2023 Autor: Jake Johnson | [email protected]. Zadnja izmjena: 2023-05-24 23:12
Poznato je kao elektronska konfiguracija atoma, za distribuciju elektrona atoma u orbitalama. Kada je konfiguracija elektrona ona sa najnižom energijom, poznata je kao osnovna elektronska konfiguracija.
Osnovna elektronska konfiguracija se u praksi postiže iz tri pravila ili principa:
- pravilo izgradnje
- Paulijev princip isključenja
- Hundovo pravilo maksimalne višestrukosti
Pravilo izgradnje:
Ovo pravilo je poznato i kao princip najmanje energije ili Aufbau, i navodi da:
Osnovna elektronska konfiguracija se postiže stavljanjem elektrona jedan po jedan u različite orbitale dostupne atomu, koje su raspoređene po rastućoj energiji.
Paulijevo pravilo isključenja:
Wolfgang Ernst Pauli, osnovan 1925. godine, njegov dobro poznati princip isključivanja, koji kaže da:
Dva elektrona istog atoma ne mogu imati ista četiri kvantna broja.
Budući da je svaka orbitala definirana kvantnim brojevima n, l i m, postoje samo dvije mogućnosti ms=-1/2 i ms=+1/2, što fizički odražava da svaka orbitala može sadržavati maksimum od dva elektrona, ovi moraju imati suprotne spinove (nespareni elektroni).
Broj elektrona ukuća na spratu kroz superscript. Tako, na primjer, 2p^3, ukazuje da u skupu 2p orbitala, u ovom slučaju postoje tri elektrona, ali raspodjela između njih nije prijavljena.
Hundovo pravilo maksimalne višestrukosti:
Ovo pravilo kaže da kada postoji nekoliko elektrona koji zauzimaju degenerisane orbitale, jednake energije, oni će to učiniti na različitim orbitalama i sa paralelnim okretima, kad god je to moguće.
Budući da se elektroni međusobno odbijaju, minimalna energetska konfiguracija je ona u kojoj su elektroni što dalje jedan od drugog, i zato su raspoređeni odvojeno prije nego što dva elektrona zauzmu istu orbitalu.
Dakle, na primjer, ako moramo postaviti tri elektrona u 2p orbitale, mi ćemo nespareni:
2p^3 → ↑ ↑ ↑
gde strelice predstavljaju elektrone. Kada je strelica gore, to je ms=+1/2, i obrnuto ako je strelica dolje. Svaka strelica je na drugom podnivou.
Takođe je uobičajeno predstavljati spin usamljenog elektrona u orbiti strelicom nagore.
S druge strane, ako postoje četiri elektrona u 2p orbitalama, dva od njih će biti predstavljena nesparena, a druga dva će ostati uparena:
2p^4 → ↑↓ ↑ ↑
Hundovo pravilo najveće množine vrlo dobro odgovara magnetskim svojstvima materije: paramagnetizam i dijamagnetizam.
- Postojisupstance, poznate kao paramagneti, koje privlače magnet.
- Druge supstance, dijamagnetne, ne privlače magnet, čak se mogu i slabo odbiti.
Uzrok ovakvog ponašanja se mora tražiti u proučavanju spinova elektrona:
- Ako elektroni nisu upareni, imat će isti spin, tako da će imati neto magnetsko polje koje će, u interakciji sa magnetnim poljem magneta, uzrokovati privlačnu silu, također poznatu kao para magnetizam.
- Ako su elektroni upareni, oni imaju suprotne spinove, tako da neće postojati neto magnetsko polje. U ovom slučaju javlja se fenomen dijamagnetizma.
Na primjer:
Ugljik, sa atomskim brojem Z=6, je paramagnetna supstanca, kako je predviđeno njenom elektronskom konfiguracijom, sa svojim nesparenim elektronima:
Z=6 → 1s^2 2s^2 2p^2 → ↑↓ ↑↓ ↑↑_
Podnivo stabilnost treba uzeti u obzir kada je pun ili poluzauzet.
Kvantno-mehanički model daje predviđanje da ispunjeni i polupopunjeni podnivoi daju dodatnu stabilnost atomu u cjelini, što ima neke izuzetke u elektronskoj konfiguraciji elemenata.
Svakako, neki prijelazni i interni prijelazni elementi imaju elektronske konfiguracije različite od onih koje se očekuju prema do sada spomenutim pravilima i principima.
Na primjer:
Chrome, saZ=24, ima konfiguraciju elektrona od:
1s^2 (↑↓) 2s^2 (↑↓) 2p^6 (↑↓↑↓↑↓)3s^2 (↑↓) 4s^1 (↑) 3d^5, (↑↑ ↑↑↑).
Ali konfiguracija koju biste očekivali da ima prema gore opisanim pravilima bila bi:
1s^2 (↑↓) 2s^2 (↑↓) 2p^6 (↑↓↑↓↑↓) 3s^2 (↑↓) 4s^2 (↑↓) 3d^4 (↑↑ ↑↑_)
To je zato što je elektronska struktura sa šest elektrona u polupopunjenom ili ispunjenom podnivou stabilnija nego kada ima samo dva elektrona.
Da bi svih šest elektrona dobili u poluzauzetim podnivoima, jedan od elektrona mora zauzimati 3d podnivo, umjesto da zauzima 4s, pri čemu je 3d energija veća od 4s. Ova činjenica se objašnjava upućivanjem na malu razliku u energiji koja se kompenzuje većom stabilnošću koju atom postiže.
