Jakie są podpoziomy energii?

The podpoziomy energii w atomie są formą, w której elektrony są zorganizowane w warstwach elektronicznych, ich rozkład w cząsteczce lub atomie. Te podpoziomy energii nazywane są orbitale.

Organizacja elektronów na poziomach podrzędnych umożliwia to, co kombinacje chemiczne różnych atomów, a także określa ich pozycję w układzie okresowym pierwiastków.

Elektrony są rozmieszczone w elektronicznych warstwach atomu w pewien sposób przez połączenie stanów kwantowych. W momencie, gdy jeden z tych stanów jest zajęty przez elektron, pozostałe elektrony muszą być umieszczone w innym stanie.

Wprowadzenie

Każdy pierwiastek chemiczny w układzie okresowym składa się z atomów, które z kolei składają się z neutronów, protonów i elektronów. Elektrony są ujemnie naładowanymi cząstkami, które znajdują się wokół jądra dowolnego atomu, rozproszonego w orbitale elektronowym.

Orbitale elektronowe to objętość przestrzeni, w której elektron ma 95% szansy na odnalezienie. Istnieją różne rodzaje orbitali o różnych kształtach. W każdej orbicie można zlokalizować maksymalnie dwa elektrony. Pierwszy orbital atomu jest tam, gdzie występuje największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronów.

Orbitale są oznaczone literami s, p, d if, czyli Ostro, Zasada, Rozproszone i Podstawowe, i łączą się, gdy atomy łączą się, tworząc większą cząsteczkę. Te kombinacje orbitali znajdują się w każdej warstwie atomu.

Na przykład w warstwie 1 atomu znajdują się orbitale S, w warstwie 2 orbitale S i P, wewnątrz warstwy 3 atomu znajdują się orbitale S, P i D, a na końcu w warstwie 4 atomu znajdują się wszystkie Orbitale S, P, D i F.

Również w orbitali znajdujemy różne poziomy, które z kolei mogą przechowywać więcej elektronów. Orbitale o różnych poziomach energii są do siebie podobne, ale zajmują różne obszary w przestrzeni.

Pierwszy orbital i drugi orbital mają te same cechy, które orbital S ma węzły promieniowe, mają większe prawdopodobieństwo sferycznej objętości i mogą posiadać tylko dwa elektrony. Są one jednak zlokalizowane na różnych poziomach energii i dlatego zajmują różne przestrzenie wokół jądra.

Lokalizacja w układzie okresowym pierwiastków

Każda z elektronicznych konfiguracji elementów jest unikalna, dlatego określają swoją pozycję w układzie okresowym pierwiastków. Ta pozycja jest określona przez okres każdego elementu i jego liczbę atomową przez liczbę elektronów, które ma atom elementu.

W ten sposób kluczowe znaczenie ma użycie układu okresowego do określenia konfiguracji elektronów w atomach. Elementy są podzielone na grupy zgodnie z ich konfiguracjami elektronicznymi w następujący sposób:

Każdy orbital jest reprezentowany w określonych blokach w układzie okresowym pierwiastków. Na przykład blok orbitalny S jest regionem metali alkalicznych, pierwszą grupą w tabeli i gdzie jest sześć elementów Lit (Li), Rubid (Rb), Potas (K), Sód (Na), Francio ( Fr) i cez (Cs), a także wodór (H), który nie jest metalem, ale gazem.

Ta grupa elementów ma elektron, który zwykle łatwo się gubi, tworząc jon naładowany dodatnio. Są to najbardziej aktywne metale i najbardziej reaktywne.

Wodór, w tym przypadku jest gazem, ale znajduje się w grupie 1 układu okresowego pierwiastków, ponieważ ma tylko jeden elektron. Wodór może tworzyć jony z pojedynczym ładunkiem dodatnim, ale osiągnięcie jego pojedynczego elektronu wymaga znacznie więcej energii niż usunięcie elektronów z innych metali alkalicznych. Tworząc związki, wodór zwykle wytwarza wiązania kowalencyjne.

Jednak pod bardzo wysokimi ciśnieniami wodór staje się metaliczny i zachowuje się jak pozostałe elementy swojej grupy. Dzieje się tak na przykład wewnątrz rdzenia planety Jowisz.

Grupa 2 odpowiada metalom ziem alkalicznych, ponieważ ich tlenki mają właściwości alkaliczne. Wśród elementów tej grupy znajduje się magnez (Mg) i wapń (Ca). Ich orbitale również należą do poziomu S.

Metale przejściowe, które odpowiadają grupom od 3 do 12 w układzie okresowym, mają orbitale typu D..

Elementy z grupy 13 do 18 w tabeli odpowiadają P. orbitale, a na koniec elementy znane jako lantanowce i aktynowce mają orbitale o nazwie F.

Lokalizacja elektronu w orbitali

Elektrony znajdują się w orbitali atomu jako sposób na zmniejszenie energii. Dlatego, jeśli chcesz zwiększyć energię, elektrony wypełnią główne poziomy orbity, oddalając się od jądra atomu.

Musimy wziąć pod uwagę, że elektrony mają wewnętrzną właściwość zwaną spinem. Jest to koncepcja kwantowa, która określa, między innymi, spin elektronu w orbicie. Co jest niezbędne, aby określić swoją pozycję na pod-poziomach energii.

Reguły określające pozycję elektronów w orbitali atomu są następujące:

• Zasada Aufbau: Elektrony wchodzą najpierw do orbitali z niższą energią. Zasada ta opiera się na diagramach poziomów energetycznych niektórych atomów.

• Pauli Exclusion Zasada: Orbital atomowy może opisywać co najmniej dwa elektrony. Oznacza to, że tylko dwa elektrony o różnym spinie elektronów mogą zajmować orbital atomowy.

Oznacza to, że orbital atomowy jest stanem energetycznym.

• Reguła Hunda: Kiedy elektrony zajmują orbitale o tej samej energii, elektrony najpierw wejdą do pustych orbitali. Oznacza to, że elektrony preferują równoległe spiny w oddzielnych orbitalach pod-poziomów energii.

Elektrony wypełnią wszystkie orbitale na podpoziomach przed napotkaniem przeciwnych spinów.

Specjalne konfiguracje elektroniczne

Istnieją również atomy ze specjalnymi przypadkami podpoziomów energii. Gdy dwa elektrony zajmują ten sam orbital, muszą nie tylko mieć różne spiny (jak wskazuje zasada wykluczenia Pauliego), ale sprzężenie elektronów nieznacznie podnosi energię.

W przypadku podpoziomów energii, półpełny i jeden pełny pełny poziom zmniejsza energię atomu. Prowadzi to do większej stabilności atomu.

Referencje

1. Konfiguracja elektronów. Źródło: Wikipedia.com.
2. Konfiguracje elektroniczne Wstęp. Źródło: chem.libretexts.org.
3. Orbitale i obligacje. Źródło: chem.fsu.edu.
4. Układ okresowy, główne elementy grupy. Pobrane z newworldencyclopedia.org.
5. Zasady konfiguracji elektro. Odzyskany z sartep.com.
6. Elektroniczna konfiguracja elementów. Źródło: science.uwaterloo.ca.
7. Spin elektronowy. Pobrane z hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.