Co je to externí elektronická konfigurace?

elektronické konfigurace, také nazývaný elektronická struktura, je uspořádání elektronů v úrovních energie kolem atomového jádra.

Podle starověkého atomového modelu Bohr, elektrony zabírají několik úrovní v drahách kolem jádra, od první vrstvy nejbližší k jádru, K, k sedmé vrstvě, Q, který je nejvzdálenější od jádra.

Pokud jde o sofistikovanějším quantum mechanický model K-Q vrstvy jsou rozděleny do množiny orbitalů, z nichž každý může být obsazena ne více než jeden pár elektronů (Encyklopedie Britannica, 2011).

Běžně, elektronický konfigurace se používá k popisu orbitaly atomu v jeho základním stavu, ale může být také použit k představují atom, který byl ionizuje do kationtu nebo aniontu, kompenzuje ztrátu nebo zisk elektronů v jejich příslušných orbitalů.

Mnoho fyzikálních a chemických vlastností prvků může být korelováno s jejich jedinečnými elektronickými konfiguracemi. Valenční elektrony, elektrony v nejvzdálenější vrstvě, jsou určujícím faktorem pro jedinečnou chemii prvku.

Základní pojmy elektronických konfigurací

Před přiřazením elektronů atomu orbitálům se člověk musí seznámit se základními pojmy elektronických konfigurací. Každý prvek periodické tabulky se skládá z atomů, které jsou složeny z protonů, neutronů a elektronů.

Elektrony vykazují záporný náboj a nacházejí se kolem jádra atomu v orbitálech elektronů, definovaných jako objem prostoru, ve kterém se elektron nachází v 95% pravděpodobnosti.

Čtyři různé typy orbitálů (s, p, d a f) mají různé tvary a orbitál může obsahovat maximálně dva elektrony. Orbitály p, d a f mají různé úrovně, takže mohou obsahovat více elektronů.

Jak je uvedeno, elektronická konfigurace každého prvku je pro svou polohu v periodické tabulce jedinečná. Hladina energie je dána periodou a počet elektronů je dán atomovým číslem prvku.

Orbitály na různých úrovních energie jsou si navzájem podobné, ale zabírají různé oblasti ve vesmíru.

Orbitál 1s a orbitál 2s mají charakteristiky orbitálu s (radiální uzly, pravděpodobnosti sférického objemu, mohou obsahovat pouze dva elektrony atd.). Ale jak se nacházejí v různých úrovních energie, zabírají kolem jádra různé prostory. Každý orbitál může být reprezentován specifickými bloky v periodické tabulce.

Bloky s je oblast alkalických kovů včetně helia (skupiny 1 a 2), blok d jsou přechodné kovy (skupiny 3 až 12), blok p jsou prvky hlavní skupiny skupin 13 až 18 , A blok f jsou série lanthanidů a aktinidů (Faizi, 2016).

Obrázek 1: Prvky periodické tabulky a jejich období, která se mění v závislosti na energetických úrovních orbitálů.

Princip Aufbau

Aufbau pochází z německého slova "Aufbauen", což znamená "stavět". Při psaní elektronových konfigurací v podstatě budujeme elektronové orbitály, když se pohybujeme z jednoho atomu do druhého.

Když píšeme elektronickou konfiguraci atomu, vyplníme orbitály ve vzrůstajícím pořadí atomového čísla.

Princip Aufbau pochází z Pauliho vylučovacího principu, který říká, že v atomu nejsou žádné dvě fermiony (např. Elektrony). Mohou mít stejný počet kvantových čísel, takže se musí „vyrovnat“ na vyšších úrovních energie.

Způsob akumulace elektronů je předmětem elektronových konfigurací (Aufbauův princip, 2015).

Stabilní atomy mají tolik elektronů jako protony v jádru. Elektrony se shromáždí kolem jádra v kvantových orbitálech následovat čtyři základní pravidla volala Aufbau princip.

1. V atomu nejsou žádné dva elektrony, které sdílejí stejné čtyři kvantová čísla n, l, m a s.
2. Elektrony zabírají nejprve orbity nejnižší energetické úrovně.
3. Elektrony budou vždy naplňovat orbitály se stejným počtem spinů. Když jsou orbitály plné, začne.
4. Elektrony vyplní orbitály součtem kvantových čísel n a l. Orbitály se stejnými hodnotami (n + l) budou nejprve naplněny hodnotami n nižšími.

Druhá a čtvrtá pravidla jsou v podstatě stejné. Příklad pravidla čtyři by byl 2p a 3s orbitals.

2p orbitalu je n = 2 a L = 2 a 3s orbitální je n = 3, a L = 1 (N + l) = 4 v obou případech, ale 2p orbitalu s nejnižší energií nebo nižší hodnota n bude vyplněna, 3s vrstva.

Naštěstí Moellerův diagram zobrazený na obrázku 2 může být použit k naplnění elektronů. Graf se přečte provedením úhlopříček od 1s.

Obrázek 2: Schéma vyplnění elektronické konfigurace.

Obrázek 2 ukazuje atomové orbity a šipky sledují cestu, kterou mají následovat.

Teď, když je známo, že pořadí orbitálů je plné, jediné, co zbývá, je zapamatovat si velikost každého orbitálu.

S orbitály mají 1 možnou hodnotu m_Já obsahovat 2 elektrony

P orbitály mají 3 možné hodnoty m_Já obsahovat 6 elektronů

D orbitály mají 5 možných hodnot m_Já obsahovat 10 elektronů

F orbitály mají 7 možných hodnot m_Já obsahovat 14 elektronů

To je vše, co je potřeba k určení elektronické konfigurace stabilního atomu prvku.

Například vezměte prvek dusíku. Dusík má sedm protonů, a proto sedm elektronů. První orbitál k vyplnění je orbitál 1s.

Orbitál má dva elektrony, takže zbývá pět elektronů. Další orbitál je orbitál 2s a obsahuje další dva. Tři konečné elektrony půjdou do orbitálu 2p, který může obsahovat až šest elektronů (Helmenstine, 2017).

Význam externí elektronické konfigurace

Konfigurace elektronů hrají důležitou roli při určování vlastností atomů.

Všechny atomy stejné skupiny mají stejnou vnější elektronickou konfiguraci s výjimkou atomového čísla n, proto mají podobné chemické vlastnosti.

Mezi klíčové faktory, které ovlivňují atomové vlastnosti, patří velikost největších obsazených orbitálů, energie vyšších energetických orbitálů, počet orbitálních volných míst a počet elektronů ve vyšších energetických orbitálech (Electron Configurations a Vlastnosti atomů, SF).

Nejvíce atomové vlastnosti mohou být příbuzné stupni přitažlivosti mezi elektrony více vnější k jádru a množství elektronů v nejvzdálenější elektronové vrstvě, množství elektronů valence \ t.

Elektrony vnější vrstvy jsou ty, které mohou tvořit kovalentní chemické vazby, jsou ty, které mají schopnost ionizovat za vzniku kationtů nebo aniontů a ty, které dávají stav oxidace chemickým prvkům (Khan, 2014).

Určí také atomový poloměr. Jak n se zvětší, atomový poloměr se zvětší. Když atom ztratí elektron, dojde ke kontrakci atomového poloměru v důsledku poklesu záporného náboje kolem jádra..

Elektrony vnější vrstvy jsou ty, které jsou brány v úvahu teorií valenční vazby, teorií krystalického pole a molekulární orbitální teorií pro získání vlastností molekul a hybridizací vazeb (Bozeman Science, 2013).

Odkazy

1. Princip Aufbau. (2015, 3. června). Zdroj: chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Konfigurace elektronů. Převzato z youtube: youtube.com.
3. Elektronové konfigurace a vlastnosti atomů. (S.F.). Převzato z oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. září). Elektronická konfigurace. Převzato z britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (2016, 12. července). Elektronické konfigurace. Převzato z chem.libretextů: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7. března). Princip Aufbau - elektronická struktura a princip Aufbau. Převzato z thinkco: thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8. června). Valenční elektrony a vazby. Převzato z khanacademy: khanacademy.org.