Kokie yra energijos lygiai?

The energijos lygius Atomoje jie yra forma, kurioje elektronai yra organizuojami elektroniniuose sluoksniuose, jų pasiskirstymas molekulėje arba atomoje. Šie energijos lygiai vadinami orbitomis.

Elektronų organizavimas sub-lygiuose yra tai, kas leidžia cheminius įvairių atomų derinius ir taip pat apibrėžia jų padėtį per periodinę elementų lentelę.

Elektronai tam tikru būdu yra išdėstyti atomo elektroniniuose sluoksniuose, naudojant kvantines būsenas. Šiuo metu vienas iš šių valstybių užima elektroną, kiti elektronai turi būti įdėti į kitą valstybę.

Įvadas

Kiekvienas periodinis lentelės cheminis elementas susideda iš atomų, kurie savo ruožtu susideda iš neutronų, protonų ir elektronų. Elektronai yra neigiamo krūvio dalelės, randamos aplink bet kurio atomo branduolį, pasiskirstytą elektronų orbituose.

Elektronų orbitos yra erdvės tūris, kuriame elektronas turi 95% tikimybę rasti. Yra įvairių tipų orbitos, turinčios skirtingas formas. Kiekvienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai. Pirmoji atomo orbita yra ten, kur yra didžiausia tikimybė surasti elektronus.

Orbitos žymimos raidėmis s, p, d ir f, ty „Sharp“, „Principle“, „Difuzija“ ir „Fundamentali“, ir sujungiamos, kai atomai jungiasi, kad suformuotų didesnę molekulę. Šie orbitalų deriniai randami kiekviename atomo sluoksnyje.

Pavyzdžiui, atomo 1 sluoksnyje yra S orbitų, 2 sluoksnyje yra S ir P orbitos, atomo 3 sluoksnyje yra S, P ir D orbitos ir galiausiai atomo 4 sluoksnyje yra visi S, P, D ir F orbitos.

Be to, orbitose randame skirtingus lygius, kurie savo ruožtu gali saugoti daugiau elektronų. Įvairių energijos lygių orbitos yra panašios viena į kitą, tačiau užima įvairias erdvės sritis.

Pirmajame orbitoje ir antroje orbitoje yra tos pačios charakteristikos, kurias orbitoje S yra radialiniai mazgai, didesnė sferinio tūrio tikimybė ir gali turėti tik du elektronus. Tačiau jie yra skirtinguose energijos lygiuose ir tokiu būdu užima įvairias erdves aplink branduolį.

Vieta periodinių elementų lentelėje

Kiekviena elektroninė elementų konfigūracija yra unikali, todėl nustato jų padėtį periodinėje elementų lentelėje. Šią poziciją apibrėžia kiekvieno elemento laikotarpis ir jo atomo numeris pagal elementų atomo elektronų skaičių.

Tokiu būdu, naudojant periodinę lentelę, nustatant elektronų konfigūraciją atomuose, svarbiausia. Elementai skirstomi į grupes pagal jų elektronines konfigūracijas:

Kiekviena orbita yra atstovaujama tam tikruose elementų elementų lentelės blokuose. Pavyzdžiui, orbitinis blokas S yra šarminių metalų regionas, pirmoji grupė lentelėje, kurioje yra šeši elementai ličio (Li), rubidžio (Rb), kalio (K), natrio (Na), Francio ( Fr) ir Cezis (Cs), taip pat vandenilis (H), kuris nėra metalas, bet dujos.

Ši elementų grupė turi elektroną, kuris paprastai yra lengvai prarandamas, kad sudarytų teigiamai įkrautą joną. Jie yra aktyviausi metalai ir reaktyviausi.

Vandenilis, šiuo atveju yra dujos, tačiau jis priklauso 1 elementų elementų grupės 1 grupei, nes jis taip pat turi tik vieną elektroną. Vandenilis gali sudaryti jonus, turinčius vieną teigiamą krūvį, tačiau vienintelio elektrono pasiekimas reikalauja daug daugiau energijos nei elektronų pašalinimas iš kitų šarminių metalų. Sudarant junginius, vandenilis paprastai generuoja kovalentinius ryšius.

Tačiau esant labai aukštam slėgiui vandenilis tampa metaliniu ir elgiasi kaip ir kiti jos grupės elementai. Taip atsitinka, pavyzdžiui, Jupiterio planetos šerdyje.

2 grupė atitinka šarminius žemės metalus, nes jų oksidai turi šarminių savybių. Tarp šios grupės elementų yra magnio (Mg) ir kalcio (Ca). Jų orbitos taip pat priklauso S lygiui.

Pereinamieji metalai, atitinkantys periodinės lentelės 3-12 grupes, turi D tipo orbitą.

Iš 13–18 grupių elementai, esantys lentelėje, atitinka P. orbitalius, o galiausiai elementai, vadinami lantanidais ir aktinidais, turi vardo F orbitales..

Elektrono vieta orbituose

Elektronai yra atomo orbituose kaip būdas sumažinti energiją. Todėl, jei stengiatės padidinti energiją, elektronai užpildys pagrindinius orbitos lygius, nutolę nuo atomo branduolio.

Turime atsižvelgti į tai, kad elektronai turi būdingą savybę, žinomą kaip nugara. Tai yra kvantinė koncepcija, kuri, be kita ko, lemia elektrono sukimąsi orbitoje. Kas yra būtina, norint nustatyti jūsų poziciją energijos sub-lygiuose.

Taisyklės, nustatančios elektronų padėtį atomo orbituose, yra tokios:

• Aufbau principas: elektronai pirmiausia įeina į orbitą su mažesne energija. Šis principas pagrįstas tam tikrų atomų energijos lygių diagramomis.

• Paulio išskyrimo principas: atominė orbita gali apibūdinti bent du elektronus. Tai reiškia, kad tik du elektronai su skirtingu elektronų sukimu gali užimti atominę orbitą.

Tai reiškia, kad atominė orbita yra energetinė būsena.

• Hundo taisyklė: kai elektronai užima tos pačios energijos orbitales, pirmiausia elektronai pateks į tuščias orbitales. Tai reiškia, kad elektronai renkasi lygiagrečius sukimus atskirose energijos sub-lygių orbituose.

Prieš susidūrdami su priešingais sukaisiais, elektronai užpildys visas sublevelių orbitales.

Specialios elektroninės konfigūracijos

Taip pat yra atomų su ypatingais energijos sub-lygių atvejais. Kai du elektronai užima tą pačią orbitą, jie turi ne tik turėti skirtingus sukimus (kaip nurodyta Pauli išskyrimo principo), bet elektronų sukabinimas šiek tiek padidina energijos kiekį.

Energijos sub-lygių atveju, pusiau pilnas ir vienas pilnas pilno lygio lygis sumažina atomo energiją. Dėl to atomas turi didesnį stabilumą.

Nuorodos

1. Elektronų konfigūracija. Gauta iš „Wikipedia.com“.
2. Elektroninės konfigūracijos Intro. Gauta iš chem.libretexts.org.
3. Orbitos ir obligacijos. Gauta iš chem.fsu.edu.
4. Periodinė lentelė, pagrindiniai grupės elementai. Gauta iš newworldencyclopedia.org.
5. Elektros konfigūravimo principai. Atkurta iš sartep.com.
6. Elektroninė elementų konfigūracija. Gauta iš science.uwaterloo.ca.
7. Elektronų sukimas. Gauta iš hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.