронные конфигурации играют важную роль в определении свойств атомов.
Все атомы одной группы имеют одинаковую внешнюю электронную конфигурацию, за исключением атомного номера n, поэтому они имеют схожие химические свойства.
Некоторые из ключевых факторов, влияющих на свойства атомов, включают размер наибольших занятых орбиталей, энергию орбиталей с более высокими энергиями, количество орбитальных вакансий и количество электронов на орбиталях с более высокими энергиями.
Большинство свойств атома могут быть связаны со степенью притяжения между крайними электронами к ядру и числом электронов во внешней электронной оболочке, числом валентных электронов.
Электроны внешней оболочки - это те, которые могут образовывать ковалентные химические связи, они те, которые обладают способностью ионизироваться с образованием катионов или анионов, и именно они придают химическим элементам степень окисления.
Они также будут определять атомный радиус. Чем больше n, тем больше атомный радиус. Когда атом теряет электрон, происходит сокращение радиуса атома из-за уменьшения отрицательного заряда вокруг ядра.
Электроны внешней оболочки - это те электроны, которые учитываются теорией валентной связи, теорией кристаллического поля и теорией молекулярных орбиталей для получения свойств молекул и гибридизации связей.
Ссылки
- Принцип Ауфбау. (2015, 3 июня). Получено с сайта chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Электронная конфигурация. Взято с youtube: youtube.com.
- Электронные конфигурации и свойства атомов. (СФ). Взято с сайта oneonta.edu: oneonta.edu.
- Encyclopdia Britannica. (2011, 7 сентября). Электронная конфигурация. Взято из britannica: britannica.com.
- Файзи, С. (2016, 12 июля). Электронные конфигурации. Взято с сайта chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Хельменстин, Т. (7 марта 2017 г.). Принцип Ауфбау - электронная структура и принцип Ауфбау. Взято с сайта thinkco: thinkco.com.
- Хан, С. (8 июня 2014 г.). Валентные электроны и связь. Взято из khanacademy: khanacademy.org.