A spektrális jelölés az atom energiájának elrendezése egy atommag körül. A régi Bohr atommodell szerint az elektronok különféle szinteket foglalnak el a mag körül keringő pályákon, a K atommaghoz legközelebbi első héttól a Q hetedik héjig, amely a legtávolabb van a magtól.
A finomabb kvantummechanikai modell szempontjából a KQ-héjakat orbitális csoportokra osztják fel, amelyek mindegyikében csak egy elektron-pár lehet elfoglalva.
Az elektronkonfigurációt általában egy atom keringési pontjainak leírására használják, de egy kationba vagy anionba ionizált atomok ábrázolására is felhasználhatók, ezzel kompenzálva az elektronok veszteségét vagy nyereségét a megfelelő keringőpontjukon.
Az elemek sok fizikai és kémiai tulajdonsága összekapcsolható azok egyedi elektronikus konfigurációjával. A valencia elektronok, a legkülső héjban levő elektronok a meghatározó tényezője az elem egyedi kémiájának.
Amikor az atom legkülső héjában lévő elektronok valamilyen energiát vesznek, akkor azok magasabb energiarétegekké mozognak. Így a K-héjban lévő elektron átkerül az L-héjba, magasabb energiaállapotban.
Amikor az elektron visszatér alapállapotába, felszabadítja az abszorbeált energiát egy elektromágneses spektrum (fény) kibocsátásával. Mivel mindegyik atomnak van egy meghatározott elektronikus konfigurációja, ennek is lesz egy specifikus spektruma, amelyet abszorpciós (vagy emissziós) spektrumnak neveznek.
Ezért a spektrális jelölés kifejezés az elektronkonfigurációra utal.
A spektrális jelölés meghatározása: kvantumszámok
Összesen négy kvantumszámot használunk az atomon belüli egyes elektronok mozgásának és pályájának teljes leírására.
Az atomban lévő összes elektron összes kvantumszámának kombinációját egy hullámfüggvény írja le, amely teljesíti a Schrödinger-egyenletet. Az atomok minden elektronja egyedi kvantumszám-készlettel rendelkezik.
A Pauli kizárási elv szerint két elektron nem oszthatja meg a négy kvantumszám azonos kombinációját.
A kvantumszámok azért fontosak, mert felhasználhatók az atom elektronkonfigurációjának és az atomok elektronok valószínű helyének meghatározására.
A kvantumszámokat az atomok egyéb jellemzőinek, például ionizációs energia és atomi sugara meghatározására is használják.
A kvantumszámok meghatározott héjakat, alhéjakat, orbitálokat és elektronok spineit jelölik.
Ez azt jelenti, hogy teljes mértékben leírják egy atom elektron tulajdonságait, vagyis leírják az egyes elektronok Schrödinger-egyenletének egyedi megoldását, vagy az atomok hullámfüggvényét.
Összesen négy kvantumszám van: a fő kvantumszám (n), az orbitális szögmozgás kvantumszám (l), a mágneses kvantumszám (ml) és az elektron spin kvantumszáma (ms).
A fő kvantumszám, az nn, leírja egy elektron energiáját és az elektron valószínűbb távolságát a magtól. Más szavakkal, az a pálya méretére és az energiaszintre utal, amelyen az elektron helyezkedik el.
Az subhellák száma, vagy ll, leírja a pálya alakját. Használható a szögcsomópontok számának meghatározására is.
A mágneses kvantumszám, ml, leírja az alhéjban lévő energiaszinteket, az ms pedig az elektron spinjét jelenti, amely felfelé vagy lefelé lehet.
Az Aufbau-elv
Az Aufbau a német "Aufbauen" szóból származik, ami azt jelenti, hogy "építeni". Alapvetően az elektronkonfigurációk írásával elektronpályákat építünk, amikor az egyik atomról a másikra mozogunk.
Amikor egy atom elektronkonfigurációját írjuk, az orbitákat az atomszám növekvő sorrendjében töltjük ki.
Az Aufbau elv a Pauli kizárási elvből származik, amely szerint egy atomban nincs két fermion (pl. Elektronok).
Ugyanaz a kvantumszám-halmaz lehet, tehát magasabb energiaszinteken kell „egymásra rakniuk”. Az elektronok felhalmozódása az elektronkonfiguráció kérdése.
A stabil atomoknak annyi elektronja van, mint a protonoknak a magban. Az elektronok a mag körül kvantum-pályákban gyűlnek össze, az Aufbau-elvnek nevezett négy alapszabály szerint.
- Az atomban nincsenek két elektron, amelyek ugyanazon négy kvantumszámmal rendelkeznek: n, l, m és s.
- Az elektronok először a legalacsonyabb energiaszintű pályákat veszik fel.
- Az elektronok mindig ugyanazzal a centrifugálási számmal töltik meg az orbitákat. Amikor az orbitálisok megtelnek, akkor elindul.
- Az elektronok az n és l kvantumszám összegével tölti meg az orbitálokat. Az (n + l) egyenlő értékű pályákat először az alsó n értékkel kell kitölteni.
A második és a negyedik szabály alapvetően ugyanaz. A negyedik szabályra példa a 2p és a 3s pálya.
A 2p-es pálya n = 2 és l = 2, a 3s-os pálya pedig n = 3 és l = 1. (N + l) = 4 mindkét esetben, de a 2p-es pályára a legalacsonyabb az energia vagy a legalacsonyabb n-érték, és a 3s réteg.
2. ábra: Az elektronkonfiguráció kitöltésének Moeller diagramja.
Szerencsére a 2. ábrán látható Moeller-diagram felhasználható az elektronok kitöltésére. A grafikon leolvasása az 1-es átlagokat futtatja.
A 2. ábra az atomi pályákra mutat, és a nyilak követik az előrehaladást.
Most, hogy tudjuk, hogy kitér az orbitális sorrend, az egyetlen dolog, hogy megjegyezze az egyes pályák méretét.
Az S orbitálok 1 lehetséges m l értékével 2 elektronot tartalmazhatnak
A P orbitáloknak 3 lehetséges ml értéke van, amely 6 elektronot tartalmaz
A D orbitáloknak 5 lehetséges μl- értéke van, hogy 10 elektronot tartsanak
Az F pályák 7 lehetséges m l értékkel rendelkeznek, hogy 14 elektronot tartsanak
Ez minden, amire szükség van az elem stabil atomjának elektronikus konfigurációjának meghatározásához.
Vegyük például a nitrogént. A nitrogénnek hét protonja van, tehát hét elektronja. Az első kitöltendő pálya az 1s pálya. Egy s pályán két elektron van, tehát öt elektron maradt.
A következő keringő pálya a 2s keringő, és tartalmazza a következő kettőt. Az utolsó három elektron a 2p pályára kerül, amely akár hat elektronot képes tárolni.
Hund szabályok
Aufbau szakaszában megvitatták, hogy az elektronok miként töltik meg először a legalacsonyabb energiapályát, majd csak akkor lépnek fel a legmagasabb energiapályára, miután a legalacsonyabb energiapályák megteltek.
Ennek a szabálynak azonban van problémája. Természetesen az 1s-es keringőket a 2s-es keringő előtt kell kitölteni, mivel az 1s-es keringőcsövek alacsonyabb n értéke, tehát alacsonyabb energiájúak.
És a három különböző 2p-es keringőpont? Milyen sorrendben kell kitölteni? A kérdés megválaszolása Hund szabályát foglalja magában.
Hund szabálya szerint:
- Az alsó szint minden egyes pályáját külön-külön elfoglalják, mielőtt bármelyik pályát kétszer elfoglalnák.
- Az egyénileg elfoglalt pályákon az összes elektron azonos spinnel rendelkezik (a teljes centrifugálás maximalizálása érdekében).
Amikor az elektronokat hozzárendelik az orbitálisákhoz, egy elektron először minden energiát megkísérel kitölteni hasonló energiával (más néven degenerált orbitálokkal), mielőtt egy másik elektronhoz párosodna egy félig teljes körüli pályán.
Az alapállapotú atomok általában annyi páratlan elektronot tartalmaznak, amennyire csak lehetséges. Ennek a folyamatnak a megjelenítésénél mérlegelje, hogy az elektronok miként viselkednek ugyanolyan viselkedésben, mint a mágnes ugyanazon pólusai, ha érintkezésbe kerülnének.
Amikor a negatív töltésű elektronok kitöltik az orbitákat, először megpróbálják a lehető legtávolabb kerülni egymástól, mielőtt párosulnának.
Irodalom
- Anastasiya Kamenko, TE (2017, március 24.). Kvantumszámok. Helyreállítva a chem.libretexts.org webhelyről.
- Az Aufbau-elv. (2015, június 3). Helyreállítva a chem.libretexts.org webhelyről.
- Elektronkonfigurációk és az atomok tulajdonságai. (SF). Helyreállítva a oneonta.edu webhelyről.
- Encyclopædia Britannica. (2011, szeptember 7). Elektronikus konfiguráció. Helyreállítva a britannica.com webhelyről.
- Helmenstine, T. (2017, március 7.). Az Aufbau elv - elektronikus felépítés és az Aufbau elv. Helyreállítva a thinkco.com webhelyről.
- Hund szabályai. (2015, július 18.). Helyreállítva a chem.libretexts.org webhelyről.
- Spektroszkópikus jelölés. (SF). Helyreállítva a bcs.whfreeman.com webhelyről.