Дял:
Какво е спектрална нотация?
на спектрална нотация илиелектронната конфигурация е подреждането на електроните в енергийните нива около ядрото на атома.
От гледна точка на по-рафиниран квантово-механичен модел, K-Q слоевете са разделени на набор от орбитали, всяка от които може да бъде заета от не повече от една двойка електрони (Encyclopædia Britannica, 2011).
Обикновено, електронната конфигурация се използва за описване на орбиталите на атома в неговото основно състояние, но може също така да се използва за представяне на атом, който е йонизиран в катион или анион, компенсиращ загубата или натрупването на електрони в техните съответни орбитали..
Много от физическите и химичните свойства на елементите могат да бъдат свързани с техните уникални електронни конфигурации.
Валентните електрони, електроните в най-външния слой, са определящ фактор за уникалната химия на елемента (конфигурации на електроните и свойствата на атомите, S.F.).
Когато електроните в най-външния слой на атома получават някаква енергия, те се преместват в по-високи енергийни пластове. По този начин един електрон в слоя К ще бъде прехвърлен към L-слоя, докато е в по-високо енергийно състояние.
Когато електронът се върне в своето основно състояние, той освобождава енергията, която абсорбира, като излъчва електромагнитен спектър (светлина). Тъй като всеки атом има специфична електронна конфигурация, той също ще има специфичен спектър, който ще се нарича абсорбционен (или емисионен) спектър..
Поради тази причина, терминът спектрална нотация се използва за позоваване на електронната конфигурация (Spectroscopic Notation, S.F.).
Как да определим спектралната нотация: квантовите числа
Използват се общо четири квантови числа, за да се опише напълно движението и траекториите на всеки електрон в рамките на един атом.
Комбинацията от всички квантови числа на всички електрони в един атом се описва от вълнова функция, която съответства на уравнението на Шрьодингер. Всеки електрон в един атом има уникален набор от квантови числа.
Според принципа на изключване на Паули два електрона не могат да споделят една и съща комбинация от четири квантови числа.
Квантовите числа са важни, защото могат да се използват за определяне на електронната конфигурация на атома и вероятното разположение на електроните на атома.
Квантовите числа се използват също за определяне на други характеристики на атомите, като енергията на йонизация и атомния радиус.
Квантовите числа означават специфични черупки, подслоеве, орбитали и електронни усуквания.
Това означава, че те напълно описват характеристиките на електрона в атома, т.е. описват всяко уникално решение на уравнението на Шрьодингер или на вълновата функция на електроните в атома..
Има общо четири квантови числа: главното квантово число (n), квантовия номер на орбиталния ъглови момент (l), магнитното квантово число (ml) и квантовия номер на спина на електрона (ms)..
Главното квантово число, nn, описва енергията на електрона и най-вероятното разстояние на електрона от ядрото. С други думи, той се отнася до размера на орбитата и енергийното ниво, при което се поставя електрона.
Броят на подслоевете, или ll, описва формата на орбитата. Тя може да се използва и за определяне на броя на ъгловите възли.
Магнитното квантово число, ml, описва енергийните нива в подслоя, а ms се отнася до спина на електрона, който може да бъде нагоре или надолу (Anastasiya Kamenko, 2017).
Принцип на Aufbau
Aufbau идва от немската дума "Aufbauen", което означава "да се изгради". По същество, когато пишем електронни конфигурации, изграждаме електронни орбитали, докато се движим от един атом към друг.
Когато пишем електронната конфигурация на атома, ще запълним орбиталите в нарастващ ред на атомния номер.
Принципът на Aufbau произтича от принципа на изключване на Паули, който казва, че няма два фермиона (например, електрони) в атома..
Те могат да имат един и същ набор от квантови числа, така че те трябва да "натрупват" на по-високи енергийни нива. Как се акумулират електроните е предмет на електронни конфигурации (Aufbau Principle, 2015).
Стабилните атоми имат толкова електрони, колкото протоните правят в ядрото. Електроните се събират около ядрото в квантови орбитали, следвайки четири основни правила, наречени Aufbau принцип.
- В атома няма два електрона, които да споделят едни и същи четири квантови числа n, l, m и s.
- Електроните първо ще заемат орбиталите на най-ниското енергийно ниво.
- Електроните винаги ще запълват орбиталите със същото число на спина. Когато орбиталите са пълни, ще започне.
- Електроните ще запълнят орбиталите от сумата на квантовите числа n и l. Орбиталите с равни стойности на (n + l) ще бъдат запълнени първо с стойности n по-ниски.
Второто и четвъртото правило са едни и същи. Пример за правило четири е орбиталите от 2р и 3s.
2p орбитала е n = 2 и l = 2 и 3s орбитала е n = 3 и l = 1. (N + l) = 4 в двата случая, но 2р орбиталата има най-ниската енергия или най-ниската стойност n и ще бъде запълнена преди 3s слой.
За щастие диаграмата на Moeller, показана на фигура 2, може да се използва за запълване на електрони. Графиката се чете чрез изпълнение на диагоналите от 1s.
Фигура 2 показва атомните орбитали и стрелките следват пътя, който следва.
Сега, когато е известно, че редът на орбиталите е пълен, единственото, което остава, е да се запомни размерът на всяка орбита.
S орбиталите имат 1 възможна стойност на mл да съдържат 2 електрона
P орбиталите имат 3 възможни стойности на mл да съдържа 6 електрона
D орбиталите имат 5 възможни стойности на mл да съдържа 10 електрона
F орбиталите имат 7 възможни стойности на mл да съдържа 14 електрона
Това е всичко, което е необходимо, за да се определи електронната конфигурация на стабилен атом на елемент.
Например, вземете азотния елемент. Азотът има седем протона и следователно седем електрона. Първата орбитала, която трябва да се запълни, е орбитата 1s. Една орбитала има два електрона, така че остават пет електрона.
Следващата орбитала е орбитата 2s и съдържа следващите две. Трите крайни електрона ще отидат в орбитала 2р, която може да съдържа до шест електрона (Helmenstine, 2017).
Правила на Hund
Разделът Aufbau обсъжда как електроните запълват първо по-ниските енергийни орбитали и след това се придвижват нагоре до по-високите енергийни орбитали само след като по-ниските енергийни орбитали са пълни.
Има обаче проблем с това правило. Разбира се, 1s орбиталите трябва да бъдат запълнени преди 2s орбиталите, защото 1s орбиталите имат по-ниска стойност от n, и следователно по-ниска енергия.
И трите различни орбитали от 2р? В какъв ред трябва да бъдат запълнени? Отговорът на този въпрос включва правилото на Хун.
Правилото на Хунд гласи, че:
- Всяка орбитала на подниво е заета индивидуално, преди всяка орбитална двойка да бъде заета.
- Всички електрони в индивидуално заети орбитали имат едно и също въртене (за да се максимизира общото въртене).
Когато електрони се присвояват на орбитали, електронът първо се стреми да запълни всички орбитали с подобна енергия (наричана още дегенериращи орбитали) преди сдвояване с друг електрон в полу-пълна орбитала.
Атомите в основните състояния са склонни да имат колкото се може повече неспарени електрони. Когато визуализирате този процес, помислете как електроните проявяват същото поведение като същите полюси в магнита, ако влязат в контакт.
Когато отрицателно заредените електрони запълнят орбиталите, те първо се опитват да стигнат колкото е възможно по-далеч един от друг, преди да се сблъскат (Правилата на Хун, 2015).
препратки
- Анастасия Каменко, Т. Е. (2017, 24 март). Квантови числа. Взето от chem.libretexts.org.
- Принцип на Aufbau. (2015, 3 юни). Взето от chem.libretexts.org.
- Електронни конфигурации и свойства на атомите. (S.F.). Изтеглено от oneonta.edu.
- Енциклопедия Британика. (2011, 7 септември). Електронна конфигурация. Възстановен от britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017, 7 март). Принципът на Aufbau - електронна структура и принципът на Aufbau. Взето от thoughtco.com.
- Правилата на Хунд. (2015, 18 юли). Взето от chem.libretexts.org.
- Спектроскопска нотация. (S.F.). Взето от bcs.whfreeman.com.