Шта је екстерна електронска конфигурација?



Тхе електронска конфигурација, назива се и електронска структура, је распоред електрона у енергетским нивоима око атомског језгра.

Према древном атомском моделу Бохра, електрони заузимају неколико нивоа у орбитама око језгра, од првог слоја који је најближи нуклеусу, К, до седмог слоја, К, који је најудаљенији од језгра..

Што се тиче прецизнијег квантно-механичког модела, К-К слојеви су подељени у скуп орбитала, од којих сваки може бити заузет не више од једног пара електрона (Енцицлопӕдиа Британница, 2011).

Уобичајено, електронска конфигурација се користи за описивање орбитала атома у свом основном стању, али се такође може користити за представљање атома који је ионизован у катиону или ањону, компензирајући губитак или добит електрона у њиховим орбиталима.

Многе физичке и хемијске особине елемената могу бити у корелацији са њиховим јединственим електронским конфигурацијама. Валентни електрони, електрони у најудаљенијем слоју, су одлучујући фактор за јединствену хемију елемента.

Основни концепти електронских конфигурација

Прије додјељивања електрона атома орбиталима, мора се упознати с основним концептима електронских конфигурација. Сваки елемент периодног система се састоји од атома, који су састављени од протона, неутрона и електрона.

Електрони показују негативан набој и налазе се око нуклеуса атома у орбитали електрона, дефинисани као запремина простора у којем се електрон може наћи унутар 95% вероватноће.

Четири различите врсте орбитала (с, п, д и ф) имају различите облике, а орбитална може садржати највише два електрона. Орбитале п, д и ф имају различите под-нивое, тако да могу да садрже више електрона.

Као што је назначено, електронска конфигурација сваког елемента је јединствена за своју позицију у периодном систему. Ниво енергије је одређен периодом и број електрона је дат атомским бројем елемента.

Орбитале на различитим енергетским нивоима су сличне једна другој, али заузимају различите области у простору.

Орбитална 1с и орбитална 2с имају карактеристике орбиталне с (радијални чворови, сферне вероватноће волумена, могу садржати само два електрона, итд.). Али, како се налазе на различитим нивоима енергије, заузимају различите просторе око језгра. Свака орбитала може бити представљена специфичним блоковима у периодном систему.

Блок с је регион алкалних метала укључујући хелијум (групе 1 и 2), блок д су прелазни метали (групе 3 до 12), блок п су елементи главне групе група 13 до 18. , А блок ф су серија лантанида и актинида (Фаизи, 2016).

Слика 1: елементи периодне табеле и њихови периоди који се разликују према енергетским нивоима орбитала.

Принцип Ауфбауа

Ауфбау долази од немачке речи "Ауфбауен", што значи "градити". У суштини, приликом писања електронских конфигурација градимо електронске орбитале док се крећемо од једног атома до другог.

Док пишемо електронску конфигурацију атома, попунићемо орбитале у растућем редоследу атомског броја.

Принцип Ауфбау потиче од Паулијевог принципа искључења који каже да у атому нема два фермиона (нпр. Електрона). Они могу имати исти скуп квантних бројева, тако да морају "стогирати" на вишим нивоима енергије.

Како се акумулирају електрони је предмет електронских конфигурација (Ауфбау принцип, 2015).

Стабилни атоми имају толико електрона колико и протони у језгру. Електрони се скупљају око језгра у квантним орбиталима слиједећи четири основна правила која се називају Ауфбау принцип.

  1. Не постоје два електрона у атому који деле иста четири квантна броја н, л, м и с.
  2. Електрони ће прво заузети орбитале најнижег нивоа енергије.
  3. Електрони ће увек попунити орбитале са истим бројем спина. Када су орбите пуне, то ће почети.
  4. Електрони ће испунити орбитале сумом квантних бројева н и л. Орбитале са једнаким вредностима (н + л) ће се прво попунити вредностима н ниже.

Друга и четврта правила су у основи иста. Пример правила четири би биле орбитале 2п и 3с.

Орпитал 2п је н = 2 и л = 2 и 3с орбитал је н = 3 и л = 1. (Н + л) = 4 у оба случаја, али орбитална 2п има најнижу енергију или најнижу вредност н и биће попуњена пре 3с лаиер.

Срећом, Моеллер-ов дијаграм приказан на слици 2 може се користити за пуњење електрона. Граф се чита извршавањем дијагонала из 1с.

Слика 2: Моеллер дијаграм пуњења електронске конфигурације.

На слици 2 приказане су атомске орбите, а стрелице прате путању.

Сада када је познато да је редослијед орбитала пун, преостаје само да се запамти величина сваке орбите.

С орбитале имају 1 могућу вриједност мл да садржи 2 електрона

П орбитале имају 3 могуће вриједности мл да садржи 6 електрона

Д орбитале имају 5 могућих вредности мл да садржи 10 електрона

Ф орбитале имају 7 могућих вредности мл да садржи 14 електрона

То је све што је потребно да се одреди електронска конфигурација стабилног атома неког елемента.

На пример, узмите елемент азота. Азот има седам протона и стога седам електрона. Прва орбита коју треба попунити је орбита од 1с.

Орбитал има два електрона, тако да остаје пет електрона. Следећа орбита је орбитална 2с и садржи следеће две. Три коначна електрона ће ићи у орбиталу 2п која може да садржи до шест електрона (Хелменстине, 2017).

Важност екстерне електронске конфигурације

Електронске конфигурације играју важну улогу у одређивању својстава атома.

Сви атоми исте групе имају исту спољашњу електронску конфигурацију са изузетком атомског броја н, због чега имају сличне хемијске особине..

Неки од кључних фактора који утичу на својства атома укључују величину највећих окупираних орбитала, енергију виших енергетских орбитала, број орбиталних слободних места и број електрона у вишим енергетским орбиталима (електронске конфигурације и својства атома, СФ).

Већина атомских својстава може се односити на степен привлачности између електрона више вањских на нуклеус и број електрона у вањском електронском слоју, број валентних електрона.

Електрони спољашњег слоја су они који могу да формирају ковалентне хемијске везе, они који имају способност јонизовања да формирају катионе или анионе и који дају стање оксидације хемијским елементима (Кхан, 2014)..

Такође ће одредити атомски радијус. Како н расте, атомски радијус се повећава. Када атом изгуби електрон, настаће контракција атомског радијуса услед смањења негативног набоја око језгра.

Електрони спољашњег слоја су они које се узимају у обзир теоријом валентних веза, теоријом кристалног поља и теоријом молекуларне орбите да би се добила својства молекула и хибридизације веза (Боземан Сциенце, 2013)..

Референце

  1. Ауфбау Принципле. (2015, 3. јун). Преузето из цхем.либретектс: цхем.либретектс.орг.
  2. Боземан Сциенце. (2013, Агото 4). Елецтрон Цонфигуратион. Преузето из иоутубе: иоутубе.цом.
  3. Електронске конфигурације и својства атома. (С.Ф.). Преузето из онеонта.еду: онеонта.еду.
  4. Енцицлопӕдиа Британница. (2011, 7. септембар). Електронска конфигурација. Преузето из британнице: британница.цом.
  5. Фаизи, С. (2016, 12. јул). Електронске конфигурације. Преузето из цхем.либретектс: цхем.либретектс.орг.
  6. Хелменстине, Т. (2017, 7. март). Ауфбау принцип - електронска структура и Ауфбау принцип. Преузето из тхоугхтцо: тхоугхтцо.цом.
  7. Кхан, С. (2014, 8. јун). Валентни електрони и везивање. Преузето из кханацадеми: кханацадеми.орг.