Elektronska konfiguracija atomov - vezja in modeli

Elektronska konfiguracija kemijskih elementov je sledenje lokacije elektronov v njenih atomih. Elektroni so lahko nameščeni v lupinah, podlupinah in na orbitalih. Valenca elementa, njegova kemijska aktivnost in sposobnost interakcije z drugimi snovmi je odvisna od porazdelitve elektronov.

Pravila za vstop

Po uveljavljeni tradiciji je kvantno število atomov zapisano z določeno latinsko črko. Stanje ničelnega kvantnega števila je zapisano kot s, čemur sledita črki p, d, f, g, b in tako naprej, glede na vrstni red črk v latinico.

Kako napisati elektronsko konfiguracijo

Razporeditev atomov je običajno zabeležena za tiste delce kemičnih elementov, ki so v osnovnem stanju. Če je atom vzbujen, se bo vnos imenoval vzbujena konfiguracija. Opredelitev elektronske konfiguracije, ki se uporablja v določenem primeru, je odvisna od treh pravil, ki veljajo za atome vseh kemičnih elementov.

Načelo polnjenja

Elektronska konfiguracija atoma mora biti v skladu z načelom polnjenja, po katerem elektroni atomov polnijo orbitale v naraščajočem vrstnem redu - od najnižje energetske do najvišje. Najnižje orbitale kateregakoli atoma so vedno najprej zapolnjene. Nato elektroni zapolnijo obstoječe orbitale druge energetske ravni, nato orbital s in le na koncu - orbitalo p-podravne.

Na črki se elektronska konfiguracija kemičnih elementov prenaša s formulo, v kateri je poleg imena elementa označena tudi kombinacija števil in črk, ki ustrezajo položaju elektronov. Zgornji indeks označuje število elektronov v teh orbitalih.

Na primer, atom vodika ima en sam elektron. Po principu polnjenja je ta elektron na s-orbitali. Tako bo elektronska konfiguracija vodika enaka 1s1.

Načelo prepovedi Paulija

Drugo pravilo za polnjenje orbitalov je poseben primer bolj splošne zakonodaje, ki jo je odkril švicarski fizik F. Pauli. V skladu s tem pravilom v nobenem kemijskem elementu ni parov elektronov, ki imajo enak nabor kvantnih števil. Zato lahko pri kateri koli orbitali hkrati ne morem biti več kot dva elektrona in potem le, če imata različna vrtljaja.

Načelo prepovedi Paulija se lahko obravnava na posebnem primeru. Elektronsko konfiguracijo berilijevega atoma lahko zapišemo kot 1s ² 2s ² . Ko vstopi v atom kvanta energije, atom preide v vzbujeno stanje. To je mogoče zapisati tako:

1s ² 2s ² (normalno stanje) + hν → 1s ² 2s ¹ 2p ¹ (vzbujeno stanje).

Če primerjamo elektronske konfiguracije berilija v normalnem in vzbujenem stanju, lahko vidimo, da število neparnih elektronov zanje ni enako. Elektronska konfiguracija berilija kaže odsotnost neparnih elektronov v normalnem stanju. Po udarcu atoma energijskega kvanta se pojavita dva neparna elektrona.

Načeloma se lahko v katerem koli kemijskem elementu elektroni prenesejo v orbitale z višjimi energijami, toda za kemijo so zanimivi samo tisti prehodi, ki se pojavljajo med podravami s podobno energijo.

Ta vzorec lahko razložimo na naslednji način. Oblikovanje kemijske vezi vedno spremlja sproščanje energije, saj atomi preidejo v energetsko ugodno stanje. Parni elektroni na eni energije sam po sebi nosi takšne stroške energije, ki se v celoti kompenzirajo po nastanku kemične vezi. Stroški energije parnih elektronov različnih kemičnih ravni so tako visoki, da kemično vez jih ne more nadomestiti. Če ni kemičnega partnerja, vzbujeni atom sprosti kvant energije in se vrne v svoje normalno stanje - znanstveniki ta proces imenujejo relaksacija.

Pravilo gunda

Elektronska konfiguracija atoma je podvržena Gundovemu zakonu, po katerem se polnjenje orbitalov ene podlupine začne z elektroni, ki imajo enak spin. Šele potem, ko vsi posamezni elektroni zasedejo določene orbitale, so napolnjeni z nabitimi delci z nasprotnim spinom.

Pravilo Gunda je jasno potrjeno z elektronsko konfiguracijo dušika. Atom dušika ima 7 elektronov. Elektronska konfiguracija tega kemijskega elementa je naslednja: ls22s22p3. Vsi trije elektroni, ki se nahajajo na 2p-podsahi, morajo biti sami, zasedajo vsako od treh 2-p orbital, in vsi spini morajo biti vzporedni z njimi.

Ta pravila ne pomagajo le razumeti razloge za elektronsko konfiguracijo elementov periodičnega sistema, temveč tudi razumeti procese, ki se pojavljajo znotraj atomov.