ДИФЕРЕНЦИАЛЕН ЕЛЕКТРОН: КВАНТОВИ ЧИСЛА И ПРИМЕРИ - ХИМИЯ - 2025

В диференциално или диференциране на електрона е последната електрона поставя в последователността на електронна конфигурация на атом. Как се казва? За да се отговори на този въпрос, е необходима основната структура на един атом: неговото ядро, вакуумът и електроните.

Ядрото е плътен и компактен агрегат от положителни частици, наречени протони, и от неутрални частици, наречени неутрони. Протоните определят атомното число Z и заедно с неутроните съставят атомната маса. Въпреки това, един атом не може да носи само положителни заряди; следователно електроните орбитират около ядрото, за да го неутрализират.

По този начин, за всеки протон, който се присъединява към ядрото, нов електрон се присъединява към орбиталите си, за да противодейства на нарастващия положителен заряд. По този начин новоприбавеният електрон, диференциалният електрон, е тясно свързан с атомното число Z.

Диференциалният електрон е в най-външната електронна обвивка: валентната обвивка. Следователно, колкото по-далече сте от ядрото, толкова по-голяма е енергията, свързана с него. Именно тази енергия е отговорна за тяхното участие, както и за останалите валентни електрони в характерните химични реакции на елементите.

Квантови числа

Подобно на останалите електрони, диференциалният електрон може да бъде идентифициран по четирите му квантови числа. Но какви са квантовите числа? Те са "n", "l", "m" и "s".

Квантовото число "n" означава размера на атома и енергийните нива (K, L, M, N, O, P, Q). «L» е вторичното или азимуталното квантово число, което показва формата на атомните орбитали и приема стойности 0, 1, 2 и 3 за орбиталите «s», «p», «d» и «f» съответно.

"М" е магнитното квантово число и показва пространствената ориентация на орбиталите под магнитно поле. Така 0 за орбиталния «s»; -1, 0, +1, за орбиталата "p"; -2, -1, 0, +1, +2, за орбиталата "d"; и -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, за орбиталата "f". И накрая, спиновото квантово число «s» (+1/2 за ↑, и -1/2 за ↓).

Следователно диференциален електрон свързва предишните квантови числа ("n", "l", "m", "s"). Тъй като противодейства на новия положителен заряд, генериран от допълнителния протон, той също така осигурява атомното число на елемента Z.

Как да знам диференциалния електрон?

Изображението по-горе представлява електронните конфигурации за елементи от водород до неонов газ (H → Ne).

При това електроните на отворените обвивки се обозначават с червения цвят, докато тези на затворените черупки са обозначени със синия цвят. Слоевете се отнасят до квантовото число "n", първото от четирите.

По този начин валентната конфигурация на H (↑ в червено) добавя друг електрон с противоположна ориентация, за да стане този на He (↓ ↑, и двете сини, защото сега ниво 1 е затворено). След това този добавен електрон е диференциалният електрон.

По този начин, графично може да се види как диференциалният електрон добавя към валентната обвивка (червени стрелки) на елементите, разграничавайки ги един от друг. Електроните изпълват орбиталите, спазвайки правилото на Хонд и принципа на изключване на Полинг (перфектно наблюдаван от B до Ne).

А какво става с квантовите числа? Те определят всяка стрелка - тоест всеки електрон - и техните стойности могат да бъдат потвърдени с електронната конфигурация, за да се знае дали те са или не на диференциалния електрон.

Примери в множество елементи

хлор

В случая на хлор (Cl), атомният му номер Z е равен на 17. Електронната конфигурация е тогава 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵. Орбиталите, маркирани в червено, съответстват на тези на валентната обвивка, която има отворено ниво 3.

Диференциалният електрон е последният електрон, поставен в електронната конфигурация, а атомът на хлора е този на 3p орбиталата, чието разположение е следното:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Спазвайки правилото на Хонд, 3p орбитали с еднаква енергия се попълват първо (стрелка нагоре във всяка орбитала). Второ, другите електрони се сдвояват с самотните електрони отляво надясно. Диференциалният електрон е представен в зелена рамка.

По този начин диференциалният електрон за хлора има следните квантови числа: (3, 1, 0, -1/2). Тоест, "n" е 3; "L" е 1, орбитално "p"; "M" е 0, защото това е средната "p" орбитала; и "s" е -1/2, тъй като стрелката сочи надолу.

магнезий

Електронната конфигурация за магнезиевия атом е 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ², представляваща орбиталата и нейния валентен електрон по същия начин:

↑ ↓

3s

0

Този път диференциалният електрон има квантовите числа 3, 0, 0, -1/2. Единствената разлика в случая по отношение на хлора е, че квантовото число «l» е 0, тъй като електронът заема орбитален «s» (3s).

Цирконий

Електронната конфигурация за атома на цирконий (преходен метал) е 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ². По същия начин като предишните случаи, представянето на орбиталите и валентните електрони е както следва:

По този начин квантовите числа за диференцирания електрон, маркиран в зелено, са: 4, 2, -1, +1/2. Тук, тъй като електронът заема втората орбитала "d", той има квантово число "m", равно на -1. Също така, тъй като стрелката сочи нагоре, нейният номер на завъртане "s" е равен на +1/2.

Неизвестен елемент

Различните електронни квантови числа за неизвестен елемент са 3, 2, +2, -1/2. Какво е атомното число Z на елемента? Познавайки Z можете да разберете какъв е елементът.

Този път, тъй като "n" е равно на 3, това означава, че елементът е в третия период на периодичната таблица, като орбиталите "d" са като валентна обвивка ("l" равна на 2). Следователно орбиталите са представени както в предишния пример:

↑ ↓

Квантовите числа "m", равни на +2, и "s" равни на -1/2, са ключови за правилното локализиране на диференциалния електрон в последната 3d орбитала.

По този начин търсеният елемент има пълни 3d ¹⁰ орбитали, както и вътрешните си електронни обвивки. В заключение, елементът е металният цинк (Zn).

Въпреки това, квантовите числа на диференциалния електрон не могат да различават цинк и мед, тъй като последният елемент също има пълни 3d орбитали. Защо? Защото медта е метал, който не спазва правилата за запълване на електрони по квантови причини.

Препратки

1. Джим Брансън. (2013). Правила на Хунд. Произведено на 21 април 2018 г. от: quantummechanics.ucsd.edu
2. Лекция 27: Правилата на Хунд Произведено на 21 април 2018 г. от: ph.qmul.ac.uk
3. Университет Пърдю. Квантови числа и електронни конфигурации. Произведено на 21 април 2018 г. от: chemed.chem.purdue.edu
4. Енциклопедия на науките в Салват. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​том 12, Испания, стр. 314-322.
5. Уолтър Дж. Мур. (1963). Физическа химия. В частици и вълни. Четвърто издание, Longmans.