Diferenciální elektronová kvantová čísla, jak to poznat a příklady

diferenciální elektron nebo diferenciátor je poslední elektron umístěný v sekvenci elektronické konfigurace atomu. Proč je jeho jméno? Pro odpověď na tuto otázku je nezbytná základní struktura atomu: jeho jádro, vakuum a elektrony.

Jádro je hustý, kompaktní souhrn pozitivních částic zvaných protony a neutrálních částic zvaných neutrony. Protony definují atomové číslo Z a spolu s neutrony tvoří atomovou hmotnost. Atom však nemůže nést pouze pozitivní náboje; proto elektrony obíhají kolem jádra, aby ji neutralizovaly. 

Tak, pro každý proton, který je přidán k jádru, nový elektron je včleněn do jeho orbitals počítat s rostoucím kladným nábojem. Tímto způsobem je nový přidaný elektron, diferenciální elektron, úzce spjat s atomovým číslem Z.

Diferenciální elektron je ve vnější vnější vrstvě: valenční vrstva. Čím dále jste od jádra, tím větší je energie s ním spojená. Tato energie je zodpovědná za jejich účast, stejně jako zbytek valenčních elektronů, v chemických reakcích charakteristických pro tyto prvky.

Index

• 1 Kvantová čísla
• 2 Jak poznat diferenciální elektron?
• 3 Příklady v několika prvcích
  • 3.1 Chlor
  • 3.2 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ _
  • 3.3 Hořčík
  • 3.4 ↑ ↓
  • 3.5 Zirkonium
  • 3.6 Neznámý prvek
  • 3.7 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
• 4 Odkazy

Kvantová čísla

Stejně jako zbytek elektronů může být diferenciální elektron identifikován svými čtyřmi kvantovými čísly. Ale jaká jsou kvantová čísla? Jsou to "n", "l", "m" a "s".

Kvantové číslo "n" označuje velikost atomu a hladiny energie (K, L, M, N, O, P, Q). "L" je sekundární nebo azimutální kvantové číslo, které udává tvar atomových orbitálů a má hodnoty 0, 1, 2 a 3 pro orbitály "s", "p", "d" a "f". , resp.

"M" je magnetické kvantové číslo a označuje prostorovou orientaci orbitálů pod magnetickým polem. Tedy 0 pro orbitál "s"; -1, 0, +1 pro orbitál "p"; -2, -1, 0, +1, +2, pro orbitální "d"; a -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, pro orbital "f". Konečně kvantový počet spinů "s" (+1/2 pro ↑ a -1/2 pro ↓).

Proto diferenciální elektron má přiřazená předchozí kvantová čísla ("n", "l", "m", "s"). Protože působí proti novému kladnému náboji generovanému přídavným protonem, poskytuje také atomové číslo Z prvku.

Jak poznat diferenciální elektron?

V horním obrázku jsou znázorněny elektronické konfigurace prvků z vodíku na neonový plyn (H → Ne).

V tomto případě jsou elektrony otevřených vrstev označeny červenou barvou, zatímco v uzavřených vrstvách jsou označeny modrou barvou. Vrstvy odkazují na kvantové číslo "n", první ze čtyř.

Tímto způsobem valenční konfigurace H (↑ červené barvy) přidává další elektron s opačnou orientací, aby se stal elektronem (↓ ↑, oba modré, protože úroveň 1 je uzavřena). Tento přidaný elektron je pak diferenciálním elektronem.

Graficky je tedy možné pozorovat, jak je diferenciální elektron přidáván do valenční vrstvy (červené šipky) prvků, které je od sebe odlišují. Elektrony zaplňují orbity respektující pravidlo Hunda a princip vyloučení Paulata (dokonale pozorovaného od B po Ne).

A co kvantová čísla? Tyto definují každou šipku - to znamená každý elektron - a jejich hodnoty mohou být potvrzeny elektronickou konfigurací, aby se zjistilo, zda jsou nebo nejsou diferenciálním elektronem..

Příklady v několika prvcích

Chlor

Pro případ chloru (Cl) je jeho atomové číslo Z rovno 17. Elektronická konfigurace je pak 1s²2s²sp⁶3s²3p⁵. Červeně označené orbity odpovídají valenční vrstvě, která představuje úroveň 3 otevřenou.

Diferenciální elektron je poslední elektron, který je umístěn v elektronické konfiguraci, a atom chloru je 3b orbitálu, jehož dispozice je následující:

↑ ↓  ↑ ↓  ↑

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Při respektování Hundova pravidla nejprve vyplňte 3p orbitály stejné energie (jedna šipka nahoru v každém orbitálu). Za druhé, další elektrony se párují se solitárními elektrony zleva doprava. Diferenciální elektron je znázorněn v zeleném rámečku.

Diferenciální elektron pro chlor má tedy následující kvantová čísla: (3, 1, 0, -1/2). To znamená, že "n" je 3; "L" je 1, orbitální "p"; "M" je 0, protože je to "p" orbitál média; a "s" je -1/2, protože šipka směřuje dolů.

Hořčík

Elektronická konfigurace pro atom hořčíku je 1s²2s²sp⁶3s², reprezentující orbitál a jeho valenční elektron stejným způsobem:

↑ ↓

3s

0

Tentokrát má diferenciální elektron kvantová čísla 3, 0, 0, -1/2. Jediný rozdíl v tomto případě s ohledem na chlor je, že kvantové číslo "l" je 0, protože elektron zabírá orbitál "s" (3s)..

Zirkonium

Elektronická konfigurace pro atom zirkonia (přechodný kov) je 1s²2s²sp⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d². Stejně jako v předchozích případech je zastoupení valenčních orbitálů a elektronů následující:

Kvantová čísla pro diferenciální elektron označená zeleně jsou tedy 4, 2, -1, +1/2. Protože elektron zabírá druhý orbitál "d", má kvantové číslo "m" rovné -1. Vzhledem k tomu, že šipka směřuje nahoru, její číslo spinu "s" se rovná +1/2.

Neznámý prvek

Kvantová čísla diferenciálního elektronu pro neznámý prvek jsou 3, 2, +2, -1/2. Jaké je atomové číslo Z prvku? Znát Z můžete rozluštit, co je to prvek.

Tentokrát, protože "n" se rovná 3, znamená to, že prvek je ve třetím období periodické tabulky, s "d" orbitály jako valenční vrstvou ("l" se rovná 2). Proto jsou orbitály reprezentovány jako v předchozím příkladu:

↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

Kvantová čísla “m” se rovnat +2, a “s” rovný -1/2, být klíče správně lokalizovat diferenciální elektron v posledním 3d orbital.

Tudíž hledaný prvek má 3d orbitály¹⁰ jako jeho vnitřní elektronické vrstvy. Závěrem lze říci, že prvek je zinek (Zn).

Nicméně, kvantová čísla diferenciálního elektronu nemohou rozeznat mezi zinkem a mědí, protože latter také má plný 3d orbitals. Proč? Protože měď je kov, který nesplňuje pravidla pro plnění elektronů z kvantových důvodů.

Odkazy

1. Jim Branson (2013). Hundova pravidla Získáno dne 21. dubna 2018, z: quantummechanics.ucsd.edu
2. Přednáška 27: Hundova pravidla. Získáno 21. dubna 2018, z: ph.qmul.ac.uk
3. Univerzita Purdue. Kvantová čísla a elektronové konfigurace. Získáno 21. dubna 2018, z: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat encyklopedie věd. (1968). Fyzika Salvat, S.A. Ediciones Pamplona, ​​svazek 12, Španělsko, str. 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Fyzikální chemie In částic a vln. Čtvrté vydání, Longmans.