HVAD ER DEN EKSTERNE ELEKTRONKONFIGURATION? - KEMI - 2025

Den elektroniske konfiguration, også kaldet den elektroniske struktur, er arrangementet af elektroner i energiniveauet omkring en atomkerne. I henhold til den gamle Bohr-atommodel optager elektroner forskellige niveauer i kredsløb rundt om kernen, fra den første skal, der er tættest på kernen, K, til den syvende skal, Q, som er længst fra kernen.

Med hensyn til en mere raffineret kvantemekanisk model er KQ-skaller opdelt i et sæt orbitaler, som hver kan besættes af ikke mere end et par elektroner.

Almindeligvis bruges elektronkonfigurationen til at beskrive orometalerne i et atom i dens jordtilstand, men det kan også bruges til at repræsentere et atom, der er ioniseret i en kation eller anion, der kompenserer for tabet eller forøgelsen af ​​elektroner i deres respektive orbitaler.

Mange af de fysiske og kemiske egenskaber ved elementer kan korreleres med deres unikke elektroniske konfigurationer. Valenselektroner, elektronerne i den yderste skal, er den afgørende faktor for elementets unikke kemi.

Grundlæggende om elektronkonfigurationer

Før man tildeler elektroner fra et atom til orbitaler, skal man gøre sig bekendt med det grundlæggende i elektronkonfigurationer. Hvert element i den periodiske tabel består af atomer, der består af protoner, neutroner og elektroner.

Elektroner udviser en negativ ladning og findes omkring atomens kerne i elektronets orbitaler, defineret som rumfanget, hvori elektronet kan findes inden for 95% sandsynlighed.

De fire forskellige typer orbitaler (s, p, d og f) har forskellige former, og en orbital kan rumme maksimalt to elektroner. P, d og f orbitaler har forskellige under niveauer, så de kan indeholde flere elektroner.

Som angivet er elektronkonfigurationen af ​​hvert element unik for dets placering i den periodiske tabel. Energiniveauet bestemmes af perioden, og antallet af elektroner er angivet af elementets atomnummer.

Orbitaler på forskellige energiniveauer ligner hinanden, men optager forskellige områder i rummet.

1s orbital og 2s orbital har egenskaberne ved en s orbitale (radiale knudepunkter, sfæriske volumen sandsynligheder, de kan kun indeholde to elektroner osv.). Men da de befinder sig på forskellige energiniveauer, optager de forskellige rum omkring kernen. Hver orbital kan repræsenteres af specifikke blokke på det periodiske system.

S-blokken er regionen for alkalimetallerne inklusive helium (gruppe 1 og 2), d-blokken er overgangsmetaller (gruppe 3 til 12), p-blokken er elementerne i hovedgruppen i gruppe 13 til 18, Og f-blokken er lanthanid- og actinid-serien.

Figur 1: Elementer i den periodiske tabel og deres perioder, der varierer i henhold til orbitalernes energiniveau.

Aufbau-princip

Aufbau kommer fra det tyske ord "Aufbauen", som betyder "at bygge." I det væsentlige bygger vi ved at skrive elektronkonfigurationer elektroniske orbitaler, når vi bevæger os fra et atom til et andet.

Når vi skriver elektronets konfiguration af et atom, udfylder vi orbitalerne i stigende rækkefølge af atomnummeret.

Aufbau-princippet stammer fra Pauli-ekskluderingsprincippet, der siger, at der ikke er to fermioner (f.eks. Elektroner) i et atom. De kan have det samme sæt kvantetal, så de er nødt til at "stakke" ved højere energiniveau.

Hvordan elektroner akkumuleres er et spørgsmål om elektronkonfigurationer (Aufbau Principle, 2015).

Stabile atomer har lige så mange elektroner som protoner i kernen. Elektroner samles omkring kernen i kvanteomløb efter fire grundlæggende regler kaldet Aufbau-princippet.

1. Der er ingen to elektroner i atomet, der deler de samme fire kvanttal n, l, m og s.
2. Elektroner optager først det laveste energiniveau orbitaler.
3. Elektronerne udfylder altid orbitaler med det samme spin nummer. Når orbitalerne er fulde, starter den.
4. Elektronerne udfylder orbitaler med summen af ​​kvanttalene n og l. Orbitaler med samme værdier på (n + l) udfyldes først med de lavere n-værdier.

Den anden og fjerde regel er dybest set den samme. Et eksempel på regel fire ville være 2p og 3s orbitaler.

En 2p orbital er n = 2 og l = 2 og en 3s orbital er n = 3 og l = 1. (N + l) = 4 i begge tilfælde, men 2p orbitalen har den laveste energi eller laveste værdi n og vil udfyldes før lag 3s.

Heldigvis kan Moeller-diagrammet vist i figur 2 bruges til at udføre elektronpåfyldning. Grafen læses ved at køre diagonalerne fra 1s.

Figur 2: Moeller-diagram over udfyldning af elektronkonfigurationen.

Figur 2 viser de atomiske orbitaler, og pilene følger vejen frem.

Nu hvor orbitalernes rækkefølge vides at være udfyldt, er det eneste, der er tilbage, at huske størrelsen på hver orbital.

S orbitaler har en mulig værdi på _{ml for} at indeholde 2 elektroner

P-orbitaler har 3 mulige værdier på _ml til at indeholde 6 elektroner

D orbitaler har 5 mulige værdier på _µl til at indeholde 10 elektroner

F orbitaler har 7 mulige værdier på _{ml for} at indeholde 14 elektroner

Dette er alt, hvad der er nødvendigt for at bestemme den elektroniske konfiguration af et stabilt atom i et element.

Tag for eksempel elementet nitrogen. Kvælstof har syv protoner og derfor syv elektroner. Den første orbitale, der skal fyldes, er 1-orbitalen.

En orbital har to elektroner, så der er fem elektroner tilbage. Den næste orbital er 2'erne orbital og indeholder de næste to. De sidste tre elektroner går til 2p-orbitalen, der kan rumme op til seks elektroner (Helmenstine, 2017).

Betydningen af ​​ekstern elektronkonfiguration

Elektronkonfigurationer spiller en vigtig rolle i bestemmelsen af ​​atomernes egenskaber.

Alle atomer i den samme gruppe har den samme eksterne elektroniske konfiguration med undtagelse af atomnummeret n, hvorfor de har lignende kemiske egenskaber.

Nogle af nøglefaktorerne, der har indflydelse på atomegenskaber, inkluderer størrelsen på de største besatte orbitaler, energien i orbitaler med højere energi, antallet af ledige ledige pladser og antallet af elektroner i orbitalerne med højere energi.

De fleste atomiske egenskaber kan relateres til graden af ​​tiltrækning mellem de yderste elektroner til kernen og antallet af elektroner i det yderste elektronskal, antallet af valenselektroner.

Elektronerne i den ydre skal er dem, der kan danne kovalente kemiske bindinger, det er dem, der har evnen til at ionisere til at danne kationer eller anioner, og det er dem, der giver oxidationstilstanden til de kemiske elementer.

De vil også bestemme atomradiusen. Når n bliver større, forøges atomradiusen. Når et atom mister et elektron, vil der være en sammentrækning af atomradiusen på grund af faldet i negativ ladning omkring kernen.

Elektronerne i den ydre skal er dem, der tages i betragtning ved valensbindingsteorien, krystallinsk feltteori og molekylær orbital teori for at opnå molekylernes egenskaber og hybridiseringerne af bindingerne.

Referencer

1. Aufbau-princip. (2015, 3. juni). Hentet fra chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Elektronkonfiguration. Taget fra youtube: youtube.com.
3. Elektronkonfigurationer og egenskaberne ved atomer. (SF). Taget fra oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. september). Elektronisk konfiguration. Taget fra britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (2016, 12. juli). Elektroniske konfigurationer. Taget fra chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7. marts). Aufbau-princippet - Elektronisk struktur og Aufbau-princippet. Taget fra thoughtco: thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8. juni). Valenselektroner og limning. Taget fra khanacademy: khanacademy.org.