DIFERENCIÁLNY ELEKTRÓN: KVANTOVÉ ČÍSLA A PRÍKLADY - CHÉMIA - 2026

Rozdiel alebo diferenciácie elektrón je posledný elektrón umiestnený v sekvencii elektrónové konfigurácie atómu. Ako sa to volá? Na zodpovedanie tejto otázky je potrebná základná štruktúra atómu: jeho jadro, vákuum a elektróny.

Jadro je hustá a kompaktná agregácia pozitívnych častíc nazývaných protóny a neutrálnych častíc nazývaných neutróny. Protóny definujú atómové číslo Z a spolu s neutrónmi tvoria atómovú hmotnosť. Atóm však nemôže niesť iba kladné náboje; elektróny preto obiehajú okolo jadra, aby ju neutralizovali.

Teda pre každý protón, ktorý sa pripája k jadru, sa nový elektrón pripojí k jeho orbitalom, aby pôsobil proti zvyšujúcemu sa pozitívnemu náboju. Týmto spôsobom novo pridaný elektrón, diferenciálny elektrón, úzko súvisí s atómovým číslom Z.

Diferenciálny elektrón je v najvzdialenejšom elektronickom obale: valenčný obal. Preto čím ďalej ste od jadra, tým väčšia je s tým spojená energia. Je to práve táto energia, ktorá je zodpovedná za ich účasť, ako aj za energiu ostatných valenčných elektrónov, v charakteristických chemických reakciách prvkov.

Kvantové čísla

Rovnako ako zvyšok elektrónov, aj diferenciálny elektrón môže byť identifikovaný štyrmi kvantovými číslami. Čo sú to kvantové čísla? Sú to „n“, „l“, „m“ a „s“.

Kvantové číslo „n“ označuje veľkosť atómu a úrovne energie (K, L, M, N, O, P, Q). «L» je sekundárne alebo azimutálne kvantové číslo, ktoré udáva tvar atómových orbitálov a pre orbitaly «s», «p», «d» a «f» berie hodnoty 0, 1, 2 a 3 , resp.

„M“ je magnetické kvantové číslo a označuje priestorovú orientáciu orbitálov pod magnetickým poľom. Teda 0 pre orbitálne «s»; -1, 0, +1, pre orbitál "p"; -2, -1, 0, +1, +2, pre orbitál "d"; a -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 pre orbitál "f". Nakoniec kvantové číslo spinu «s» (+1/2 pre ↑ a -1/2 pre ↓).

Preto diferenciálny elektrón spojil predchádzajúce kvantové čísla („n“, „l“, „m“, „s“). Pretože pôsobí proti novému pozitívnemu náboju generovanému extra protónom, poskytuje tiež atómové číslo prvku Z.

Ako spoznať diferenciálny elektrón?

Obrázok vyššie predstavuje elektrónové konfigurácie prvkov z vodíka na neónový plyn (H → Ne).

Pritom sú elektróny otvorených škrupín označené červenou farbou, zatiaľ čo elektróny uzavretých škrupín sú označené modrou farbou. Vrstvy sa vzťahujú na kvantové číslo „n“, prvú zo štyroch.

Valenčná konfigurácia H (↑ v červenej farbe) pridáva ďalší elektrón s opačnou orientáciou, aby sa stal He (↓ ↑, obidve modré, pretože teraz je úroveň 1 uzavretá). Tento pridaný elektrón je potom diferenciálnym elektrónom.

Takto je možné graficky vidieť, ako diferenciálny elektrón dodáva valenčnému škrupinu (červené šípky) prvkov a odlišuje ich od seba navzájom. Elektróny zapĺňajú orbitály rešpektujúce Hundovu vládu a Paulingov vylúčený princíp (dokonale pozorované od B po Ne).

A čo kvantové čísla? Tieto definujú každú šípku - to znamená, každý elektrón - a ich hodnoty môžu byť potvrdené konfiguráciou elektrónov, aby sa zistilo, či sú alebo nie sú hodnotami diferenciálneho elektrónu.

Príklady viacerých prvkov

chlór

V prípade chlóru (Cl) je jeho atómové číslo Z rovné 17. Konfigurácia elektrónov je potom 1 s ² 2 s ² sp ⁶ 3 s ² 3p ⁵ . Obežné krúžky označené červenou farbou zodpovedajú obežnej dráhe valenčného obalu, ktorý má otvorenú úroveň 3.

Diferenciálny elektrón je posledný elektrón, ktorý sa má umiestniť do elektrónovej konfigurácie, a atóm chlóru je atóm 3p orbitálu, ktorého usporiadanie je nasledujúce:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Pri rešpektovaní Hundovho pravidla sa najskôr naplnia 3p obežné dráhy rovnakej energie (šípka hore v každom orbitále). Po druhé, ostatné elektróny sa spárujú s osamelými elektrónmi zľava doprava. Diferenciálny elektrón je znázornený v zelenom rámčeku.

Diferenčný elektrón pre chlór má teda nasledujúce kvantové čísla: (3, 1, 0, -1/2). To znamená, že „n“ je 3; „L“ je 1, okružná „p“; "M" je 0, pretože je to stredný orbitál "p"; a „s“ je -1/2, pretože šípka ukazuje nadol.

magnézium

Elektrónová konfigurácia atómu horčíka je 1 s ² 2 s ² sp ⁶ 3 s ² , ktorá predstavuje orbitálny a jeho valenčný elektrón rovnakým spôsobom:

↑ ↓

3s

0

Tentoraz má diferenciálny elektrón kvantové čísla 3, 0, 0, -1/2. Jediným rozdielom v tomto prípade, pokiaľ ide o chlór, je to, že kvantové číslo "l" je 0, pretože elektrón zaberá orbitálnu "s" (3s).

zirkón

Konfigurácia elektrónu pre zirkónium (prechodného kovu) atóm 1s ² 2s ² SP ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5S ² 4d ² . Rovnakým spôsobom ako v predchádzajúcich prípadoch je zastúpenie orbitálnych a valenčných elektrónov takéto:

Kvantové čísla diferenciálneho elektrónu označené zelenou sú teda: 4, 2, -1, +1/2. Pretože elektrón tu zaberá druhý orbitál „d“, má kvantové číslo „m“ rovné -1. Pretože šípka ukazuje nahor, jej číslo rotácie sa rovná +1/2.

Neznámy prvok

Kvantové čísla elektrónov pre neznámy prvok sú 3, 2, +2, -1/2. Aké je atómové číslo Z prvku? Poznaním Z môžete zistiť, o aký prvok ide.

Tentoraz, pretože „n“ sa rovná 3, znamená to, že prvok je v tretej perióde periodickej tabuľky, pričom „valenčné puzdro“ je „d“ orbitálov („l“ rovné 2). Z tohto dôvodu sú obežné dráhy zobrazené ako v predchádzajúcom príklade:

↑ ↓

Kvantové čísla "m" rovné +2 a "s" rovné -1/2 sú kľúčové pre správne umiestnenie diferenciálneho elektrónu v poslednom 3d orbitále.

Hľadaný prvok má teda úplné obežníky 3d ¹⁰ , ako aj jeho vnútorné elektronické náboje. Na záver je týmto prvkom kovový zinok (Zn).

Kvantové čísla diferenciálneho elektrónu však nedokážu rozlíšiť medzi zinkom a meďou, pretože posledne uvedený prvok má tiež plné 3d orbitaly. Prečo? Pretože meď je kov, ktorý z kvantových dôvodov nespĺňa pravidlá vyplňovania elektrónov.

Referencie

1. Jim Branson. (2013). Hundove pravidlá. Zdroj: 21. apríla 2018, z: quantummechanics.ucsd.edu
2. Prednáška 27: Hundove pravidlá. Zdroj: 21. apríla 2018, z: ph.qmul.ac.uk
3. Purdue University. Kvantové čísla a konfigurácie elektrónov. Získané 21. apríla 2018, z: chemed.chem.purdue.edu
4. Encyklopédia vied Salvat. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​zväzok 12, Španielsko, strany 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Fyzikálna chémia. V časticiach a vlnách. Štvrté vydanie, Longmans.