Den spektrale notation er arrangementet af elektronenerginiveauer omkring atomens kerne. 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, der 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.
Når elektroner i den yderste skal af et atom modtager energi af en eller anden art, bevæger de sig ind i lag med højere energi. Således overføres et elektron i K-skallen til L-skallen, mens den er i en højere energitilstand.
Når elektronet vender tilbage til sin jordtilstand, frigiver det den energi, det absorberes ved at udsende et elektromagnetisk spektrum (lys). Da hvert atom har en bestemt elektronisk konfiguration, vil det også have et specifikt spektrum, der kaldes absorptions- (eller emission) spektret.
Af denne grund bruges udtrykket spektralnotation til at henvise til elektronkonfiguration.
Sådan bestemmes spektralnotation: kvanttal
I alt fire kvanttal anvendes til fuldt ud at beskrive bevægelse og bane for hver elektron inden i et atom.
Kombinationen af alle kvanttal for alle elektroner i et atom er beskrevet af en bølgefunktion, der opfylder Schrödinger-ligningen. Hver elektron i et atom har et unikt sæt kvanttal.
I henhold til Pauli-ekskluderingsprincippet kan to elektroner ikke dele den samme kombination af fire kvanttal.
Kvantetal er vigtige, fordi de kan bruges til at bestemme elektronets konfiguration af et atom og den sandsynlige placering af elektronerne i atomet.
Kvanttal anvendes også til at bestemme andre egenskaber ved atomer, såsom ioniseringsenergi og atomradius.
Kvanttal angiver specifikke skaller, underskaller, orbitaler og spinde af elektroner.
Dette betyder, at de fuldt ud beskriver egenskaberne ved et elektron i et atom, det vil sige, de beskriver hver unikke løsning på Schrödinger-ligningen, eller bølgefunktionen, for elektroner i et atom.
Der er i alt fire kvanttal: det vigtigste kvanttal (n), det orbitale vinkelmomentkvanttal (l), det magnetiske kvanttal (ml) og elektronspindkvanttalet (ms).
Det vigtigste kvanttal, nn, beskriver et elektrons energi og den mest sandsynlige afstand til elektronet fra kernen. Med andre ord henviser det til størrelsen på kredsløbet og energiniveauet, hvorpå en elektron er placeret.
Antallet af underskaller eller ll beskriver formen på orbitalen. Det kan også bruges til at bestemme antallet af vinkelknudepunkter.
Det magnetiske kvanttal, ml, beskriver energiniveauerne i et underskal, og ms henviser til drejningen på elektronet, som kan være op eller ned.
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.
Stabile atomer har lige så mange elektroner som protoner i kernen. Elektroner samles omkring kernen i kvanteomløb efter fire grundlæggende regler kaldet Aufbau-princippet.
- Der er ingen to elektroner i atomet, der deler de samme fire kvanttal n, l, m og s.
- Elektroner optager først det laveste energiniveau orbitaler.
- Elektronerne udfylder altid orbitaler med det samme spin nummer. Når orbitalerne er fulde, starter den.
- 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 n-værdi og vil fylde før lag 3s.
Figur 2: Moeller-diagram over udfyldning af elektronkonfigurationen.
Heldigvis kan Moeller-diagrammet vist i figur 2 bruges til at udføre elektronpåfyldning. Grafen læses ved at køre diagonalerne fra 1s.
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.
Hund regler
Aufbau's afsnit diskuterede, hvordan elektroner først fylder orbitaler med lavest energi og derefter først bevæger sig op til orbitaler med højeste energi, når de laveste orbitaler er fulde.
Der er dog et problem med denne regel. Bestemt, at 1s-orbitaler skal udfyldes inden 2s-orbitaler, fordi 1s-orbitaler har en lavere værdi på n, og derfor en lavere energi.
Og de tre forskellige 2p orbitaler? I hvilken rækkefølge skal de udfyldes? Svaret på dette spørgsmål involverer Hunds regel.
Hunds regel siger, at:
- Hver orbital i en underplan besættes individuelt, før en orbital dobbeltbesættes.
- Alle elektroner i individuelt besatte orbitaler har den samme drejning (for at maksimere den totale spin).
Når elektroner tildeles orbitaler, forsøger en elektron først at fylde alle orbitaler med lignende energi (også kaldet degenererede orbitaler), før den kobles sammen med en anden elektron i en halv fuld orbital.
Atomer i jordstaterne har en tendens til at have så mange uparrede elektroner som muligt. Når du visualiserer denne proces, skal du overveje, hvordan elektroner udviser den samme opførsel som de samme poler i en magnet, hvis de skulle komme i kontakt.
Når negativt ladede elektroner fylder orbitalerne, prøver de først at komme så langt væk fra hinanden som muligt, inden de skal parres.
Referencer
- Anastasiya Kamenko, TE (2017, 24. marts). Kvantetal. Gendannes fra chem.libretexts.org.
- Aufbau-princip. (2015, 3. juni). Gendannes fra chem.libretexts.org.
- Elektronkonfigurationer og egenskaberne ved atomer. (SF). Gendannes fra oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7. september). Elektronisk konfiguration. Gendannes fra britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017, 7. marts). Aufbau-princippet - Elektronisk struktur og Aufbau-princippet. Gendannes fra thoughtco.com.
- Hunds regler. (2015, 18. juli). Gendannes fra chem.libretexts.org.
- Spektroskopisk notation. (SF). Gendannes fra bcs.whfreeman.com.