Hva er den eksterne elektroniske konfigurasjonen?

Den elektroniske konfigurasjonen, også kalt elektronisk struktur, er arrangementet av elektroner i energinivåer rundt en atomkjerne.

Ifølge den gamle atommodellen til Bohr okkuperer elektronene flere nivåer i baner rundt kjernen, fra det første laget nærmest kjernen, K, til det syvende lag, Q, som er lengst fra kjernen.

Når det gjelder en mer raffinert kvantemekanisk modell, blir KQ-lagene delt inn i et sett med orbitaler, som hver kan okkupert med ikke mer enn ett par elektroner (Encyclopædia Britannica, 2011).

Vanligvis brukes den elektroniske konfigurasjonen til å beskrive orbitaler av et atom i grunntilstanden, men det kan også brukes til å representere et atom som har blitt ionisert i en kation eller anion, kompensere for tapet eller gevinsten av elektroner i deres respektive orbitaler.

Mange av de fysiske og kjemiske egenskapene til elementene kan korreleres med deres unike elektroniske konfigurasjoner. Valenselektronene, elektronene i det ytre laget, er avgjørende for elementets unike kjemi.

Grunnleggende begreper for elektroniske konfigurasjoner

Før tildeling av elektroner av et atom til orbitaler, må man bli kjent med de grunnleggende konseptene for elektroniske konfigurasjoner. Hvert element i det periodiske systemet består av atomer, som består av protoner, nøytroner og elektroner.

Elektroner utviser en negativ ladning og finnes rundt atomkjernen i elektronens orbitaler, definert som volumet av rom hvor elektronen kan bli funnet innenfor 95% sannsynlighet.

De fire forskjellige typer orbitaler (s, p, d og f) har forskjellige former, og en bane kan inneholde maksimalt to elektroner. P, dyf-orbitaler har forskjellige delnivåer, så de kan inneholde flere elektroner.

Som angitt er den elektroniske konfigurasjonen av hvert element unikt for sin posisjon i det periodiske tabellen. Energinivået bestemmes av perioden og antall elektroner er gitt av elementets atomnummer.

Orbitaler på forskjellige energinivåer ligner hverandre, men opptar forskjellige områder i rommet.

Den 1 s bane og 2 s bane har egenskapene til en bane s (radiale noder, sfæriske volum sannsynligheter, de kan bare inneholde to elektroner, etc.). Men som de finnes i forskjellige energinivåer, opptar de forskjellige rom rundt kjernen. Hvert orbital kan representeres av bestemte blokker i det periodiske tabellen.

Blokken s er regionen av alkalimetaller, inkludert helium (gruppe 1 og 2), blokken d er overgangsmetallene (gruppe 3 til 12), blokken p er elementene i hovedgruppen i gruppe 13 til 18, Og blokk f er lantanid- og aktinid-serien (Faizi, 2016).

Figur 1: elementer i det periodiske bordet og deres perioder som varierer i henhold til energinivåene i orbitalerne.

Prinsipp for Aufbau

Aufbau kommer fra det tyske ordet "Aufbauen" som betyr "å bygge". I essens, når vi skriver elektronkonfigurasjoner, bygger vi elektronorbitaler når vi flytter fra ett atom til et annet.

Når vi skriver den elektroniske konfigurasjonen av et atom, fyller vi orbitaler i stigende rekkefølge av atomnummer.

Prinsippet om Aufbau stammer fra Pauli-ekskluderingsprinsippet som sier at det ikke finnes to fermioner (f.eks. Elektroner) i et atom. De kan ha samme sett med kvante tall, så de må "stable opp" på høyere energinivå.

Hvordan elektroner akkumuleres er et emne for elektronkonfigurasjoner (Aufbau Principle, 2015).

Stabile atomer har så mange elektroner som protoner gjør i kjernen. Elektroner samler seg rundt kjernen i kvantorbitraler etter fire grunnleggende regler som kalles Aufbau-prinsippet.

1. Det er ingen to elektroner i atomet som deler de samme fire kvante tallene n, l, m og s.
2. Elektronene vil innta orbitalene av det laveste energinivået først.
3. Elektronene vil alltid fylle orbitaler med samme spinnnummer. Når orbitaler er fulle, vil det begynne.
4. Elektronene vil fylle orbitaler med summen av kvantumene n og l. Orbitaler med likeverdier av (n + l) vil bli fylt først med verdiene n lavere.

Den andre og fjerde regelen er i utgangspunktet den samme. Et eksempel på regel fire ville være 2p og 3s orbitals.

En 2p bane er n = 2 og l = 2 og en 3s bane er n = 3 og l = 1. (N + l) = 4 i begge tilfeller, men 2p bane har den laveste energien eller laveste verdien n og vil bli fylt før 3s lag.

Heldigvis kan Moeller-diagrammet vist i figur 2 brukes til å fylle elektroner. Grafen leses ved å utføre diagonalene fra 1s.

Figur 2: Moeller-diagram for fylling av den elektroniske konfigurasjonen.

Figur 2 viser atomorbitaler og pilene følger stien som skal følges.

Nå som det er kjent at orbitalets rekkefølge er full, er det eneste som igjen er å huske størrelsen på hvert orbital.

S orbitaler har 1 mulig verdi av m _{l for} å inneholde 2 elektroner

P-orbitaler har 3 mulige verdier av _{ml for} å inneholde 6 elektroner

D-orbitaler har 5 mulige verdier av _{ml for} å inneholde 10 elektroner

F orbitaler har 7 mulige verdier av _{ml for} å inneholde 14 elektroner

Dette er alt som trengs for å bestemme den elektroniske konfigurasjonen av et stabilt atomelement.

Ta for eksempel nitrogenelementet. Kväve har sju protoner og dermed syv elektroner. Den første orbitalen som skal fylles er 1 s bane.

En bane har to elektroner, så det er fem elektroner igjen. Det neste orbitalet er 2-tallsbanen og inneholder de neste to. De tre siste elektronene vil gå til 2p-bane som kan inneholde opptil seks elektroner (Helmenstine, 2017).

Betydningen av ekstern elektronisk konfigurasjon

Elektronkonfigurasjoner spiller en viktig rolle for å bestemme egenskapene til atomer.

Alle atomene i samme gruppe har samme eksterne elektroniske konfigurasjon med unntak av atomnummer n, og derfor har de lignende kjemiske egenskaper.

Noen av de sentrale faktorene som påvirker atomegenskapene, er størrelsen på de største okkuperte orbitaler, energien til høyere energibytene, antall orbital ledige stillinger og antall elektroner i høyere energibytelser (Electron Configurations and Egenskapene for Atomer, SF).

De fleste atomegenskaper kan være relatert til graden av tiltrekning mellom elektroner som er mer eksterne til kjernen og antallet elektroner i det ytre elektronlag, antall valenselektroner.

Elektronene til det ytre laget er de som kan danne kovalente kjemiske bindinger, er de som har evne til å ionisere for å danne kationer eller anioner og er de som gir oksidasjonsstaten til de kjemiske elementene (Khan, 2014).

De vil også bestemme atomradiusen. Når n blir større, øker atomradiusen. Når et atom taper en elektron, vil det bli en sammentrekning av atomradiusen på grunn av reduksjonen av negativ ladning rundt kjernen.

Elektronene til det ytre laget er de som tas i betraktning av valensbindingsteorien, krystallinsk feltteori og molekylær orbitalt teori for å oppnå molekylernes egenskaper og hybridiseringene av bindingene (Bozeman Science, 2013).