ДИФЕРЕНЦИЈАЛНИ ЕЛЕКТРОН: КВАНТНИ БРОЈЕВИ И ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Диференцијални или диференцира електрона је последњи електрона постављен у секвенци електрона конфигурације атома. Како се зове? Да бисмо одговорили на ово питање, потребна је основна структура атома: његово језгро, вакуум и електрони.

Језгро је густи и компактни скуп позитивних честица које се називају протони, а неутралних честица које се називају неутронима. Протони дефинишу атомски број З и заједно са неутронима чине атомску масу. Међутим, атом не може носити само позитивне набоје; стога електрони круже око језгра да би га неутрализовали.

Дакле, за сваки протон који се придружује језгру, нови електрон се придружује својим орбиталима како би се супротставио повећању позитивног набоја. На овај начин је ново додавани електрон, диференцијални електрон, уско повезан са атомским бројем З.

Диференцијални електрон се налази у најудаљенијој електронској љусци: валентној љусци. Дакле, што сте даље од језгра, већа је и енергија повезана с њим. Управо је та енергија одговорна за њихово учешће, као и за остале валентне електроне у карактеристичним хемијским реакцијама елемената.

Квантни бројеви

Као и остали електрони, диференцијални електрон се може препознати по своја четири квантна броја. Али шта су квантни бројеви? Они су "н", "л", "м" и "с".

Квантни број "н" означава величину атома и нивое енергије (К, Л, М, Н, О, П, К). «Л» је секундарни или азимутни квантни број, који означава облик атомске орбитале и узима вредности 0, 1, 2 и 3 за орбитале «с», «п», «д» и «ф» , редом.

"М" је магнетни квантни број и показује просторну оријентацију орбитала под магнетним пољем. Дакле, 0 за орбиталну «с»; -1, 0, +1, за "п" орбиталу; -2, -1, 0, +1, +2, за орбитал "д"; и -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, за орбитал "ф". Коначно, спин квантни број «с» (+1/2 за ↑ и -1/2 за ↓).

Стога је диференцијални електрон повезао претходне квантне бројеве ("н", "л", "м", "с"). Будући да се супротставља новом позитивном набоју који ствара додатни протони, такође даје атомски број елемента З.

Како знати диференцијални електрон?

Слика изнад представља електронску конфигурацију за елементе од водоника до неонског гаса (Х → Не).

При томе су електрони отворених љуски означени црвеном бојом, док су они затворених љуски означени плавом бојом. Слојеви се односе на квантни број "н", први од четири.

На овај начин, валентна конфигурација Х (↑ црвене боје) додаје још један електрон са супротном оријентацијом да би постао Хе (↓ ↑, оба плава, јер је сада ниво 1 затворен). Овај додани електрон је тада диференцијални електрон.

Дакле, графички се може видети како диференцијални електрон додаје валентној љусци (црвених стрелица) елемената, разликујући их један од другог. Електрони испуњавају орбиту поштујући Хундово правило и Паулингов принцип искључења (савршено посматрано од Б до Не).

А шта је са квантним бројевима? Они дефинишу сваку стрелицу - то јест сваки електрон - и њихове вредности могу се потврдити конфигурацијом електрона да би се знало да ли су вредности диференцијалног електрона или не.

Примери у више елемената

Хлор

У случају хлора (Цл), његов атомски број З је једнак 17. Конфигурација електрона је тада 1с ² 2с ² сп ⁶ 3с ² 3п ⁵ . Орбитале означене црвеном бојом одговарају онима валентне љуске која има отворени ниво 3.

Диференцијални електрон је последњи електрон који је смештен у конфигурацију електрона, а атом хлора је онај из 3п орбитале, чији је распоред следећи:

↑ ↓

3пк 3пи 3пз

(-1) (0) (+1)

Поштујући Хундово правило, 3п орбитале једнаке енергије прво се пуне (стрелица према горе у свакој орбити). Друго, остали електрони се упарују са усамљеним електронима с лева на десно. Диференцијални електрон је представљен у зеленом оквиру.

Дакле, диференцијални електрон за хлор има следећа квантна броја: (3, 1, 0, -1/2). Односно, "н" је 3; "Л" је 1, орбитална "п"; "М" је 0, јер је средња "п" орбитала; и "с" је -1/2, јер стрелица показује надоле.

Магнезијум

Конфигурација електрона за атом магнезијума је 1с ² 2с ² сп ⁶ 3с ² , која представља орбиталу и њен валентни електрон на исти начин:

↑ ↓

3с

0

Овог пута диференцијални електрон има квантне бројеве 3, 0, 0, -1/2. Једина разлика у овом случају у погледу хлора је да је квантни број „л“ 0, јер електрон заузима орбиталну „с“ (3с).

Цирконијум

Конфигурација електрона за атом цирконијума (прелазног метала) је 1с ² 2с ² сп ⁶ 3с ² 3п ⁶ 4с ² 3д ¹⁰ 4п ⁶ 5с ² 4д ² . На исти начин као у претходним случајевима, приказ орбитала и валентних електрона је сљедећи:

Дакле, квантни бројеви за диференцијални електрон означени зеленом бојом су: 4, 2, -1, +1/2. Овде, пошто електрон заузима другу "д" орбиталу, има квантни број "м" једнак -1. Такође, јер стрелица показује према горе, њен број окретања "с" једнак је +1/2.

Непознати елемент

Диференцијални квантни бројеви електрона за непознати елемент су 3, 2, +2, -1/2. Који је атомски број З елемента? Познавајући З можете схватити шта је елемент.

Овај пут, пошто је „н“ једнак 3, значи да се елемент налази у трећем периоду периодичне табеле, а „д“ орбитале су као валентна љуска („л“ једнака 2). Стога су орбитале представљене као у претходном примеру:

↑ ↓

Квантни бројеви "м" једнаки +2, и "с" једнаки -1/2, кључни су за правилно лоцирање диференцијалног електрона у последњој 3д орбитали.

Дакле, елемент који се тражи има пуне 3д ¹⁰ орбитале , као и своје унутрашње електронске шкољке. Закључно, елемент је метални цинк (Зн).

Међутим, квантни бројеви диференцијалног електрона не могу разликовати цинк од бакра, јер последњи елемент такође има пуне 3д орбитале. Зашто? Јер бакар је метал који из квантних разлога не поштује правила за пуњење електрона.

Референце

1. Јим Брансон. (2013). Хундова правила. Преузето 21. априла 2018. године са: куантуммецханицс.уцсд.еду
2. 27. предавање: Хундова правила. Преузето 21. априла 2018. године са: пх.кмул.ац.ук
3. Универзитет Пурдуе. Квантни бројеви и електронске конфигурације. Преузето 21. априла 2018. године са: цхемед.цхем.пурдуе.еду
4. Салват Енцицлопедиа оф Сциенцес. (1968). Фисица Салват, СА де Едиционес Памплона, том 12, Шпанија, стр. 314-322.
5. Валтер Ј. Мооре. (1963). Физичка хемија. У честицама и таласима. Четврто издање, Лонгманс.