Co to jest notacja widmowa?

The notacja widmowa okonfiguracja elektronowa to układ elektronów w poziomach energii wokół jądra atomu.

Jeśli chodzi o bardziej wyrafinowany model mechaniki kwantowej, warstwy K-Q są podzielone na zbiór orbitali, z których każdy może być zajęty przez nie więcej niż jedną parę elektronów (Encyclopædia Britannica, 2011).

Zwykle konfiguracja elektroniczna jest używana do opisu orbitali atomu w stanie podstawowym, ale może być również wykorzystana do przedstawienia atomu, który został zjonizowany w kationie lub anionie, kompensując utratę lub wzmocnienie elektronów w ich odpowiednich orbitali.

Wiele fizycznych i chemicznych właściwości elementów może być skorelowanych z ich unikalnymi konfiguracjami elektronicznymi.

Elektrony walencyjne, elektrony w zewnętrznej warstwie, są czynnikiem decydującym o unikalnej chemii pierwiastka (konfiguracje elektronów i właściwości atomów, S.F.).

Kiedy elektrony w zewnętrznej warstwie atomu otrzymują jakąś energię, przesuwają się na wyższe warstwy energetyczne. Zatem elektron w warstwie K zostanie przeniesiony do warstwy L będąc w stanie wyższej energii.

Gdy elektron powraca do stanu podstawowego, uwalnia energię, którą pochłania, emitując widmo elektromagnetyczne (światło). Ponieważ każdy atom ma specyficzną konfigurację elektroniczną, będzie miał również określone widmo, które będzie nazywane widmem absorpcji (lub emisji)..

Z tego powodu termin notacja widmowa jest używany w odniesieniu do konfiguracji elektronicznej (Spectroscopic Notation, S.F.).

Jak określić zapis widmowy: liczby kwantowe

W sumie cztery liczby kwantowe są używane do pełnego opisania ruchu i trajektorii każdego elektronu w atomie.

Kombinacja wszystkich liczb kwantowych wszystkich elektronów w atomie jest opisana przez funkcję falową zgodną z równaniem Schrödingera. Każdy elektron w atomie ma unikalny zestaw liczb kwantowych.

Zgodnie z zasadą wykluczenia Pauliego dwa elektrony nie mogą dzielić tej samej kombinacji czterech liczb kwantowych.

Liczby kwantowe są ważne, ponieważ mogą być używane do określania konfiguracji elektronicznej atomu i prawdopodobnej lokalizacji elektronów atomu.

Liczby kwantowe są również używane do określenia innych cech atomów, takich jak energia jonizacji i promień atomowy.

Liczby kwantowe oznaczają konkretne powłoki, podwarstwy, orbitale i skręty elektronów.

Oznacza to, że całkowicie opisują charakterystyki elektronu w atomie, to znaczy opisują każde unikalne rozwiązanie równania Schrödingera lub funkcji falowej elektronów w atomie.

Jest w sumie cztery liczby kwantowe: główna liczba kwantowa (n), liczba kwantowa orbitalnego momentu pędu (l), magnetyczna liczba kwantowa (ml) i liczba kwantowa spinów elektronu (ms).

Główna liczba kwantowa nn opisuje energię elektronu i najbardziej prawdopodobną odległość elektronu od jądra. Innymi słowy, odnosi się do rozmiaru orbitalnego i poziomu energii, na którym umieszczony jest elektron.

Liczba podwarstw lub ll opisuje kształt orbity. Można go również użyć do określenia liczby węzłów kątowych.

Magnetyczna liczba kwantowa, ml, opisuje poziomy energii w podwarstwie, a ms oznacza spin na elektronie, który może być w górę lub w dół (Anastasiya Kamenko, 2017).

Zasada Aufbau

Aufbau pochodzi z niemieckiego słowa „Aufbauen”, co oznacza „budować”. W istocie, pisząc konfiguracje elektronów, budujemy orbitale elektronowe, gdy przechodzimy z jednego atomu do drugiego.

Gdy piszemy elektroniczną konfigurację atomu, wypełnimy orbitale w rosnącym porządku liczby atomowej.

Zasada Aufbau wywodzi się z zasady wykluczenia Pauliego, która mówi, że w atomie nie ma dwóch fermionów (np. Elektronów).

Mogą mieć ten sam zestaw liczb kwantowych, więc muszą „układać się” przy wyższych poziomach energii. Jak akumulują się elektrony, jest przedmiotem konfiguracji elektronów (zasada Aufbau, 2015).

Stabilne atomy mają tyle samo elektronów, co protony w jądrze. Elektrony gromadzą się wokół jądra w orbitali kwantowych zgodnie z czterema podstawowymi zasadami zwanymi zasadą Aufbau.

1. W atomie nie ma dwóch elektronów, które dzielą te same cztery liczby kwantowe n, l, m i s.
2. Najpierw elektrony zajmą orbitale o najniższym poziomie energii.
3. Elektrony zawsze wypełnią orbitale taką samą liczbą wirowania. Gdy orbitale są pełne, rozpocznie się.
4. Elektrony wypełnią orbitale sumą liczb kwantowych n i l. Orbitale o równych wartościach (n + l) zostaną najpierw wypełnione wartościami n niższymi.

Druga i czwarta zasada są zasadniczo takie same. Przykładem reguły czwartej mogą być orbitale 2p i 3s.

Orbital 2p to n = 2, a l = 2 i orbital 3s to n = 3, a l = 1 (N + l) = 4 w obu przypadkach, ale orbital 2p ma najniższą energię lub najniższą wartość n i zostanie wypełniony przed Warstwa 3s.

Na szczęście diagram Moellera pokazany na rysunku 2 może być użyty do wypełnienia elektronów. Wykres jest odczytywany przez wykonanie przekątnych z 1s.

Rysunek 2 pokazuje orbitale atomowe, a strzałki podążają ścieżką do naśladowania.

Teraz, gdy wiadomo, że kolejność orbitali jest pełna, pozostaje tylko zapamiętać rozmiar każdej orbity.

Orbitale S mają 1 możliwą wartość m_l zawierać 2 elektrony

Orbitale P mają 3 możliwe wartości m_l zawierać 6 elektronów

Orbitale D mają 5 możliwych wartości m_l zawierać 10 elektronów

Orbitale F mają 7 możliwych wartości m_l zawierać 14 elektronów

To wszystko, co jest potrzebne do określenia elektronicznej konfiguracji stabilnego atomu pierwiastka.

Na przykład weź element azotu. Azot ma siedem protonów, a zatem siedem elektronów. Pierwszy orbital do wypełnienia to orbital 1s. Orbital ma dwa elektrony, więc pozostało pięć elektronów.

Następny orbital to orbital 2s i zawiera dwa następne. Trzy ostatnie elektrony trafią na orbitę 2p, która może zawierać do sześciu elektronów (Helmenstine, 2017).

Zasady Hunda

Sekcja Aufbau omówiła, w jaki sposób elektrony najpierw wypełniają orbitale niższej energii, a następnie przesuwają się w górę do orbitali wyższej energii dopiero po zapełnieniu orbitali niższej energii.

Istnieje jednak problem z tą regułą. Z pewnością orbity 1s muszą być wypełnione przed orbitalami 2s, ponieważ orbitale 1s mają niższą wartość n, a zatem niższą energię.

I trzy różne orbitale 2p? W jakiej kolejności należy je wypełnić? Odpowiedź na to pytanie dotyczy reguły Hunda.

Reguła Hunda stwierdza, że:

- Każdy orbital na poziomie podrzędnym jest zajmowany indywidualnie, zanim jakikolwiek orbital zostanie zajęty podwójnie.

- Wszystkie elektrony w indywidualnie zajętych orbitaliach mają ten sam spin (aby zmaksymalizować całkowity spin).

Gdy elektrony są przypisane do orbitali, elektron najpierw szuka wypełnienia wszystkich orbitali podobną energią (zwaną również orbitalem zdegenerowanym) przed sparowaniem z innym elektronem w półpełnym orbicie.

Atomy w stanach naziemnych mają tendencję do posiadania jak największej liczby niesparowanych elektronów. Podczas wizualizacji tego procesu zastanów się, w jaki sposób elektrony wykazują takie samo zachowanie jak te same bieguny w magnesie, jeśli zetkną się.

Gdy ujemnie naładowane elektrony wypełniają orbitale, najpierw próbują dostać się jak najdalej od siebie, zanim będą musiały się parzyć (Reguły Hunda, 2015).

Referencje

1. Anastasiya Kamenko, T. E. (2017, 24 marca). Liczby kwantowe. Źródło: chem.libretexts.org.
2. Zasada Aufbau. (2015, 3 czerwca). Źródło: chem.libretexts.org.
3. Konfiguracje elektronów i właściwości atomów. (S.F.). Źródło z oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7 września). Konfiguracja elektroniczna. Odzyskany z britannica.com.
5. Helmenstine, T. (2017, 7 marca). Zasada Aufbau - struktura elektroniczna i zasada Aufbau. Pobrane z thinkco.com.
6. Zasady Hunda. (2015, 18 lipca). Źródło: chem.libretexts.org.
7. Notacja spektroskopowa. (S.F.). Pobrane z bcs.whfreeman.com.