Den spektrale notasjonen er arrangementet av elektronenerginivåer rundt kjernen til et atom. I følge den gamle Bohr-atommodellen opptar elektronene forskjellige nivåer i baner rundt kjernen, fra det første skallet nærmest kjernen, K, til det syvende skallet, Q, som er lengst fra kjernen.
Når det gjelder en mer raffinert kvantemekanisk modell, er KQ-skjellene delt inn i et sett med orbitaler, som hver kan okkuperes av ikke mer enn ett par elektroner.
Vanligvis brukes elektronkonfigurasjonen for å beskrive orbitalene til et atom i dens grunntilstand, men det kan også brukes til å representere et atom som har ionisert til et kation eller anion, og kompenserer for tapet eller gevinsten av elektroner i deres respektive orbitaler.
Mange av de fysiske og kjemiske egenskapene til elementer kan korreleres med deres unike elektroniske konfigurasjoner. Valenselektroner, elektronene i det ytterste skallet, er den avgjørende faktoren for elementets unike kjemi.
Når elektroner i det ytterste skallet av et atom får energi av et eller annet slag, beveger de seg inn i lag med høyere energi. Dermed vil et elektron i K-skallet overføres til L-skallet mens det er i en høyere energitilstand.
Når elektronet kommer tilbake til grunntilstanden, frigjør det energien det absorberes ved å avgi et elektromagnetisk spektrum (lys). Siden hvert atom har en spesifikk elektronisk konfigurasjon, vil det også ha et spesifikt spektrum som vil bli kalt absorpsjonsspektret.
Av denne grunn brukes uttrykket spektralnotasjon for å referere til elektronkonfigurasjon.
Hvordan bestemme spektralnotasjon: kvantetall
Totalt fire kvantetall brukes for å fullstendig beskrive bevegelse og bane for hvert elektron i et atom.
Kombinasjonen av alle kvantetallene til alle elektronene i et atom er beskrevet av en bølgefunksjon som oppfyller Schrödinger-ligningen. Hvert elektron i et atom har et unikt sett med kvantetall.
I følge Pauli-eksklusjonsprinsippet kan ikke to elektroner dele den samme kombinasjonen av fire kvantetall.
Kvantetall er viktige fordi de kan brukes til å bestemme elektronkonfigurasjonen til et atom og den sannsynlige plasseringen av elektronene i atomet.
Kvantetall brukes også til å bestemme andre kjennetegn ved atomer, for eksempel ioniseringsenergi og atomradius.
Kvantetall angir spesifikke skjell, underskall, orbitaler og spinn av elektroner.
Dette betyr at de fullt ut beskriver egenskapene til et elektron i et atom, det vil si at de beskriver hver unike løsning på Schrödinger-ligningen, eller bølgefunksjonen, til elektroner i et atom.
Det er totalt fire kvantetall: det viktigste kvantetallet (n), det orbitale vinkelmomentkvantallet (l), det magnetiske kvantetallet (ml), og elektronspinn-kvantetallet (ms).
Det viktigste kvantetallet, nn, beskriver energien til et elektron og den mest sannsynlige avstanden til elektronet fra kjernen. Med andre ord refererer det til størrelsen på orbitalen og energinivået som et elektron plasseres på.
Antall underskall, eller ll, beskriver formen på orbitalen. Det kan også brukes til å bestemme antall vinkelnoder.
Det magnetiske kvantetallet, ml, beskriver energinivåene i et underskall, og ms refererer til spinnet på elektronet, som kan være opp eller ned.
Aufbau-prinsippet
Aufbau kommer fra det tyske ordet "Aufbauen" som betyr "å bygge." Ved å skrive elektronkonfigurasjoner bygger vi i grunn elektron-orbitaler når vi beveger oss fra et atom til et annet.
Når vi skriver elektronkonfigurasjonen til et atom, vil vi fylle ut orbitalene i økende rekkefølge på atomnummeret.
Aufbau-prinsippet stammer fra Pauli-eksklusjonsprinsippet som sier at det ikke er to fermioner (f.eks. Elektroner) i et atom.
De kan ha samme sett med kvantetall, så de må "stable" på høyere energinivå. Hvordan elektroner samler seg er et spørsmål om elektronkonfigurasjoner.
Stabile atomer har så mange elektroner som protoner gjør i kjernen. Elektroner samles rundt kjernen i kvanteomløp etter fire grunnleggende regler kalt Aufbau-prinsippet.
- Det er ingen to elektroner i atomet som har de samme fire kvantetallene n, l, m og s.
- Elektroner vil okkupere det laveste energinivået orbitaler først.
- Elektronene vil alltid fylle orbitalene med samme spinnnummer. Når orbitalene er fulle vil den starte.
- Elektronene vil fylle orbitaler med summen av kvantetallene n og l. Orbitaler med like verdier på (n + l) fylles først med de lavere n-verdiene.
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 n-verdien og vil fylle før lag 3s.
Figur 2: Moeller-diagram over fylling av elektronkonfigurasjonen.
Heldigvis kan Moeller-diagrammet vist i figur 2 brukes til å utføre elektronfylling. Grafen leses ved å kjøre diagonalene fra 1s.
Figur 2 viser atomomgangene og pilene følger veien videre.
Nå som ordenenes orden er kjent for å være fylt ut, er det eneste som er igjen å huske størrelsen på hver bane.
S orbitaler har en mulig verdi på ml for å inneholde 2 elektroner
P orbitaler har 3 mulige verdier på ml for å inneholde 6 elektroner
D orbitaler har 5 mulige verdier på ul for å inneholde 10 elektroner
F orbitaler har 7 mulige verdier på ml for å inneholde 14 elektroner
Dette er alt som trengs for å bestemme den elektroniske konfigurasjonen av et stabilt atom i et element.
Ta for eksempel elementet nitrogen. Nitrogen har syv protoner og derfor syv elektroner. Den første orbitalen som fylles er 1-orbitalen. En s orbital har to elektroner, så det er fem elektroner igjen.
Den neste orbitalen er 2s orbital og inneholder de to neste. De tre siste elektronene går til 2p-bane som kan inneholde opptil seks elektroner.
Hund regler
Aufbau seksjon diskuterte hvordan elektronene først fyller orbitaler med lavest energi og deretter beveger seg opp til orbitaler med høyeste energi først etter at orbitaler med lavest energi er fulle.
Imidlertid er det et problem med denne regelen. Visst må 1s orbitalene fylles før 2s orbitaler, fordi 1s orbitalene har en lavere verdi på n, og derfor en lavere energi.
Og de tre forskjellige 2p-orbitalene? I hvilken rekkefølge skal de fylles? Svaret på dette spørsmålet innebærer Hunds styre.
Hunds regel sier at:
- Hver bane i en undernivå blir okkupert individuelt før en orbital dobbelt opptas.
- Alle elektronene i individuelt okkuperte orbitaler har samme spinn (for å maksimere total spinn).
Når elektronene blir tilordnet orbitaler, prøver et elektron først å fylle alle orbitaler med lignende energi (også kalt degenererte orbitaler) før det kobles sammen med et annet elektron i en halvfull orbitale.
Atomer i grunnstatene har en tendens til å ha så mange uparmerte elektroner som mulig. Når du visualiserer denne prosessen, kan du vurdere hvordan elektronene utviser samme oppførsel som de samme polene i en magnet hvis de skulle komme i kontakt.
Når negativt ladede elektroner fyller orbitalene, prøver de først å komme så langt unna hverandre som mulig før de må koble seg sammen.
referanser
- Anastasiya Kamenko, TE (2017, 24. mars). Kvantetall. Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.
- Aufbau prinsipp. (2015, 3. juni). Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.
- Elektronkonfigurasjoner og atomenes egenskaper. (SF). Gjenopprettet fra oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7. september). Elektronisk konfigurasjon. Gjenopprettet fra britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017, 7. mars). Aufbau-prinsippet - Elektronisk struktur og Aufbau-prinsippet. Gjenopprettet fra thoughtco.com.
- Hunds regler. (2015, 18. juli). Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.
- Spektroskopisk notasjon. (SF). Gjenopprettet fra bcs.whfreeman.com.