Różnicowe elektronowe liczby kwantowe, jak je poznać i przykłady

The elektron różnicowy lub wyróżnik to ostatni elektron umieszczony w sekwencji konfiguracji elektronicznej atomu. Dlaczego ma na imię? Aby odpowiedzieć na to pytanie, niezbędna jest podstawowa struktura atomu: jego jądro, próżnia i elektrony.

Jądro jest zwartym, zwartym skupiskiem pozytywnych cząstek zwanych protonami i neutralnych cząstek zwanych neutronami. Protony definiują liczbę atomową Z i razem z neutronami tworzą masę atomową. Jednak atom nie może przenosić tylko ładunków dodatnich; dlatego elektrony krążą wokół jądra, aby je zneutralizować. 

Zatem dla każdego protonu dodawanego do jądra, nowy elektron zostaje włączony do jego orbitali, aby przeciwdziałać rosnącemu ładunkowi dodatniemu. W ten sposób nowy dodany elektron, elektron różnicowy, jest ściśle związany z liczbą atomową Z.

Elektron różnicowy znajduje się w najbardziej zewnętrznej warstwie elektronicznej: warstwie walencyjnej. Dlatego im dalej od jądra, tym większa energia z nim związana. Energia ta jest odpowiedzialna za ich udział, podobnie jak reszta elektronów walencyjnych, w reakcjach chemicznych charakterystycznych dla pierwiastków.

Indeks

• 1 Liczby kwantowe
• 2 Jak poznać elektron różnicowy?
• 3 Przykłady w kilku elementach
  • 3.1 Chlor
  • 3.2 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ _
  • 3.3 Magnez
  • 3.4 ↑ ↓
  • 3,5 Cyrkon
  • 3.6 Nieznany element
  • 3.7 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
• 4 odniesienia

Liczby kwantowe

Podobnie jak reszta elektronów, elektron różnicowy można zidentyfikować za pomocą czterech liczb kwantowych. Ale jakie są liczby kwantowe? Są to „n”, „l”, „m” i „s”.

Liczba kwantowa „n” oznacza wielkość atomu i poziomy energii (K, L, M, N, O, P, Q). „L” jest wtórną lub azymutalną liczbą kwantową, która wskazuje kształt orbitali atomowych i przyjmuje wartości 0, 1, 2 i 3 dla orbitali „s”, „p”, „d” i „f” , odpowiednio.

„M” jest magnetyczną liczbą kwantową i wskazuje orientację przestrzenną orbitali pod polem magnetycznym. Zatem 0 dla orbitalu „s”; -1, 0, +1, dla orbitalu „p”; -2, -1, 0, +1, +2 dla orbity „d”; oraz -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, dla orbitalu „f”. Wreszcie liczba kwantowa spinów „s” (+1/2 dla ↑ i -1/2 dla ↓).

Dlatego elektron różnicowy ma skojarzone poprzednie liczby kwantowe („n”, „l”, „m”, „s”). Ponieważ przeciwdziała nowemu ładunkowi dodatniemu generowanemu przez dodatkowy proton, zapewnia również liczbę atomową Z elementu.

Jak poznać elektron różnicowy?

Na górnym obrazie przedstawiono konfiguracje elektroniczne elementów od wodoru do gazu neonowego (H → Ne).

W tym przypadku elektrony warstw otwartych są oznaczone kolorem czerwonym, natomiast elektrony warstw zamkniętych są oznaczone kolorem niebieskim. Warstwy odnoszą się do liczby kwantowej „n”, pierwszej z czterech.

W ten sposób konfiguracja walencyjna H (↑ czerwonego koloru) dodaje kolejny elektron o przeciwnej orientacji, aby stać się elektronem He (↓ ↑, oba niebieskie, ponieważ teraz poziom 1 jest zamknięty). Ten dodany elektron jest elektronem różnicowym.

Zatem graficznie można zaobserwować, jak elektron różnicowy jest dodawany do warstwy walencyjnej (czerwone strzałki) elementów, odróżniając je od siebie. Elektrony wypełniają orbitale zgodnie z zasadą Hunda i zasadą wykluczenia Paulinga (doskonale obserwowane od B do Ne).

A co z liczbami kwantowymi? Określają one każdą strzałkę - to znaczy każdy elektron - a ich wartości mogą być potwierdzone przez konfigurację elektroniczną, aby wiedzieć, czy są elektronami różnicowymi, czy nie..

Przykłady w kilku elementach

Chlor

W przypadku chloru (Cl) jego liczba atomowa Z wynosi 17. Konfiguracja elektroniczna wynosi wtedy 1s²2s²sp⁶3s²3p⁵. Orbitale zaznaczone na czerwono odpowiadają tym z warstwy walencyjnej, która przedstawia poziom 3 otwarty.

Różnicowy elektron jest ostatnim elektronem umieszczonym w konfiguracji elektronicznej, a atom chloru jest atomem 3p orbitalu, którego dyspozycja jest następująca:

↑ ↓  ↑ ↓  ↑

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Szanując regułę Hunda, najpierw wypełnij orbitale 3p o jednakowej energii (jedna strzałka w górę w każdym orbicie). Po drugie, pozostałe elektrony łączą się z pojedynczymi elektronami od lewej do prawej. Różnicowy elektron jest reprezentowany w zielonej ramce.

Zatem elektron różnicowy dla chloru ma następujące liczby kwantowe: (3, 1, 0, -1/2). Oznacza to, że „n” wynosi 3; „L” to 1, orbital „p”; „M” wynosi 0, ponieważ jest to orbital „p” nośnika; a „s” to -1/2, ponieważ strzałka wskazuje w dół.

Magnez

Konfiguracja elektronowa dla atomu magnezu wynosi 1s²2s²sp⁶3s², reprezentujący orbitę i jej elektron walencyjny w ten sam sposób:

↑ ↓

3s

0

Tym razem elektron różnicowy ma liczby kwantowe 3, 0, 0, -1/2. Jedyną różnicą w tym przypadku w odniesieniu do chloru jest to, że liczba kwantowa „l” wynosi 0, ponieważ elektron zajmuje orbitę „s” (3 s).

Cyrkon

Konfiguracja elektronowa atomu cyrkonu (metalu przejściowego) wynosi 1s²2s²sp⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d². Podobnie jak w poprzednich przypadkach, reprezentacja orbitali walencyjnych i elektronów jest następująca:

Tak więc liczby kwantowe dla elektronu różnicowego oznaczonego kolorem zielonym to: 4, 2, -1, +1/2. Tutaj, ponieważ elektron zajmuje drugą orbitę „d”, ma liczbę kwantową „m” równą -1. Ponadto, ponieważ strzałka wskazuje w górę, jej liczba wirowania „s” jest równa +1/2.

Nieznany element

Liczby kwantowe elektronu różnicowego dla nieznanego elementu wynoszą 3, 2, +2, -1/2. Jaka jest liczba atomowa Z elementu? Znając Z możesz rozszyfrować, jaki jest element.

Tym razem, ponieważ „n” jest równe 3, oznacza to, że element znajduje się w trzecim okresie układu okresowego, przy czym orbitale „d” jako warstwa walencyjna („l” równa się 2). Dlatego orbitale są reprezentowane tak jak w poprzednim przykładzie:

↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

Liczby kwantowe „m” równe +2 i „s” równe -1/2 są kluczami do prawidłowego zlokalizowania elektronu różnicowego w ostatnim orbicie 3d.

Tak więc poszukiwany element ma orbitale 3d¹⁰ pełny, podobnie jak jego wewnętrzne warstwy elektroniczne. Podsumowując, elementem jest metal cynkowy (Zn).

Jednak liczby kwantowe elektronu różnicowego nie mogą odróżnić cynku od miedzi, ponieważ ten ostatni ma również pełne orbitale 3d. Dlaczego? Ponieważ miedź jest metalem, który nie spełnia zasad napełniania elektronów z powodów kwantowych.

Referencje

1. Jim Branson (2013). Zasady Hunda Źródło: 21 kwietnia 2018 r. Z: quantummechanics.ucsd.edu
2. Wykład 27: Reguły Hunda. Pobrane 21 kwietnia 2018 r. Z: ph.qmul.ac.uk
3. Purdue University. Liczby kwantowe i konfiguracje elektronów. Pobrane 21 kwietnia 2018 r. Z: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Physics Salvat, S.A. Ediciones Pamplona, ​​tom 12, Hiszpania, s. 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Chemia fizyczna W cząstki i fale. Czwarta edycja, Longmans.