Електронска конфигурација
Тхе расподела електрона унутар атома или молекула се назива његова 'електронска конфигурација', који дефинише нивое енергије и орбитале које електрони заузимају. Атомски број елемента, који је еквивалентан броју протона у језгру атома, одређује електронску конфигурацију елемента.
Количина електрона у свакој љусци и подљусци је обично представљена низом бројева и слова, као што су 1с 2с22п6, када се описује електронска конфигурација атома. Главни квантни број, који је у корелацији са енергетским нивоом или омотачем електрона, представљен је првим бројем у низу. Квантни број угаоног момента одређује које слово иза главног квантног броја означава подљуску или орбиталу електрона.
Орбитални дијаграм или дијаграм електронске љуске, који показује распоред електрона унутар енергетских нивоа и орбитала атома, такође се може користити за приказ електронске конфигурације атома. Свака орбитала је симболизована кутијом или кругом у орбиталном дијаграму, а сваки електрон је симболизован стрелицом која иде горе или доле да означи његов спин.
Електронска структура атома игра значајну улогу у одређивању многих хемијских и физичких карактеристика елемента. На пример, на реактивност атома, карактеристике везивања и способност да учествује у хемијским реакцијама утиче количина и распоред његових електрона. Количина енергије потребна за издвајање електрона из атома позната је као његова енергија јонизације, која је такође одређена електронском конфигурацијом атома.
Локација елемента у периодичној табели, која је листа елемената распоређених у растућем редоследу атомског броја, такође се може предвидети коришћењем електронске конфигурације елемента. Периодични систем групише елементе који имају упоредиву електронску конфигурацију и еквивалентна својства.
Паулијев принцип искључења, који тврди да два електрона у атому не могу имати исти скуп квантних бројева, диктира електронску конфигурацију атома. Сходно томе, сваки електрон у атому мора да настањује посебан енергетски ниво и орбиталу, а свака орбитала може да прими само пар електрона са супротним спином.
спајање низова
За директно успостављање електронске конфигурације атома могу се користити различите спектроскопске методе. На пример, електрична конфигурација атома у његовом основном стању може се одредити коришћењем спектра емисије елемента, а енергетски нивои електрона у атому могу се одредити коришћењем спектра апсорпције елемента.
У закључку, електронска конфигурација атома је основна компонента његове структуре и утиче на низ његових хемијских и физичких карактеристика. Атомски број елемента одређује његову електронску конфигурацију, која се може приказати као низ бројева и симбола, орбитални дијаграм или дијаграм електронске љуске. Паулијев принцип искључења, који се може експериментално пронаћи помоћу спектроскопских метода, диктира електронску конфигурацију атома.
Електронске конфигурације су корисне за:
- Одређивање валенције елемента.
- Предвиђање карактеристика групе елемената (Својства елемената са сличном конфигурацијом електрона су често идентична).
- Анализирање атомског спектра.
Како написати електронску конфигурацију
Шкољке
На основу главног квантног броја може се израчунати највећи број електрона који може да стане у љуску (н). Формула за то је 2н2, где је н број љуске. У табели испод су наведене шкољке, н вредности и укупан број електрона који могу да стану.
| Схелл и 'н' вредност | Максимални број електрона присутних у љусци |
|---|---|
| К шкољка, н=1 | 2*12= 2 |
| Л шкољка, н=2 | 2*22= 8 |
| М шкољка, н=3 | 232= 18 |
| Н шкољка, н=4 | 2*42= 32 |
Подљуске
- Азимутални квантни број (представљен словом 'л') одређује подљуске на које се деле електрони.
- Вредност главног квантног броја, н, одређује вредност овог квантног броја. Као резултат, постоје четири различите подљуске које могу постојати када је н једнако 4.
- Када је н=4. Подљуске с, п, д и ф су одговарајуће подљуске за л=0, л=1, л=2 и л=3, респективно.
- Једначина 2*(2л+1) наводи колико електрона може да задржи подљуска у свом максималном капацитету.
- Према томе, највећи број електрона који може да стане у с, п, д и ф подљуску је 2, 6, 10, односно 14.
Нотација
- Користећи ознаке подљуске, описује се електронска конфигурација атома. Ове ознаке укључују број подљуске и број љуске, који је одређен главним квантним бројем.
- ознака (обезбеђена азимуталним квантним бројем) и, у суперскрипту, укупан број електрона у подљусци.
- На пример, ознака би била '1с2' ако су у с подљусци прве љуске била два електрона.
- Електронска конфигурација алуминијума (атомски број 13) може се изразити као 1с22с22п63с23п1користећи ове ознаке подљуске.
Ауфбау принцип, Паулијев принцип искључења и Хундово правило се користе за попуњавање атомских орбитала. Ове смернице помажу у одлучивању о томе како електрони заузимају доступне орбитале.
Принцип структуре:
Према Ауфбау принципу, електрони заузимају орбитале у правцу повећања енергије. Ово указује да ће електрони пре попуњавања орбитала веће енергије прво испунити орбитале ниже енергије. Периодични систем се може користити за одређивање нивоа енергије орбитала по реду. Ознаке за орбитале су комбинација слова и бројева: слово означава орбитални облик или подљуску (с, п, д, ф), а број означава главни квантни број (н), који дефинише ниво енергије орбитални.
Паулијев принцип искључења:
Ниједна два електрона у атому не могу имати исту колекцију од четири квантна броја (н, л, мл и мс), према Паулијевом принципу искључења. Највећи број електрона који може да стане у сваку орбиталу је два и они морају имати супротне спинове.
шта значи кд
Правило пса:
Према Хундовом правилу, електрони ће прво насељавати одвојене орбитале са истим спином када попуњавају дегенерисане орбитале (орбитале са истом енергијом). Сходно томе, електрони у дегенерисаним орбиталама ће стално покушавати да максимизирају свој укупни спин.
Редослед попуњавања атомских орбитала може се утврдити коришћењем ових принципа.
Орбитале се попуњавају следећим редоследом:
- 1с, 2с, 2п, 3с, 3п, 4с, 3д, 4п, 5с, 4д, 5п, 6с, 4ф, 5д, 6п, 7с, 5ф, 6д, 7п и тако даље
- Узмите пуњење угљеника као пример да то демонстрирате (атомски број 6). У угљенику је присутно шест електрона и они ће заузети приступачне орбитале на горе наведени начин.
- 1с орбитала ће бити попуњена са прва два електрона. 2с орбитала ће бити попуњена са следећа два електрона. Две од три могуће 2п орбитале ће бити заузете по једним електроном са преостала два електрона. Угљеник сада има структуру електрона 1с22с22п2.
У закључку, Ауфбау принцип, Паулијев принцип искључења и Хундово правило контролишу како се атомске орбитале попуњавају. Сваки елемент има другачију конфигурацију електрона као резултат ових правила, која помажу да се одреди редослед којим електрони заузимају доступне орбитале.
јава са замахом
Електронска конфигурација првих 30 елемената, по растућем атомском броју:
| Да не | Елементи | Електронска конфигурација |
|---|---|---|
| 1 | Водоник | 1с1 |
| 2 | Хелијум | 1с2 |
| 3 | Литхиум | 1с22с1 |
| 4 | Берилијум | 1с22с2 |
| 5 | Бор | 1с22с22п1 |
| 6 | Царбон | 1с22с22п2 |
| 7 | Азот | 1с22с22п3 |
| 8 | Кисеоник | 1с22с22п4 |
| 9 | Флуор | 1с22с22п5 |
| 10 | Неон | 1с22с22п6 |
| Једанаест | натријум | 1с22с22п63с1 |
| 12 | Магнезијум | 1с22с22п63с2 |
| 13 | Алуминијум | 1с22с22п63с23п1 |
| 14 | Силицијум | 1с22с22п63с23п2 |
| петнаест | Фосфор | 1с22с22п63с23п3 |
| 16 | Сумпор | 1с22с22п63с23п4 |
| 17 | Хлор | 1с22с22п63с23п5 |
| 18 | Аргон | 1с22с22п63с23п6 |
| 19 | Калијум | 1с22с22п63с23п64с1 |
| двадесет | Калцијум | 1с22с22п63с23п64с2 |
| двадесет један | Сцандиум | 1с22с22п63с23п64с23д1 |
| 22 | Титанијум | 1с22с22п63с23п64с23д2 |
| 23 | Ванадијум | 1с22с22п63с23п64с23д3 |
| 24 | Цхромиум | 1с22с22п63с23п64с13д5 |
| 25 | манган | 1с22с22п63с23п64с23д5 |
| 26 | Гвожђе | 1с22с22п63с23п64с23д6 |
| 27 | Кобалт | 1с22с22п63с23п64с23д7 |
| 28 | Никл | 1с22с22п63с23п64с23д8 |
| 29 | Бакар | 1с22с22п63с23п64с13д10 |
| 30 | цинк | 1с22с22п63с23п64с23д10 |
Ево неких од разлога зашто је електронска конфигурација неопходна:
1. Хемијска реактивност
Хемијска реакција атома је одређена његовом електронском конфигурацијом. Електронска конфигурација је оно што узрокује да реакције између елемената резултирају једињењима. Колико лако атом може да стекне, изгуби или подели електроне да би формирао хемијске везе са другим атомима зависи од броја и распореда електрона на најудаљенијем енергетском нивоу, познатом као валентна љуска. На пример, да би се постигла стабилна конфигурација, елементи са једним или два електрона у свом најудаљенијем омотачу теже да изгубе те електроне, док елементи са пет, шест или седам електрона у својој крајњој љусци теже да стекну те електроне. Ово помаже у предвиђању врста једињења које различити елементи могу створити.
2. Својства лепљења
Врсте хемијских веза које се могу развити између атома такође су одређене њиховом електронском конфигурацијом. Ковалентне везе се обично формирају између атома са упоредивим електронским конфигурацијама, док се јонске везе обично формирају између атома различитих конфигурација. На интензитет и стабилност створених хемијских веза утиче и електронска конфигурација. На пример, четири валентна електрона у електронској конфигурацији атома угљеника омогућавају му да формира стабилне ковалентне везе са другим атомима угљеника, што резултира стварањем широког спектра органских једињења.
3. Физичка својства
На физичке карактеристике елемента, као што су тачке топљења и кључања, густина и проводљивост, такође утиче његова електронска структура. Број електрона и начин на који су распоређени у валентној љусци одлучују о јачини интеракција атома, што утиче на то како се елемент физички понаша. На пример, пошто су њихови слободни електрони лако способни да се крећу и проводе електричну енергију, метали имају високу електричну и топлотну проводљивост.
4. Периодични трендови
Периодични систем је организован коришћењем периодичних трендова јер је заснован на електронској структури атома. Уобичајени обрасци варијансе у својствима елемената у периодичној табели се називају периодични трендови. Промене у електронској конфигурацији атома и њихов утицај на величину, реактивност и карактеристике везивања елемената могу се користити за разумевање ових трендова.
Да сумирамо, познавање електронске конфигурације атома је неопходно да би се разумеле и његове молекуларне и физичке карактеристике. Неопходан је за предвиђање хемијског понашања елемента и способности да се комбинује са другим елементима да би се створила једињења. Разумевање електронске конфигурације такође помаже у објашњавању периодичних образаца и разлика у својствима елемената у периодичној табели.