Kas yra spektrinis žymėjimas?

The spektrinis žymėjimas oelektroninė konfigūracija yra elektronų išdėstymas energijos lygiuose aplink atomo branduolį.

Kalbant apie išsamesnį kvantinį mechaninį modelį, K-Q sluoksniai yra suskirstyti į orbitų rinkinį, kurių kiekvienas gali užimti ne daugiau kaip vieną elektronų porą (Encyclopædia Britannica, 2011).

Paprastai elektroninė konfigūracija naudojama apibūdinti atomo orbitą jo pagrindinėje būsenoje, tačiau ji taip pat gali būti naudojama atomai, kuri buvo jonizuota katijone arba anijone, kompensuojant elektronų praradimą ar įgyti jų atitinkamose orbitose.

Daugelis fizinių ir cheminių elementų savybių gali būti susietos su jų unikaliomis elektroninėmis konfigūracijomis.

Valentų elektronai, atokiausio sluoksnio elektronai, yra lemiamas elementas unikaliajai elemento chemijai (elektronų konfigūracijos ir atomų savybės, S.F.)..

Kai atomo išoriniame sluoksnyje elektronai gauna tam tikros energijos, jie pereina į aukštesnius energijos sluoksnius. Taigi, elektronas K sluoksnyje bus perkeltas į L sluoksnį, tuo pačiu metu esant aukštesnei energijos būsenai.

Kai elektronas grįžta į pagrindinę būseną, ji išskiria energiją, kurią ji sugeria, skleidžiant elektromagnetinį spektrą (šviesą). Kadangi kiekvienas atomas turi specifinę elektroninę konfigūraciją, jis taip pat turės specifinį spektrą, kuris bus vadinamas absorbcijos (arba emisijos) spektru..

Dėl šios priežasties sąvoka „spektrinis žymėjimas“ naudojama elektroninei konfigūracijai (Spektroskopinis žymėjimas, S.F.)..

Kaip nustatyti spektrinį žymėjimą: kvantiniai skaičiai

Iš viso naudojami keturi kvantiniai skaičiai, skirti pilnai apibūdinti kiekvieno elektrono judėjimą ir trajektorijas per atomą.

Visų atomų visų elektronų kiekio kvantų derinys aprašytas bangos funkcija, atitinkančia Schrödinger lygtį. Kiekviename atomo elektrone yra unikalus kvantinių skaičių rinkinys.

Pagal Paulio išskyrimo principą du elektronai negali pasidalinti tuo pačiu keturių kvantinių skaičių deriniu.

Kvantiniai skaičiai yra svarbūs, nes jie gali būti naudojami atomo elektroninei konfigūracijai ir galimai atomo elektronų padėčiai nustatyti.

Kvantiniai skaičiai taip pat naudojami kitoms atomų savybėms nustatyti, pavyzdžiui, jonizacijos energijai ir atominiam spinduliui.

Kvantiniai skaičiai nurodo konkrečius korpusus, apatinius sluoksnius, orbitalius ir elektronų posūkius.

Tai reiškia, kad jie visiškai apibūdina elektrono ypatybes atomo, ty jie apibūdina kiekvieną unikalų Schrödinger lygties sprendimą arba elektronų bangų funkciją atome.

Iš viso yra keturi kvantiniai skaičiai: pagrindinis kvantinis skaičius (n), orbitinio kampo momento kvantinis skaičius (l), magnetinis kvantinis skaičius (ml) ir elektrono sukimosi kvantinis skaičius (ms).

Pagrindinis kvantinis skaičius, nn, apibūdina elektrono energiją ir labiausiai tikėtiną elektrono atstumą nuo branduolio. Kitaip tariant, tai reiškia orbitos dydį ir energijos lygį, kuriuo elektronas yra patalpintas.

Apatinių sluoksnių skaičius arba ll apibūdina orbitos formą. Jis taip pat gali būti naudojamas nustatant kampinių mazgų skaičių.

Magnetinis kvantinis skaičius, ml, apibūdina energijos lygius apatiniame sluoksnyje, o ms reiškia sukimąsi elektronu, kuris gali būti aukštyn arba žemyn (Anastasiya Kamenko, 2017).

Aufbau principas

Aufbau kilęs iš vokiečių kalbos žodžio "Aufbauen", kuris reiškia "statyti". Iš esmės, rašant elektronų konfigūracijas, mes statome elektronų orbitą, kai mes pereiname iš vieno atomo į kitą.

Rašydami atomo elektroninę konfigūraciją, mes užpildysime orbitą didėjančia atomų skaičiaus tvarka.

Aufbau principas kyla iš Paulio atskyrimo principo, kuriame teigiama, kad atomo nėra dviejų fermionų (pvz., Elektronų).

Jie gali turėti tą patį kvantinių skaičių rinkinį, todėl jie turi „sukrauti“ aukštesniu energijos lygiu. Kaip elektronai kaupiasi, yra elektronų konfigūracijos objektas (Aufbau principas, 2015).

Stabilūs atomai turi tiek pat elektronų, kaip ir protonai branduolyje. Elektronai surenka aplink branduolį kvantinių orbitų pagrindu pagal keturias pagrindines taisykles, vadinamas Aufbau principu.

1. Atomoje nėra dviejų elektronų, kurie turi tuos pačius keturis kvantinius skaičius n, l, m ir s.
2. Pirmiausia elektronai užims mažiausios energijos lygio orbitą.
3. Elektronai visada užpildys orbitą tuo pačiu sukimo numeriu. Kai orbitos yra pilnos, ji prasidės.
4. Elektronai užpildys orbitą pagal kvantinių skaičių n ir l sumą. Orbitos, kurių vertės lygios (n + l), bus užpildytos pirmiausia n mažesnėmis reikšmėmis.

Antroji ir ketvirtoji taisyklės iš esmės yra tos pačios. Ketvirtojo taisyklės pavyzdys būtų 2p ir 3s orbitos.

2p orbitoje yra n = 2 ir l = 2 ir 3s orbitoje yra n = 3 ir l = 1. (N + l) = 4 abiem atvejais, tačiau 2p orbitoje yra mažiausia energija arba mažiausia vertė n ir bus užpildyta prieš 3s sluoksnis.

Laimei, 2 paveiksle parodyta Moeller diagrama gali būti naudojama elektronams užpildyti. Grafikas yra skaitomas vykdant įstrižaines nuo 1s.

2 pav. Pavaizduotos atominės orbitos ir rodyklės seka kelią.

Dabar, kai žinoma, kad orbitų tvarka yra pilna, vienintelis dalykas, kurį reikia palikti, yra įsiminti kiekvieno orbitos dydį.

S orbitos turi 1 galimą vertę m_l turėti 2 elektronus

P orbitoje yra 3 galimos m vertės_l turi 6 elektronus

D orbitoje yra 5 galimos m vertės_l turi 10 elektronų

F orbitose yra 7 galimos m vertės_l turi 14 elektronų

Visa tai reikalinga tam, kad būtų galima nustatyti elektroninio stabilaus elemento atomo konfigūraciją.

Pavyzdžiui, paimkite azoto elementą. Azotas turi septynis protonus ir septynis elektronus. Pirmoji orbita, skirta užpildyti, yra 1s orbita. Orbitoje yra du elektronai, todėl liko penki elektronai.

Kitas orbitos yra 2s orbitos ir jame yra du kiti. Trys galutiniai elektronai eis į 2p orbitą, kuriame gali būti iki šešių elektronų (Helmenstine, 2017).

Hundo taisyklės

Aufbau skyriuje aptarta, kaip pirmiausia elektronai užpildo žemesnes energetines orbitas ir po to pereina aukštesnes energijos orbitas tik tada, kai žemesnės energijos orbitos yra pilnos.

Tačiau kyla problemų dėl šios taisyklės. Žinoma, 1s orbitos turi būti užpildytos prieš 2s orbitales, nes 1-osios orbitos turi mažesnę n vertę, todėl yra mažesnės energijos..

Ir trys skirtingos 2p orbitos? Kokia tvarka jie turėtų būti užpildyti? Atsakymas į šį klausimą yra Hundo taisyklė.

Hundo taisyklėje nustatyta, kad:

- Kiekviena orbita sub-level yra užimta atskirai, kol bet kokia orbita yra dvigubai užimta.

- Visi elektronai atskirai užimtuose orbituose turi tą patį sukimą (kad būtų maksimaliai išnaudotas visas sukimas).

Kai elektronai priskiriami orbitoms, elektronas pirmiausia siekia užpildyti visas orbitales, turinčias panašią energiją (dar vadinamą degeneracinėmis orbitomis) prieš poravimą su kitu elektronu pusiau pilname orbitoje.

Žemėje esantys atomai yra linkę turėti kuo daugiau nesusijusių elektronų. Vizualizuodami šį procesą, apsvarstykite, kaip elektronai turi tokį patį elgesį kaip ir tie patys stulpai magnete, jei jie liečiasi.

Kai neigiamo krūvio elektronai užpildo orbitales, jie pirmiausia stengiasi kuo toliau išeiti vienas nuo kito, kol jie turi mate (Hund's Rules, 2015).

Nuorodos

1. Anastasiya Kamenko, T. E. (2017 m. Kovo 24 d.). Quantum numeriai. Gauta iš chem.libretexts.org.
2. Aufbau principas. (2015 m. Birželio 3 d.). Gauta iš chem.libretexts.org.
3. Elektronų konfigūracijos ir atomų savybės. (S.F.). Gauta iš oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011 m. Rugsėjo 7 d.). Elektroninė konfigūracija. Susigrąžinta iš britannica.com.
5. Helmenstine, T. (2017 m. Kovo 7 d.). „Aufbau“ principas - elektroninė struktūra ir „Aufbau“ principas. Gauta iš thinkco.com.
6. Hundo taisyklės. (2015 m. Liepos 18 d.). Gauta iš chem.libretexts.org.
7. Spektroskopinis žymėjimas. (S.F.). Gauta iš bcs.whfreeman.com.