В спектрален нотация е подреждането на електрони енергийни нива около ядрото на атом. Според стария атомен модел на Бор, електроните заемат различни нива в орбитите около ядрото, от първата обвивка, най-близка до ядрото, К, до седмата обвивка, Q, която е най-отдалечената от ядрото.
По отношение на по-усъвършенстван квантов механичен модел, KQ черупките се подразделят на набор от орбитали, всяка от които може да бъде заета от не повече от една двойка електрони.
Обикновено електронната конфигурация се използва за описание на орбиталите на атом в неговото основно състояние, но може също така да се използва за представяне на атом, който се е йонизирал в катион или анион, компенсирайки загубата или печалбата на електрони в съответните им орбитали.
Много от физичните и химичните свойства на елементите могат да бъдат свързани с техните уникални електронни конфигурации. Валентните електрони, електроните в най-външната обвивка, са определящият фактор за уникалната химия на елемента.
Когато електроните в най-външната обвивка на атом получават някаква енергия, те се движат в слоеве с по-висока енергия. По този начин, електрон в K обвивката ще бъде прехвърлен в L обвивката, докато е в състояние с по-висока енергия.
Когато електронът се върне в основното си състояние, той освобождава енергията, която поглъща, излъчвайки електромагнитен спектър (светлина). Тъй като всеки атом има специфична електронна конфигурация, той ще има и специфичен спектър, който ще се нарича абсорбционен (или емисионен) спектър.
Поради тази причина терминът спектрална нотация се използва за обозначаване на електронна конфигурация.
Как да определим спектралната нотация: квантови числа
Общо четири квантови числа се използват за пълно описание на движението и траекториите на всеки електрон в един атом.
Комбинацията от всички квантови числа на всички електрони в един атом се описва чрез вълнова функция, която изпълнява уравнението на Шрьодингер. Всеки електрон в атом има уникален набор от квантови числа.
Според принципа на изключване на Паули, два електрона не могат да споделят една и съща комбинация от четири квантови числа.
Квантовите числа са важни, защото могат да се използват за определяне на електронната конфигурация на атом и вероятното местоположение на електроните в атома.
Квантовите числа се използват и за определяне на други характеристики на атомите, като енергия на йонизация и атомен радиус.
Квантовите числа обозначават специфични черупки, подпокривни части, орбитали и завъртания на електрони.
Това означава, че те описват напълно характеристиките на един електрон в атом, тоест описват всяко уникално решение на уравнението на Шрьодингер или вълновата функция на електрони в атом.
Съществуват общо четири квантови числа: главното квантово число (n), квантовото число на орбиталния импулс (l), магнитното квантово число (ml) и квантовото число на спина на електроните (ms).
Основното квантово число, nn, описва енергията на един електрон и най-вероятното разстояние на електрона от ядрото. С други думи, той се отнася до размера на орбиталата и енергийното ниво, на което е поставен електрон.
Броят на подполите или ll описва формата на орбиталата. Може да се използва и за определяне на броя на ъглови възли.
Магнитното квантово число, ml, описва нивата на енергия в подподкале, а ms се отнася до въртенето на електрона, което може да бъде нагоре или надолу.
Принцип на Aufbau
Aufbau идва от немската дума "Aufbauen", която означава "да се строи". По същество, като пишем електронни конфигурации, ние изграждаме електронни орбитали, докато се движим от един атом на друг.
Докато пишем електронната конфигурация на атом, ще попълваме орбиталите в увеличаващ се ред на атомното число.
Принципът на Ауфбау произхожда от принципа на изключване на Паули, който казва, че в атом няма два фермиона (напр. Електрони).
Те могат да имат еднакъв набор от квантови числа, така че трябва да се "подреждат" при по-високи енергийни нива. Как се натрупват електрони, е въпрос на електронни конфигурации.
Стабилните атоми имат толкова много електрони, колкото протоните имат в ядрото. Електроните се събират около ядрото в квантови орбитали, следвайки четири основни правила, наречени принцип на Ауфбау.
- В атома няма два електрона, които споделят едни и същи четири квантови числа n, l, m и s.
- Електроните първо ще заемат орбиталите с най-ниско енергийно ниво.
- Електроните винаги ще запълват орбиталите с едно и също число на въртене. Когато орбиталите са пълни, тя ще започне.
- Електроните ще запълнят орбиталите чрез сумата от квантовите числа n и l. Орбиталите с равни стойности (n + l) ще се запълнят първо с по-ниските n стойности.
Второто и четвъртото правило са основно еднакви. Пример за правило четири са орбиталите 2p и 3s.
Орбитала 2p е n = 2 и l = 2, а орбиталата 3s е n = 3 и l = 1. (N + l) = 4 в двата случая, но 2p орбиталата има най-ниската енергия или най-ниската n-стойност и ще се запълни преди слой 3s.
Фигура 2: Моелерова схема на запълване на електронната конфигурация.
За щастие диаграмата на Moeller, показана на фигура 2, може да се използва за електронно запълване. Графиката се чете, като се изпълняват диагоналите от 1s.
Фигура 2 показва атомните орбитали и стрелките следват пътя напред.
Сега, след като се знае, че редът на орбиталите е попълнен, остава само да запомните размера на всяка орбитала.
S орбиталите имат 1 възможна стойност от m l, за да съдържат 2 електрона
P орбиталите имат 3 възможни стойности на мл, за да съдържат 6 електрона
D орбиталите имат 5 възможни стойности на µl, за да държат 10 електрона
F орбиталите имат 7 възможни стойности на m l, за да държат 14 електрона
Това е всичко, което е необходимо за определяне на електронната конфигурация на стабилен атом на елемент.
Например вземете елемента азот. Азотът има седем протона и следователно седем електрона. Първата орбитала, която попълва, е орбитата 1s. Орбиталата s има два електрона, така че са останали пет електрона.
Следващата орбитала е орбиталата на 2s и съдържа следващите две. Последните три електрона ще отидат до 2p орбитала, която може да побере до шест електрона.
Правилата на Хунд
Разделът на Ауфбау обсъди как електроните първо запълват орбиталите с най-ниска енергия и след това се придвижват до орбиталите с най-висока енергия едва след като орбиталите с най-ниска енергия са пълни.
Има обаче проблем с това правило. Със сигурност орбиталите 1s трябва да бъдат запълнени преди орбиталите на 2s, тъй като орбиталите 1s имат по-ниска стойност от n и следователно по-ниска енергия.
А трите различни 2p орбитали? В какъв ред трябва да бъдат попълнени? Отговорът на този въпрос включва правилото на Хунд.
Правилото на Хунд гласи, че:
- Всяка орбитала в подмора се заема поотделно, преди всяка орбитала да бъде двойно заета.
- Всички електрони в индивидуално заети орбитали имат еднакъв спин (за увеличаване на максималния общ спин).
Когато електроните са присвоени на орбиталите, един електрон първо се стреми да запълни всички орбитали с подобна енергия (наричана също изродени орбитали), преди да се сдвои с друг електрон в полу-пълна орбитала.
Атомите в земните състояния са склонни да имат колкото е възможно повече несдвоени електрони. Визуализирайки този процес, помислете как електроните проявяват същото поведение като същите полюси в магнит, ако трябва да влязат в контакт.
Когато отрицателно заредените електрони запълнят орбиталите, те първо се опитват да се отдалечат колкото е възможно по-далеч един от друг, преди да се наложи да се сдвоят.
Препратки
- Анастасия Каменко, TE (2017, 24 март). Квантови числа. Възстановено от chem.libretexts.org.
- Принцип на Ауфбау. (2015 г., 3 юни). Възстановено от chem.libretexts.org.
- Електронни конфигурации и свойства на атомите. (SF). Възстановена от oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011 г., 7 септември). Електронна конфигурация. Възстановени от britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017, 7 март). Принципът на Ауфбау - електронната структура и принципа на Ауфбау. Възстановени от thinkco.com.
- Правила на Хунд. (2015 г., 18 юли). Възстановено от chem.libretexts.org.
- Спектроскопска нотация. (SF). Възстановени от bcs.whfreeman.com.