Elektronická konfigurácia , nazývaný tiež elektronická štruktúra, je usporiadanie elektrónov v energetických hladín okolo atómového jadra. Podľa starého atómového modelu Bohra elektróny obsadzujú rôzne úrovne na obežných dráhach okolo jadra, od prvého plášťa najbližšie k jadru, K, po siedmy obal, Q, ktorý je najvzdialenejší od jadra.
Pokiaľ ide o podrobnejší kvantový mechanický model, sú KQ škrupiny rozdelené do sady orbitálov, z ktorých každý môže byť obsadený nie viac ako jedným párom elektrónov.
Všeobecne sa elektrónová konfigurácia používa na opis orbitálov atómu v jeho základnom stave, ale môže sa tiež použiť na znázornenie atómu, ktorý ionizoval na katión alebo anión, čím sa kompenzuje strata alebo zisk elektrónov v ich príslušných orbitaloch.
Mnohé z fyzikálnych a chemických vlastností prvkov môžu korelovať s ich jedinečnými elektronickými konfiguráciami. Valenčné elektróny, elektróny v najvzdialenejšom obale, sú určujúcim faktorom jedinečnej chémie prvku.
Základy konfigurácie elektrónov
Pred priradením elektrónov atómu k orbitálom by sme sa mali oboznámiť so základmi konfigurácie elektrónov. Každý prvok v periodickej tabuľke pozostáva z atómov, ktoré sú tvorené protónmi, neutrónmi a elektrónmi.
Elektróny vykazujú záporný náboj a nachádzajú sa okolo jadra atómu v orbitaloch elektrónu, definované ako objem priestoru, v ktorom je možné nájsť elektrón s pravdepodobnosťou 95%.
Štyri rôzne typy orbitálov (s, p, d a f) majú rôzne tvary a jeden orbitál môže pojať maximálne dva elektróny. Orbitaly p, d a f majú rôzne podúrovne, takže môžu držať viac elektrónov.
Ako je uvedené, elektrónová konfigurácia každého prvku je jedinečná pre svoju polohu v periodickej tabuľke. Energetická úroveň je určená periódou a počet elektrónov je daný atómovým číslom prvku.
Orbitály na rôznych úrovniach energie sú si navzájom podobné, ale zaberajú rôzne oblasti vo vesmíre.
Orbitál 1s a 2s orbital majú charakteristiky orbitálu (radiálne uzly, pravdepodobnosť sférického objemu, môžu obsahovať iba dva elektróny atď.). Ale pretože sú na rôznych úrovniach energie, zaberajú rôzne priestory okolo jadra. Každý orbitál môže byť reprezentovaný špecifickými blokmi v periodickej tabuľke.
Blok s je oblasť alkalických kovov vrátane hélia (skupiny 1 a 2), blok d je prechodné kovy (skupiny 3 až 12), blok p je prvkami hlavnej skupiny skupín 13 až 18. , A blok je lanthanidový a aktinidový rad.
Obrázok 1: Prvky periodickej tabuľky a ich periódy, ktoré sa menia v závislosti od energetických úrovní obežných dráh.
Princíp Aufbau
Aufbau pochádza z nemeckého slova „Aufbauen“, čo znamená „stavať“. V podstate písaním konfigurácie elektrónov vytvárame elektrónové orbitaly, keď sa presúvame z jedného atómu na druhý.
Keď píšeme elektrónovú konfiguráciu atómu, vyplníme orbitaly v rastúcom poradí podľa atómového čísla.
Princíp Aufbau vychádza z Pauliho vylučovacieho princípu, ktorý hovorí, že v atóme nie sú dva fermióny (napr. Elektróny). Môžu mať rovnakú množinu kvantových čísel, takže sa musia „ukladať“ pri vyšších úrovniach energie.
Ako sa elektróny hromadia, je záležitosťou konfigurácie elektrónov (Aufbau princíp, 2015).
Stabilné atómy majú v jadre toľko elektrónov ako protóny. Elektróny sa zhromažďujú okolo jadra v kvantových obežných dráhach podľa štyroch základných pravidiel nazývaných Aufbauov princíp.
- V atóme nie sú dva elektróny, ktoré zdieľajú rovnaké štyri kvantové čísla n, l, m a s.
- Elektróny najskôr zaberajú orbitály s najnižšou energetickou úrovňou.
- Elektróny vždy vyplnia orbitaly rovnakým počtom spinov. Keď sú obežné dráhy plné, začne sa.
- Elektróny vyplnia orbitaly súčtom kvantových čísel n a l. Orbitály s rovnakými hodnotami (n + l) budú vyplnené najskôr dolnými hodnotami n.
Druhé a štvrté pravidlo sú v zásade rovnaké. Príkladom pravidla 4 by boli orbitály 2p a 3s.
Orbitál 2p je n = 2 an = 2 a orbitál 3s je n = 3 a l = 1. (N + l) = 4 v oboch prípadoch, ale orbitál 2p má najnižšiu energiu alebo najnižšiu hodnotu n a vyplní sa pred vrstva 3s.
Našťastie možno Moellerov diagram znázornený na obrázku 2 použiť na plnenie elektrónov. Graf sa číta spustením uhlopriečok od 1 s.
Obrázok 2: Moellerov diagram plnenia elektrónovej konfigurácie.
Obrázok 2 zobrazuje atómové orbitaly a šípky nasledujú cestu vpred.
Teraz, keď je známe, že je vyplnené poradie orbitálov, zostáva len zapamätať si veľkosť každého orbitálu.
S orbitály majú 1 možnú hodnotu m l, aby mohli obsahovať 2 elektróny
Orbitaly majú 3 možné hodnoty ml, aby obsahovali 6 elektrónov
D orbitaly majú 5 možných hodnôt µl na zadržanie 10 elektrónov
F orbitaly majú 7 možných hodnôt m l na zachytenie 14 elektrónov
To je všetko, čo je potrebné na určenie elektronickej konfigurácie stabilného atómu prvku.
Napríklad vezmite prvok dusík. Dusík má sedem protónov, a teda sedem elektrónov. Prvý orbitál, ktorý vyplní, je orbitál 1 s.
Orbitál má dva elektróny, takže zostáva päť elektrónov. Ďalší orbitál je 2s orbitálny a obsahuje ďalšie dva. Posledné tri elektróny pôjdu na orbitál 2p, ktorý dokáže pojať až šesť elektrónov (Helmenstine, 2017).
Dôležitosť konfigurácie externého elektrónu
Elektrónové konfigurácie hrajú dôležitú úlohu pri určovaní vlastností atómov.
Všetky atómy rovnakej skupiny majú rovnakú vonkajšiu elektronickú konfiguráciu s výnimkou atómového čísla n, a preto majú podobné chemické vlastnosti.
Medzi kľúčové faktory, ktoré ovplyvňujú atómové vlastnosti, patrí veľkosť najväčších okupovaných orbitálov, energia orbitálov s vyššou energiou, počet voľných orbitálnych voľných miest a počet elektrónov vo vysokoenergetických orbitaloch.
Väčšina atómových vlastností môže súvisieť so stupňom príťažlivosti medzi najvzdialenejšími elektrónmi k jadru a počtom elektrónov v najvzdialenejšom elektrónovom obale, počtom valenčných elektrónov.
Elektróny vonkajšieho obalu sú tie, ktoré môžu vytvárať kovalentné chemické väzby, sú to tie, ktoré majú schopnosť ionizovať za vzniku katiónov alebo aniónov a sú to také, ktoré dodávajú oxidačným skupinám chemické prvky.
Určia tiež atómový polomer. Keď sa n zväčšuje, atómový polomer sa zvyšuje. Keď atóm stratí elektrón, dôjde ku kontrakcii atómového polomeru v dôsledku zníženia záporného náboja okolo jadra.
Elektróny vonkajšieho obalu sú elektróny, ktoré sa berú do úvahy teóriou valenčných väzieb, teóriou kryštalického poľa a teóriou molekulárnych orbitálov, aby sa získali vlastnosti molekúl a hybridizácia väzieb.
Referencie
- Princíp Aufbau. (2015, 3. júna). Zdroj: chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Elektrónová konfigurácia. Prevzaté z youtube: youtube.com.
- Elektrónové konfigurácie a vlastnosti atómov. (SF). Prevzaté z oneonta.edu: oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7. septembra). Elektronická konfigurácia. Prevzaté z britannica: britannica.com.
- Faizi, S. (2016, 12. júla). Elektronické konfigurácie. Prevzaté z chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Helmenstine, T. (2017, 7. marca). Princíp Aufbau - elektronická štruktúra a Aufbauov princíp. Prevzaté z thinkco: thinkco.com.
- Khan, S. (2014, 8. júna). Valenčné elektróny a väzby. Prevzaté z khanacademy: khanacademy.org.