Hvad er den eksterne elektroniske konfiguration?



den elektronisk konfiguration, også kaldet elektronisk struktur, er arrangementet af elektroner i energiniveauer omkring en atomkerne.

Ifølge den gamle atommodel Bohr indtager elektronerne flere niveauer i kredsløb omkring kernen, fra det første lag tættest på kernen, K, til det syvende lag Q, som er længst væk fra kernen.

I form af en mere sofistikeret kvantemekanisk model, er K-Q lag opdelt i et sæt orbitaler, som hver især kan være optaget af ikke mere end et par af elektroner (Encyclopædia Britannica, 2011).

Almindeligvis er den elektroniske konfiguration, der anvendes til at beskrive de orbitaler et atom i sin grundtilstand, men kan også bruges til at repræsentere et atom, der er blevet ioniseret i en kation eller anion, som kompenserer for tab eller forøgelse af elektroner i deres respektive orbitaler.

Mange af elementernes fysiske og kemiske egenskaber kan korreleres med deres unikke elektroniske konfigurationer. Valenselektronerne, elektronerne i det yderste lag, er den afgørende faktor for elementets unikke kemi.

Grundlæggende begreber i elektroniske konfigurationer

Før man tildeler et elektrons elektroner til orbitalerne, skal man blive fortrolig med de grundlæggende begreber i elektroniske konfigurationer. Hvert element i det periodiske system består af atomer, der er sammensat af protoner, neutroner og elektroner.

Elektronerne udviser en negativ ladning og findes omkring atomets kerner i elektronens orbitaler, defineret som rumfanget, hvori elektronen kan findes inden for 95% sandsynlighed.

De fire forskellige typer af orbitaler (s, p, d og f) har forskellige former, og et kredsløb kan indeholde maksimalt to elektroner. P-, D- og F-orbitalerne har forskellige underniveauer, så de kan indeholde flere elektroner.

Som angivet er den elektroniske konfiguration af hvert element unikt for dets position i det periodiske bord. Energiniveauet bestemmes af perioden, og antallet af elektroner er givet af elementets atomnummer.

Orbitaler på forskellige energiniveauer ligner hinanden, men besætter forskellige områder i rummet.

1s-kredsløb og 2s-kredsløbet har karakteristika for et orbital s (radiale knuder, sfæriske volumen sandsynligheder, de kan kun indeholde to elektroner osv.). Men som de findes i forskellige energiniveauer, besætter de forskellige rum rundt om kernen. Hvert kredsløb kan repræsenteres af specifikke blokke i det periodiske bord.

Blokken s er regionen af ​​alkalimetallerne, herunder helium (gruppe 1 og 2), blokken d er overgangsmetallerne (gruppe 3 til 12), blokken p er elementerne i hovedgruppen i gruppe 13 til 18 , Og blok f er lanthanid- og aktinidserien (Faizi, 2016).

Figur 1: elementer i det periodiske bord og deres perioder, der varierer afhængigt af orbitalernes energiniveauer.

Aufbau-princippet

Aufbau kommer fra det tyske ord "Aufbauen", som betyder "at bygge". Når vi skriver elektronkonfigurationer, bygger vi i det væsentlige elektron-orbitaler, når vi flytter fra et atom til et andet.

Når vi skriver den elektroniske konfiguration af et atom, vil vi fylde orbitalerne i stigende rækkefølge af atomnummer.

Aufbau-princippet stammer fra Pauli-udelukkelsesprincippet, der siger, at der ikke er to fermioner (fx elektroner) i et atom. De kan have det samme sæt kvante numre, så de skal "stable" på højere energiniveauer.

Hvordan elektroner akkumulerer er et emne for elektronkonfigurationer (Aufbau Principle, 2015).

Stabile atomer har så mange elektroner som protoner i kernen. Elektroner samles omkring kernen i kvantorbitaler efter fire grundlæggende regler kaldet Aufbau-princippet.

  1. Der er ikke to elektroner i atomet, der deler de samme fire kvante tal n, l, m og s.
  2. Elektronerne vil optage orbitalerne af det laveste energiniveau først.
  3. Elektronerne vil altid fylde orbitalerne med det samme centrifugeringsnummer. Når orbitalerne er fulde, begynder det.
  4. Elektronerne vil fylde orbitaler med summen af ​​kvante numrene n og l. Orbitaler med lige værdier af (n + l) bliver fyldt først med værdierne n n lavere.

Det andet og fjerde regelsæt er stort set det samme. Et eksempel på regel fire ville være 2p og 3s orbitalerne.

En 2p orbital er n = 2 og l = 2 og 3s orbital er n = 3 og l = 1 (N + l) = 4 i begge tilfælde, men den 2p orbital har den laveste energi eller lavere n-værdi vil blive fyldt inden 3s lag.

Heldigvis kan Moeller diagrammet vist i Figur 2 bruges til at fylde elektroner. Grafen læses ved at udføre diagonalerne fra 1s.

Figur 2: Moeller-diagram for at fylde den elektroniske konfiguration.

Figur 2 viser atomorbitalerne, og pilene følger den vej, der skal følges.

Nu hvor det er kendt, at orbitalernes rækkefølge er fyldt, er det eneste der er tilbage at huske størrelsen af ​​hver orbitale.

S orbitaler har 1 mulig værdi af ml at indeholde 2 elektroner

P orbitaler har 3 mulige værdier af ml at indeholde 6 elektroner

D orbitaler har 5 mulige værdier af ml at indeholde 10 elektroner

F orbitaler har 7 mulige værdier af ml at indeholde 14 elektroner

Dette er alt, hvad der er nødvendigt for at bestemme den elektroniske konfiguration af et stabilt atomelement.

F.eks. Tage kvælstofelementet. Kvælstof har syv protoner og derfor syv elektroner. Den første bane til at fylde er 1s bane.

Et kredsløb har to elektroner, så der er fem elektroner tilbage. Det næste omløb er 2'ers kredsløb og indeholder de næste to. De tre endelige elektroner vil gå til 2p-kredsløbet, der kan indeholde op til seks elektroner (Helmenstine, 2017).

Betydningen af ​​ekstern elektronisk konfiguration

Elektronkonfigurationer spiller en vigtig rolle ved at bestemme atomernes egenskaber.

Alle atomer i samme gruppe har samme eksterne elektroniske konfiguration med undtagelse af atomnummer n, og derfor har de lignende kemiske egenskaber.

Nogle af de vigtigste faktorer, der påvirker de atomare egenskaber indbefatter størrelsen af ​​de største besatte orbitaler, energien af ​​orbitaler højere energi, antallet af orbital stillinger og antallet af elektroner i orbitaler højere energi (elektronkonfiguration og Egenskaberne for Atomer, SF).

De fleste atomegenskaber kan relateres til graden af ​​tiltrækning mellem elektroner mere eksternt til kernen og antallet af elektroner i det yderste elektronlag, antallet af valenselektroner.

Elektronerne i det ydre lag er dem stand til at danne kovalente kemiske bindinger, er dem med evnen til at ionisere til dannelse kationer eller anioner er dem, der giver de oxidationstrin kemiske elementer (Khan, 2014).

De bestemmer også atomradiusen. Når n bliver større, stiger atomradiusen. Når et atom taber en elektron, vil der være en sammentrækning af atomradiuset på grund af faldet i negativ ladning omkring kernen.

Elektronerne i det ydre lag er dem, der betragtes som valensbinding teori, krystal felt teori og teori om molekylorbital for egenskaberne af molekyler og hybridiseringer links (Bozeman Science, 2013).

referencer

  1. Aufbau-princippet. (2015, 3. juni). Hentet fra kem.libretexts: chem.libretexts.org.
  2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Elektronkonfiguration. Taget fra youtube: youtube.com.
  3. Elektronkonfigurationer og Atoms egenskaber. (S.F.). Taget fra oneonta.edu: oneonta.edu.
  4. Encyclopædia Britannica. (2011, september 7). Elektronisk konfiguration. Taget fra britannica: britannica.com.
  5. Faizi, S. (2016, 12. juli). Elektroniske konfigurationer. Modtaget fra kem.libretexts: chem.libretexts.org.
  6. Helmenstine, T. (2017, 7. marts). Aufbau-princippet - elektronisk struktur og Aufbau-princippet. Taget af thoughtco: thoughtco.com.
  7. Khan, S. (2014, 8. juni). Valenselektroner og binding. Modtaget fra khanacademy: khanacademy.org.