TechCodeview

Elektroniczna Konfiguracja

The rozkład elektronów w atomie lub cząsteczce nazywany jest „konfiguracją elektronową”, który określa poziomy energii i orbitale zajmowane przez elektrony. Liczba atomowa pierwiastka, która jest równa liczbie protonów w jądrze atomu, określa konfigurację elektronową pierwiastka.

Ilość elektronów w każdej powłoce i podpowłoce jest zwykle reprezentowana przez ciąg cyfr i liter, np. 1s 2s²14:00⁶, opisując konfigurację elektronową atomu. Główna liczba kwantowa, która jest powiązana z poziomem energii lub powłoką elektronu, jest reprezentowana przez pierwszą liczbę w sekwencji. Liczba kwantowa momentu pędu określa, która litera po głównej liczbie kwantowej oznacza podpowłokę lub orbitę elektronu.

Do zobrazowania konfiguracji elektronowej atomu można również zastosować diagram orbitalny lub diagram powłoki elektronowej, który pokazuje rozmieszczenie elektronów w obrębie poziomów energii i orbitali atomu. Każdy orbital jest symbolizowany przez prostokąt lub okrąg na diagramie orbity, a każdy elektron jest symbolizowany przez strzałkę biegnącą w górę lub w dół, aby oznaczyć jego spin.

Struktura elektronowa atomu odgrywa znaczącą rolę w określaniu wielu właściwości chemicznych i fizycznych pierwiastka. Na przykład na reaktywność atomu, charakterystykę wiązań i zdolność do uczestniczenia w reakcjach chemicznych wpływa ilość i rozmieszczenie jego elektronów. Ilość energii potrzebnej do wydobycia elektronu z atomu nazywana jest jego energią jonizacji, która jest również określana przez konfigurację elektronową atomu.

Położenie pierwiastka w układzie okresowym, czyli liście pierwiastków ułożonych w kolejności rosnącej liczby atomowej, można również przewidzieć na podstawie konfiguracji elektronicznej pierwiastka. Układ okresowy grupuje pierwiastki o porównywalnych konfiguracjach elektronicznych i równoważnych właściwościach.

Zasada wykluczenia Pauliego, która stwierdza, że ​​żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć tego samego zestawu liczb kwantowych, określa konfigurację elektronową atomu. W związku z tym każdy elektron w atomie musi znajdować się na odrębnym poziomie energii i na odrębnym orbicie, a każdy orbital może pomieścić tylko parę elektronów o przeciwnym spinie.

cyfry alfabetu

Do bezpośredniego ustalenia konfiguracji elektronowej atomu można zastosować różne metody spektroskopowe. Na przykład konfigurację elektryczną atomu w stanie podstawowym można określić za pomocą widma emisyjnego pierwiastka, a poziomy energii elektronów w atomie można określić za pomocą widma absorpcji pierwiastka.

Podsumowując, konfiguracja elektronowa atomu jest podstawowym składnikiem jego struktury i wpływa na szereg jego właściwości chemicznych i fizycznych. Liczba atomowa pierwiastka określa jego konfigurację elektroniczną, którą można przedstawić jako serię liczb i symboli, diagram orbitalny lub diagram powłoki elektronowej. Zasada wykluczenia Pauliego, którą można znaleźć eksperymentalnie za pomocą metod spektroskopowych, określa konfigurację elektronową atomu.

Konfiguracje elektroniczne są przydatne w przypadku:

• Ustalanie wartościowości elementu.
• Przewidywanie grupy cech pierwiastków (właściwości pierwiastków o podobnej konfiguracji elektronowej są często identyczne).
• Analiza widma atomowego.

Jak napisać konfigurację elektroniczną

Muszle

Na podstawie głównej liczby kwantowej można obliczyć największą liczbę elektronów, która zmieści się na powłoce (n). Wzór na to to 2n², gdzie n jest numerem powłoki. Poniższe tabele przedstawiają powłoki, wartości n i całkowitą liczbę elektronów, które mogą się zmieścić.

Podpowłoki

• Azymutalna liczba kwantowa (oznaczona literą „l”) określa podpowłoki, na które podzielone są elektrony.
• Wartość głównej liczby kwantowej n określa wartość tej liczby kwantowej. W rezultacie istnieją cztery różne podpowłoki, które mogą istnieć, gdy n jest równe 4.
• Gdy n=4. Podpowłoki s, p, d i f są odpowiadającymi podpowłokami odpowiednio dla l=0, l=1, l=2 i l=3.
• Równanie 2*(2l+1) określa, ile elektronów może pomieścić podpowłoka w swojej maksymalnej pojemności.
• Dlatego największa liczba elektronów, które mogą zmieścić się w podpowłokach s, p, d i f, to odpowiednio 2, 6, 10 i 14.

Notacja

• Za pomocą etykiet podpowłok opisano konfigurację elektronową atomu. Etykiety te obejmują numer podpowłoki i numer powłoki, który jest określony przez główną liczbę kwantową.
• oznaczenie (podane przez azymutalną liczbę kwantową) oraz, w indeksie górnym, całkowitą liczbę elektronów w podpowłoce.
• Na przykład zapisem będzie „1s”.²' gdyby w podpowłoce s pierwszej powłoki znajdowały się dwa elektrony.
• Konfigurację elektronową aluminium (liczba atomowa 13) można wyrazić jako 1s²2s²14:00⁶3s²15:00¹używając tych etykiet podpowłok.

Do wypełniania orbitali atomowych stosuje się zasadę Aufbau, zasadę wykluczenia Pauliego i regułę Hunda. Wytyczne te pomagają w podjęciu decyzji, w jaki sposób elektrony zajmują dostępne orbitale.

Zasada struktury:

Zgodnie z zasadą Aufbau elektrony zajmują orbitale w kierunku rosnącej energii. Oznacza to, że przed zapełnieniem orbitali o wyższej energii elektrony najpierw zapełnią orbitale o niższej energii. Układ okresowy można wykorzystać do określenia poziomów energii orbitali w odpowiedniej kolejności. Etykiety orbitali składają się z kombinacji liter i cyfr: litera oznacza kształt orbity lub podpowłokę (s, p, d, f), a liczba oznacza główną liczbę kwantową (n), która określa poziom energii orbitali orbitalny.

Zasada wykluczenia Pauliego:

Zgodnie z zasadą wykluczenia Pauliego żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć tego samego zbioru czterech liczb kwantowych (n, l, ml i ms). Największa liczba elektronów, które mogą zmieścić się na każdym orbicie, to dwa i muszą one mieć przeciwne spiny.

Zasada psa:

Zgodnie z regułą Hunda, elektrony będą najpierw zamieszkiwać oddzielne orbitale o tym samym spinie podczas wypełniania orbitali zdegenerowanych (orbitali o tej samej energii). W związku z tym elektrony na zdegenerowanych orbitali będą stale próbować maksymalizować swój całkowity spin.

Za pomocą tych zasad można ustalić kolejność wypełniania orbitali atomowych.

Orbitale są wypełniane w następującej kolejności:

• 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p i tak dalej
• Aby to zademonstrować, weźmy na przykład ładunek węgla (liczba atomowa 6). W węglu znajduje się sześć elektronów, które będą zajmować dostępne orbitale w sposób opisany powyżej.
• Orbital 1s zostanie wypełniony przez pierwsze dwa elektrony. Orbital 2s zostanie wypełniony przez kolejne dwa elektrony. Dwa z trzech możliwych orbitali 2p będą zajęte przez jeden elektron przez pozostałe dwa elektrony. Węgiel ma teraz strukturę elektronową 1s²2s²14:00².

Podsumowując, zasada Aufbau, zasada wykluczenia Pauliego i reguła Hunda kontrolują sposób zapełnienia orbitali atomowych. W wyniku tych zasad każdy element ma inną konfigurację elektronów, które pomagają określić kolejność, w jakiej elektrony zajmują dostępne orbitale.

Konfiguracja elektroniczna pierwszych 30 elementów, w kolejności rosnącej liczby atomowej:

Oto niektóre powody, dla których konfiguracja elektroniczna jest niezbędna:

1. Reaktywność chemiczna

Reakcja chemiczna atomu zależy od jego konfiguracji elektronowej. Konfiguracja elektronowa powoduje, że reakcje między pierwiastkami prowadzą do związków. To, jak łatwo atom może pozyskać, utracić lub udostępnić elektrony w celu utworzenia wiązań chemicznych z innymi atomami, zależy od liczby i rozmieszczenia elektronów na najbardziej zewnętrznym poziomie energetycznym, zwanym powłoką walencyjną. Na przykład, aby osiągnąć stabilną konfigurację, elementy z jednym lub dwoma elektronami w najbardziej zewnętrznej powłoce mają tendencję do utraty tych elektronów, podczas gdy elementy z pięcioma, sześcioma lub siedmioma elektronami w swojej najbardziej zewnętrznej powłoce mają tendencję do pozyskiwania tych elektronów. Pomaga to w przewidywaniu rodzajów związków, które mogą tworzyć różne pierwiastki.

2. Właściwości wiążące

Rodzaje wiązań chemicznych, które mogą powstać pomiędzy atomami, zależą również od ich konfiguracji elektronowej. Wiązania kowalencyjne zwykle tworzą się między atomami o porównywalnych konfiguracjach elektronowych, podczas gdy wiązania jonowe zwykle tworzą się między atomami o różnych konfiguracjach. Na intensywność i stabilność utworzonych wiązań chemicznych wpływa również konfiguracja elektronowa. Na przykład cztery elektrony walencyjne w konfiguracji elektronowej atomu węgla umożliwiają mu tworzenie stabilnych wiązań kowalencyjnych z innymi atomami węgla, co skutkuje powstaniem szerokiej gamy związków organicznych.

3. Właściwości fizyczne

Na właściwości fizyczne pierwiastka, takie jak temperatura topnienia i wrzenia, gęstość i przewodność, wpływa również jego struktura elektronowa. Liczba elektronów i sposób ich ułożenia w powłoce walencyjnej decyduje o sile oddziaływań atomów, co wpływa na fizyczne zachowanie pierwiastka. Na przykład, ponieważ ich wolne elektrony mogą łatwo poruszać się i przewodzić prąd, metale mają wysoką przewodność elektryczną i cieplną.

4. Trendy okresowe

Układ okresowy jest zorganizowany przy użyciu trendów okresowych, ponieważ opiera się na strukturze elektronowej atomów. Regularne wzorce wariancji właściwości pierwiastków w całym układzie okresowym nazywane są trendami okresowymi. Do zrozumienia tych trendów można wykorzystać zmiany w konfiguracji elektronicznej atomów i ich wpływ na wielkość, reaktywność i charakterystykę wiązania pierwiastków.

Podsumowując, znajomość konfiguracji elektronowej atomu jest konieczna, aby zrozumieć zarówno jego właściwości molekularne, jak i fizyczne. Jest niezbędne do przewidywania zachowania chemicznego pierwiastka i jego zdolności do łączenia się z innymi pierwiastkami w celu tworzenia związków. Zrozumienie konfiguracji elektronicznej pomaga również w wyjaśnieniu wzorców okresowych i różnic we właściwościach pierwiastków w całym układzie okresowym.