Jaka jest zewnętrzna konfiguracja elektroniczna?

Konfiguracja elektroniczna, zwana również strukturą elektronową, jest układem elektronów w poziomach energii wokół jądra atomowego.

Zgodnie ze starym atomowym modelem Bohra, elektrony zajmują kilka poziomów na orbitach wokół jądra, od pierwszej warstwy najbliższej jądra, K, do siódmej warstwy, Q, która jest najdalej od jądra.

Jeśli chodzi o bardziej wyrafinowany model mechaniki kwantowej, warstwy KQ są podzielone na zbiór orbitali, z których każdy może być zajęty przez nie więcej niż jedną parę elektronów (Encyclopædia Britannica, 2011).

Zwykle konfiguracja elektroniczna jest używana do opisania orbitali atomu w jego stanie podstawowym, ale może być również wykorzystana do przedstawienia atomu, który został zjonizowany w kationie lub anionie, kompensując utratę lub wzmocnienie elektronów w ich odpowiednich orbitali.

Wiele fizycznych i chemicznych właściwości elementów może być skorelowanych z ich unikalnymi konfiguracjami elektronicznymi. Elektrony walencyjne, elektrony w najbardziej zewnętrznej warstwie, są czynnikiem decydującym o unikalnej chemii pierwiastka.

Podstawowe pojęcia konfiguracji elektronicznych

Przed przypisaniem elektronów atomu do orbitali należy zapoznać się z podstawowymi pojęciami konfiguracji elektronicznych. Każdy element układu okresowego składa się z atomów, które składają się z protonów, neutronów i elektronów.

Elektrony wykazują ładunek ujemny i znajdują się wokół jądra atomu w orbitali elektronu, definiowanego jako objętość przestrzeni, w której elektron można znaleźć w 95% prawdopodobieństwie.

Cztery różne typy orbitali (s, p, d, f) mają różne kształty, a orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony. Orbitale p, dyf mają różne podpoziomy, więc mogą zawierać więcej elektronów.

Jak wskazano, konfiguracja elektroniczna każdego elementu jest unikalna dla jego pozycji w układzie okresowym. Poziom energii jest określony przez okres, a liczba elektronów jest określona przez liczbę atomową pierwiastka.

Orbitale na różnych poziomach energii są do siebie podobne, ale zajmują różne obszary w przestrzeni.

Orbital 1s i orbital 2s mają cechy orbitalne s (węzły radialne, sferyczne prawdopodobieństwa objętości, mogą zawierać tylko dwa elektrony itp.). Ale ponieważ znajdują się na różnych poziomach energii, zajmują różne przestrzenie wokół jądra. Każdy orbital może być reprezentowany przez konkretne bloki w układzie okresowym.

Blok s jest obszarem metali alkalicznych, w tym helu (grupy 1 i 2), blok d to metale przejściowe (grupy 3 do 12), blok p to elementy głównej grupy grup 13 do 18, A blok f to seria lantanowców i aktynowców (Faizi, 2016).

Rysunek 1: elementy układu okresowego i ich okresy, które różnią się w zależności od poziomów energii orbitali.

Zasada Aufbau

Aufbau pochodzi z niemieckiego słowa „Aufbauen”, co oznacza „budować”. W istocie pisząc konfiguracje elektronów, konstruujemy orbitale elektronowe, gdy przechodzimy z jednego atomu do drugiego.

Gdy piszemy elektroniczną konfigurację atomu, wypełnimy orbitale w rosnącym porządku liczby atomowej.

Zasada Aufbau wywodzi się z zasady wykluczenia Pauliego, która mówi, że w atomie nie ma dwóch fermionów (np. Elektronów). Mogą mieć ten sam zestaw liczb kwantowych, więc muszą „układać się” przy wyższych poziomach energii.

Sposób akumulacji elektronów jest przedmiotem konfiguracji elektronów (zasada Aufbau, 2015).

Stabilne atomy mają tyle samo elektronów, co protony w jądrze. Elektrony gromadzą się wokół jądra w orbitali kwantowych zgodnie z czterema podstawowymi zasadami zwanymi zasadą Aufbau.

1. W atomie nie ma dwóch elektronów, które dzielą te same cztery liczby kwantowe n, l, m i s.
2. Najpierw elektrony zajmą orbitale o najniższym poziomie energii.
3. Elektrony zawsze wypełnią orbitale taką samą liczbą wirowania. Gdy orbitale są pełne, rozpocznie się.
4. Elektrony wypełnią orbitale sumą liczb kwantowych n i l. Orbitale o równych wartościach (n + l) zostaną najpierw wypełnione wartościami n niższymi.

Druga i czwarta zasada są zasadniczo takie same. Przykładem reguły czwartej mogą być orbitale 2p i 3s.

Orbital 2p to n = 2, a l = 2 i orbital 3s to n = 3, a l = 1 (N + l) = 4 w obu przypadkach, ale orbital 2p ma najniższą energię lub najniższą wartość n i zostanie wypełniony przed Warstwa 3s.

Na szczęście diagram Moellera pokazany na rysunku 2 może być użyty do wypełnienia elektronów. Wykres jest odczytywany przez wykonanie przekątnych z 1s.

Rysunek 2: Schemat Moellera wypełniania konfiguracji elektronicznej.

Rysunek 2 pokazuje orbitale atomowe, a strzałki podążają ścieżką do naśladowania.

Teraz, gdy wiadomo, że kolejność orbitali jest pełna, pozostaje tylko zapamiętać rozmiar każdego orbitalu.

Orbitale S mają 1 możliwą wartość m _l, która zawiera 2 elektrony

Orbitale P mają 3 możliwe wartości m _l, które zawierają 6 elektronów

Orbitale D mają 5 możliwych wartości m _l, które zawierają 10 elektronów

Orbitale F mają 7 możliwych wartości m _l, które zawierają 14 elektronów

To wszystko, co jest potrzebne do określenia konfiguracji elektronicznej stabilnego atomu pierwiastka.

Na przykład weź element azotu. Azot ma siedem protonów, a zatem siedem elektronów. Pierwszy orbital do wypełnienia to orbital 1s.

Orbital ma dwa elektrony, więc pozostaje pięć elektronów. Następny orbital to orbital 2s i zawiera dwa następne. Trzy ostatnie elektrony trafią na orbitę 2p, która może zawierać do sześciu elektronów (Helmenstine, 2017).

Znaczenie zewnętrznej konfiguracji elektronicznej

Konfiguracje elektronów odgrywają ważną rolę w określaniu właściwości atomów.

Wszystkie atomy tej samej grupy mają taką samą zewnętrzną konfigurację elektroniczną, z wyjątkiem liczby atomowej n, dlatego mają podobne właściwości chemiczne.

Niektóre z kluczowych czynników wpływających na właściwości atomowe obejmują wielkość największych okupowanych orbitali, energię orbitali wyższej energii, liczbę pustek orbitalnych i liczbę elektronów w orbitale wyższej energii (konfiguracje elektronów i Właściwości atomów, SF).

Większość właściwości atomowych może być związana ze stopniem przyciągania między elektronami bardziej zewnętrznymi względem jądra a liczbą elektronów w najbardziej zewnętrznej warstwie elektronu, liczbą elektronów walencyjnych.

Elektronami warstwy zewnętrznej są te, które mogą tworzyć kowalencyjne wiązania chemiczne, to te, które mają zdolność jonizacji do tworzenia kationów lub anionów i są tymi, które nadają stan utlenienia pierwiastkom chemicznym (Khan, 2014).

Określą również promień atomowy. Gdy n staje się większe, zwiększa się promień atomowy. Gdy atom traci elektron, nastąpi skrócenie promienia atomowego z powodu zmniejszenia ładunku ujemnego wokół jądra.

Elektronami warstwy zewnętrznej są te, które są brane pod uwagę przez teorię wiązania walencyjnego, teorię pola krystalicznego i teorię orbitalną molekularną, aby uzyskać właściwości cząsteczek i hybrydyzację wiązań (Bozeman Science, 2013).