Какова внешняя электронная конфигурация?

электронная конфигурация, также называется электронной структурой, это расположение электронов на энергетических уровнях вокруг атомного ядра.

Согласно древней атомной модели Бора, электроны занимают несколько уровней на орбитах вокруг ядра, от первого слоя, ближайшего к ядру, K, до седьмого слоя, Q, который находится дальше всего от ядра..

С точки зрения более тонкой квантово-механической модели, слои K-Q подразделяются на набор орбиталей, каждая из которых может быть занята не более чем одной парой электронов (Encyclopædia Britannica, 2011).

Обычно электронная конфигурация используется для описания орбиталей атома в его основном состоянии, но она также может быть использована для представления атома, который был ионизирован в катионе или анионе, компенсируя потерю или усиление электронов на их соответствующих орбиталях..

Многие из физических и химических свойств элементов могут быть соотнесены с их уникальными электронными конфигурациями. Валентные электроны, электроны во внешнем слое, являются определяющим фактором уникальной химии элемента.

Основные понятия электронных конфигураций

Прежде чем отнести электроны атома к орбиталям, необходимо ознакомиться с основными понятиями электронных конфигураций. Каждый элемент Периодической таблицы состоит из атомов, которые состоят 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 различных типа орбиталей (s, p, d и f) имеют разные формы, и 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 позиции в периодической таблице. Уровень энергии определяется периодом, а число электронов определяется атомным номером элемента..

Орбитали на разных уровнях энергии похожи друг на друга, но занимают разные области в пространстве.

Орбита 1s и орбита 2s имеют характеристики орбиты s (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 места вокруг ядра. Каждая орбита может быть представлена ​​конкретными блоками в периодической таблице.

Блок s - это область щелочных металлов, включая гелий (группы 1 и 2), блок d - переходные металлы (группы 3–12), блок p - элементы основной группы групп 13–18. , А блок f - серии лантаноидов и актинидов (Faizi, 2016).

Рисунок 1: элементы периодической таблицы и их периоды, которые варьируются в зависимости от уровней энергии орбиталей.

Принцип Ауфбау

Aufbau происходит от немецкого слова «Aufbauen», что означает «строить». По сути, при написании электронных конфигураций мы строим электронные орбитали при переходе от одного атома к другому.

Когда мы напишем электронную конфигурацию атома, мы будем заполнять орбитали в порядке возрастания атомного номера.

Принцип Ауфбау исходит из принципа исключения Паули, который гласит, что в атоме нет двух фермионов (например, электронов). Они могут иметь одинаковый набор квантовых чисел, поэтому им приходится «складываться» на более высоких энергетических уровнях.

Как электроны накапливаются, является предметом электронных конфигураций (Принцип Ауфбау, 2015).

У стабильных атомов столько же электронов, сколько у протонов в ядре. Электроны собираются вокруг ядра на квантовых орбиталях, следуя четырем основным правилам, называемым принципом Ауфбау..

1. В атоме нет двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами n, l, m и s..
2. Сначала электроны займут орбитали самого низкого энергетического уровня..
3. Электроны всегда будут заполнять орбитали одним и тем же числом спинов. Когда орбитали заполнятся, начнется.
4. Электроны будут заполнять орбитали суммой квантовых чисел n и l. Орбитали с равными значениями (n + l) будут заполнены первыми значениями n ниже.

Второе и четвертое правила в основном одинаковы. Примером правила 4 будут орбитали 2p и 3s.

2p-орбита равна n = 2 и l = 2, а 3s-орбита равна n = 3 и l = 1. (N + l) = 4 в обоих случаях, но 2p-орбита имеет наименьшую энергию или наименьшее значение n и будет заполнена до того, как Слой 3s.

К счастью, диаграмма Меллера, показанная на рисунке 2, может быть использована для заполнения электронов. График читается путем выполнения диагоналей от 1 с.

Рисунок 2: Схема Мёллера заполнения электронной конфигурации.

На рисунке 2 показаны атомные орбитали, а стрелки следуют по пути следования.

Теперь, когда известно, что порядок орбиталей полон, остается только запомнить размер каждой орбиты..

S орбитали имеют 1 возможное значение m_L содержать 2 электрона

P орбитали имеют 3 возможных значения m_L содержать 6 электронов

D орбитали имеют 5 возможных значений m_L содержать 10 электронов

F орбитали имеют 7 возможных значений m_L содержать 14 электронов

Это все, что нужно для определения электронной конфигурации стабильного атома элемента.

Например, возьмите элемент азота. Азот имеет семь протонов и, следовательно, семь электронов. Первая орбита, которую нужно заполнить - это орбита 1 с.

Орбиталь имеет два электрона, поэтому осталось пять электронов. Следующая орбита является орбитой 2s и содержит следующие две. Три последних электрона перейдут на 2p-орбиту, которая может содержать 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 сходные химические свойства.

Некоторые из ключевых факторов, которые влияют на атомные свойства, включают размер самых больших занятых орбиталей, энергию орбиталей с более высокой энергией, количество орбитальных вакансий и число электронов на орбитали с более высокой энергией (Электронные конфигурации и Свойства атомов, SF).

Большинство атомных свойств могут быть связаны со степенью притяжения между электронами, более внешними по отношению к ядру, и количеством электронов в крайнем электронном слое, количеством валентных электронов..

Электроны внешнего слоя - это те, которые могут образовывать ковалентные химические связи, те, которые способны ионизироваться с образованием катионов или анионов, и те, которые дают степень окисления химическим элементам (Хан, 2014)..

Они также будут определять атомный радиус. Когда n становится больше, атомный радиус увеличивается. Когда атом теряет электрон, происходит сокращение атомного радиуса из-за уменьшения отрицательного заряда вокруг ядра.

Электроны внешнего слоя - это те, которые учитываются теорией валентных связей, теорией кристаллического поля и теорией молекулярных орбиталей для получения свойств молекул и гибридизации связей (Bozeman Science, 2013).

ссылки

1. Принцип Ауфбау. (2015, 3 июня). Получено из chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Бозман Наука. (2013, Агото 4). Электронная конфигурация. Взято с youtube: youtube.com.
3. Электронные конфигурации и свойства атомов. (S.F.). Взято из oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Энциклопедия Британника. (2011 г., 7 сентября). Электронная конфигурация. Взято с британницы: britannica.com.
5. Файзи С. (2016, 12 июля). Электронные конфигурации. Взято из chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7 марта). Принцип Ауфбау - электронная структура и принцип Ауфбау. Взято из мысли: мысли.
7. Хан С. (2014, 8 июня). Валентные электроны и связь. Взято из ханакадемии: khanacademy.org.