Електронска конфигурација , која се такође зове електронске структуре, је распоред електрона у енергетским нивоима око атомског језгра. Према старом Боровом атомском моделу, електрони заузимају различите нивое у орбити око језгра, од прве љуске која је најближа језгру, К, до седме љуске, К која је најудаљенија од језгра.
У погледу рафиниранијег квантног механичког модела, шкољке КК су подељене у скуп орбитала, од којих свака може да заузме више од једног пара електрона.
Конфигурација електрона се обично користи за описивање орбитала атома у његовом основном стању, али може се користити и за представљање атома који се јонизује у катион или анион, надокнађујући губитак или добитак електрона у њиховим одговарајућим орбиталима.
Многа физичка и хемијска својства елемената могу се повезати са њиховим јединственим електронским конфигурацијама. Валентни електрони, електрони у најудаљенијој љусци, су одлучујући фактор јединствене хемије елемента.
Основе конфигурација електрона
Пре додељивања електрона атома орбиталама, требало би да се упознамо са основама електронских конфигурација. Сваки елемент периодичне табеле састоји се од атома који су сачињени од протона, неутрона и електрона.
Електрони показују негативан набој и налазе се око језгре атома у орбиталима електрона, који су дефинисани као запремина простора у коме се електрон може наћи под 95% вероватноћом.
Четири различите врсте орбитале (с, п, д и ф) имају различите облике, а једна орбитала може да садржи највише два електрона. П, д и ф орбитале имају различите подравнине, тако да могу да држе више електрона.
Као што је назначено, електронска конфигурација сваког елемента јединствена је по његовом положају у периодичној табели. Ниво енергије се одређује временским периодом, а број електрона дат је атомским бројем елемента.
Орбитале на различитим нивоима енергије сличне су једна другој, али заузимају различита подручја у простору.
Орбита 1с и 2с орбитал имају карактеристике с орбитале (радијални чворови, вероватноће сферног волумена, могу садржати само два електрона итд.). Али, пошто су на различитим енергетским нивоима, они заузимају различите просторе око језгра. Свака орбитала може бити представљена посебним блоковима на периодичној табели.
С блок је регија алкалних метала, укључујући хелијум (групе 1 и 2), д блок су прелазни метали (групе 3 до 12), п блок су елементи главне групе група 13 до 18 , А блок ф је серија лантанида и актинида.
Слика 1: Елементи периодичне табеле и њихови периоди који се разликују у зависности од енергетских нивоа орбитала.
Ауфбау принцип
Ауфбау долази од немачке речи „Ауфбауен“ што значи „градити“. У суштини, писањем електронских конфигурација градимо електронске орбитале док прелазимо из једног атома у други.
Док пишемо конфигурацију електрона атома, испуњаваћемо орбитале у све већем редоследу атомског броја.
Ауфбау-ов принцип потиче из Паули-овог принципа искључења који каже да у атому не постоје два фермиона (нпр. Електрона). Они могу имати исти скуп квантних бројева, тако да се морају "слагати" на вишим нивоима енергије.
Како се електрони акумулирају, питање је конфигурација електрона (Ауфбау принцип, 2015).
Стабилни атоми имају онолико електрона колико протони имају у језгру. Електрони се окупљају око језгра у квантним орбиталима пратећи четири основна правила која се зову Ауфбауов принцип.
- Не постоје два електрона у атому која деле иста четири квантна броја н, л, м, с.
- Електрони ће прво заузети орбите најнижег нивоа енергије.
- Електрони ће увек испунити орбитале са истим бројем спина. Када су орбите пуне, почет ће.
- Електрони ће испунити орбитале сабиром квантних бројева н и л. Орбитале једнаких вриједности (н + л) биће прво испуњене нижим н вриједностима.
Друго и четврто правило су у основи иста. Пример четвртог правила је орбитала 2п и 3с.
Орбитал 2п је н = 2 и л = 2, а орбита 3с је н = 3 и л = 1. (Н + л) = 4 у оба случаја, али 2п орбитала има најнижу енергију или најнижу вредност н и испуниће се пре слој 3с.
Срећом, Моеллеров дијаграм приказан на слици 2 може се користити за пуњење електрона. Граф се чита читањем дијагонала од 1с.
Слика 2: Моеллеров дијаграм пуњења електронске конфигурације.
На слици 2 приказане су атомске орбитале, а стрелице следе пут напред.
Сада када се зна да се редослед орбитала попуњава, остало је само да запамти величину сваке орбитале.
С орбитале имају 1 могућу вредност м л да садрже 2 електрона
П орбитале имају 3 могуће вредности мл да садрже 6 електрона
Д орбитале имају 5 могућих вриједности µл за држање 10 електрона
Ф орбитале имају 7 могућих вредности м л за држање 14 електрона
То је све што је потребно за утврђивање електронске конфигурације стабилног атома елемента.
На пример, узмите елемент азот. Азот има седам протона, а самим тим и седам електрона. Прва орбитала која испуњава је орбита 1с.
Орбитала има два електрона, па је остало пет електрона. Следећа орбитала је орбита 2с и садржи следеће две. Последња три електрона прећи ће у 2п орбиталу која може да држи до шест електрона (Хелменстине, 2017).
Важност спољне конфигурације електрона
Конфигурације електрона играју важну улогу у одређивању својстава атома.
Сви атоми исте групе имају исту спољну електронску конфигурацију, осим атомског броја н, због чега имају слична хемијска својства.
Неки од кључних фактора који утичу на атомска својства укључују величину највеће заузете орбитале, енергију орбитала више енергије, број слободних орбитала и број електрона у орбитилама више енергије.
Већина атомских својстава може се повезати са степеном привлачности између најудаљенијих електрона према језгру и бројем електрона у најудаљенијој електронској љусци, бројем валентних електрона.
Електрони спољне љуске су они који могу да формирају ковалентне хемијске везе, они су који имају могућност јона да формирају катионе или анионе и они су који хемијским елементима дају стање оксидације.
Они ће такође одредити атомски радијус. Како се н повећава, атомски радијус се повећава. Када атом изгуби електрон, доћи ће до смањења атомског радијуса због смањења негативног набоја око језгра.
Електрони спољне љуске су они који се узимају у обзир теоријом валентне везе, теоријом кристалног поља и теоријом молекуларне орбитале да би се добила својства молекула и хибридизација веза.
Референце
- Ауфбау принцип. (2015, 3. јуна). Преузето са цхем.либретектс: цхем.либретектс.орг.
- Наука Боземан. (2013, Агото 4). Електронска конфигурација. Преузето са иоутубе: иоутубе.цом.
- Електронске конфигурације и својства атома. (СФ). Преузето са онеонта.еду: онеонта.еду.
- Енцицлопӕдиа Британница. (2011, 7. септембра). Електронска конфигурација. Преузето са британница: британница.цом.
- Фаизи, С. (2016, 12. јула). Електронске конфигурације Преузето са цхем.либретектс: цхем.либретектс.орг.
- Хелменстине, Т. (2017, 7. марта). Начело Ауфбауа - електронска структура и принцип Ауфбау. Преузето из тхинкцо: тхинкцо.цом.
- Кхан, С. (2014, 8. јун). Валентна електрона и везивање. Преузето са кханацадеми: кханацадеми.орг.