Спектральное обозначение является расположение уровней энергии электронов вокруг ядра атома. 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 самой дальней 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 во внешней оболочке, являются определяющим фактором уникального химического состава элемента.
Когда электроны на внешней оболочке атома получают какую-то энергию, они переходят в слои с более высокой энергией. Таким образом, электрон в K-оболочке будет перенесен на L-оболочку, находясь в более высоком энергетическом состоянии.
Когда электрон возвращается в свое основное состояние, он высвобождает поглощенную энергию, излучая электромагнитный спектр (свет). Поскольку каждый атом имеет определенную электронную конфигурацию, он также будет иметь определенный спектр, который будет называться спектром поглощения (или излучения).
По этой причине термин «спектральное обозначение» используется для обозначения электронной конфигурации.
Как определить спектральную нотацию: квантовые числа
Всего четыре квантовых числа используются для полного описания движения и траекторий каждого электрона в атоме.
Комбинация всех квантовых чисел всех электронов в атоме описывается волновой функцией, которая удовлетворяет уравнению Шредингера. Каждый электрон в атоме имеет уникальный набор квантовых чисел.
Согласно принципу исключения Паули, два электрона не могут иметь одну и ту же комбинацию четырех квантовых чисел.
Квантовые числа важны, потому что они могут использоваться для определения электронной конфигурации атома и вероятного местоположения электронов в атоме.
Квантовые числа также используются для определения других характеристик атомов, таких как энергия ионизации и атомный радиус.
Квантовые числа обозначают определенные оболочки, подоболочки, орбитали и спины электронов.
Это означает, что они полностью описывают характеристики электрона в атоме, то есть описывают каждое уникальное решение уравнения Шредингера или волновую функцию электронов в атоме.
Всего существует четыре квантовых числа: главное квантовое число (n), квантовое число орбитального углового момента (l), магнитное квантовое число (ml) и квантовое число спина электрона (ms).
Главное квантовое число nn описывает энергию электрона и наиболее вероятное расстояние электрона от ядра. Другими словами, это относится к размеру орбитали и уровню энергии, на котором находится электрон.
Число подоболочек или ll описывает форму орбитали. Также его можно использовать для определения количества угловых узлов.
Магнитное квантовое число ml описывает уровни энергии в подоболочке, а ms относится к спину электрона, который может быть направлен вверх или вниз.
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 от 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.
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.
Рисунок 2: Диаграмма Меллера заполнения электронной конфигурации.
К счастью, диаграмму Меллера, показанную на рисунке 2, можно использовать для заполнения электронами. График читается путем прогона диагоналей от 1 с.
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.
Правила Хунда
В разделе Ауфбау обсуждалось, как электроны сначала заполняют орбитали с самой низкой энергией, а затем перемещаются на орбитали с самой высокой энергией только после того, как орбитали с самой низкой энергией заполнятся.
Однако есть проблема с этим правилом. Конечно, 1s-орбитали должны быть заполнены до 2s-орбиталей, потому что 1s-орбитали имеют меньшее значение n и, следовательно, меньшую энергию.
А три разных 2p-орбитали? В каком порядке их заполнять? Ответ на этот вопрос связан с правилом Хунда.
Правило Хунда гласит:
- Каждая орбиталь на подуровне занята индивидуально, прежде чем любая орбиталь будет занята дважды.
- Все электроны на индивидуально занятых орбиталях имеют одинаковый спин (чтобы максимизировать общий спин).
Когда электроны назначаются орбиталям, электрон сначала пытается заполнить все орбитали схожей энергией (также называемой вырожденными орбиталями), прежде чем спариваться с другим электроном на наполовину полной орбитали.
Атомы в основном состоянии имеют как можно больше неспаренных электронов. Визуализируя этот процесс, подумайте, как электроны проявляют то же поведение, что и одни и те же полюса в магните, если бы они вступили в контакт.
Когда отрицательно заряженные электроны заполняют орбитали, они сначала пытаются уйти как можно дальше друг от друга, прежде чем им нужно будет образовать пары.
Ссылки
- Анастасия Каменко, TE (2017, 24 марта). Квантовые числа. Восстановлено с сайта chem.libretexts.org.
- Принцип Ауфбау. (2015, 3 июня). Восстановлено с сайта chem.libretexts.org.
- Электронные конфигурации и свойства атомов. (СФ). Восстановлено с сайта oneonta.edu.
- Encyclopdia Britannica. (2011, 7 сентября). Электронная конфигурация. Получено с britannica.com.
- Хельменстин, Т. (7 марта 2017 г.). Принцип Ауфбау - электронная структура и принцип Ауфбау. Получено с сайта thinkco.com.
- Правила Хунда. (2015, 18 июля). Восстановлено с сайта chem.libretexts.org.
- Спектроскопические обозначения. (СФ). Восстановлено с bcs.whfreeman.com.