Elektronisk konfiguration

Det fordeling af elektroner inden for et atom eller molekyle omtales som dets 'elektroniske konfiguration' som definerer de energiniveauer og orbitaler, som elektronerne optager. Et grundstofs atomnummer, som svarer til antallet af protoner i atomets kerne, bestemmer grundstoffets elektroniske konfiguration.

Mængden af ​​elektroner i hver skal og subskal er typisk repræsenteret af en sekvens af tal og bogstaver, såsom 1s 2s²2 p⁶, når man beskriver den elektroniske konfiguration af et atom. Det vigtigste kvantetal, som korrelerer med elektronens energiniveau eller skal, er repræsenteret af det første tal i sekvensen. Vinkelmomentets kvantetal bestemmer hvilket bogstav efter det primære kvantetal, der betegner elektronens underskal eller orbital.

Et orbitaldiagram eller elektronskaldiagram, som viser arrangementet af elektroner inden for atomets energiniveauer og orbitaler, kan også bruges til at skildre den elektroniske konfiguration af et atom. Hver kredsløb er symboliseret med en boks eller cirkel i et kredsløbsdiagram, og hver elektron er symboliseret med en pil, der går op eller ned for at angive dens spin.

Et atoms elektroniske struktur spiller en væsentlig rolle i at bestemme mange af grundstoffets kemiske og fysiske egenskaber. For eksempel er et atoms reaktivitet, bindingsegenskaber og evne til at deltage i kemiske reaktioner alle påvirket af mængden og arrangementet af dets elektroner. Mængden af ​​energi, der er nødvendig for at udvinde en elektron fra et atom, er kendt som dets ioniseringsenergi, som også bestemmes af atomets elektroniske konfiguration.

Et grundstofs placering i det periodiske system, som er en liste over grundstofferne arrangeret i stigende rækkefølge efter atomnummer, kan også forudsiges ved hjælp af grundstoffets elektroniske konfiguration. Det periodiske system grupperer elementer, der har sammenlignelige elektroniske konfigurationer og tilsvarende egenskaber.

Pauli udelukkelsesprincippet, som hævder, at ingen to elektroner i et atom kan have det samme sæt kvantetal, dikterer den elektroniske konfiguration af et atom. Følgelig skal hver elektron i et atom bebo et bestemt energiniveau og orbital, og hver orbital kan kun rumme et par elektroner med det modsatte spin.

xor cpp

Forskellige spektroskopiske metoder kan bruges til direkte at etablere den elektroniske konfiguration af et atom. For eksempel kan den elektriske konfiguration af et atom i dets grundtilstand bestemmes ved hjælp af et grundstofs emissionsspektrum, og energiniveauerne for elektronerne i atomet kan bestemmes ved hjælp af grundstoffets absorptionsspektrum.

Som konklusion er et atoms elektroniske konfiguration en grundlæggende komponent i dets struktur og påvirker en række af dets kemiske og fysiske egenskaber. Et grundstofs atomnummer bestemmer dets elektroniske konfiguration, som kan vises som en række tal og symboler, et orbitaldiagram eller et elektronskaldiagram. Pauli udelukkelsesprincippet, som eksperimentelt kan findes ved hjælp af spektroskopiske metoder, dikterer den elektroniske konfiguration af et atom.

Elektroniske konfigurationer er nyttige til:

• At finde ud af et elements valens.
• Forudsigelse af en gruppe af grundstoffers karakteristika (egenskaberne for grundstoffer med lignende elektronkonfiguration er ofte identiske).
• Analyse af atomspektrum.

Hvordan man skriver elektronisk konfiguration

Skaller

Baseret på hovedkvantetallet kan det største antal elektroner, der kan passe i en skal, beregnes (n). Formlen for det er 2n², hvor n er skalnummeret. Tabellerne nedenfor viser skallerne, n-værdierne og det samlede antal elektroner, der kan passe.

Subshells

• Det azimutale kvantetal (repræsenteret ved bogstavet 'l') bestemmer de underskaller, som elektroner er opdelt i.
• Værdien af ​​det primære kvantetal, n, bestemmer værdien af ​​dette kvantetal. Som et resultat er der fire forskellige underskaller, der kan eksistere, når n er lig med 4.
• Når n=4. s, p, d og f underskallene er de tilsvarende underskaller for henholdsvis l=0, l=1, l=2 og l=3.
• Ligningen 2*(2l+1) angiver, hvor mange elektroner en underskal kan rumme i sin maksimale kapacitet.
• Derfor er det største antal elektroner, der kan passe ind i s, p, d og f underskallene, henholdsvis 2, 6, 10 og 14.

Notation

• Ved hjælp af subshell-etiketter beskrives elektronkonfigurationen af ​​et atom. Disse etiketter inkluderer subshell-nummeret og shell-nummeret, som bestemmes af det primære kvantenummer.
• betegnelsen (givet af det azimutale kvantetal) og i hævet det samlede antal elektroner i underskallen.
• For eksempel ville notationen være '1s²' hvis der var to elektroner i s underskal af den første skal.
• Elektronkonfigurationen af ​​aluminium (atomnummer 13) kan udtrykkes som 1s²2s²2 p⁶3s²3 s¹ved at bruge disse subshell-etiketter.

Aufbau-princippet, Pauli-udelukkelsesprincippet og Hunds regel bruges til at fylde atomare orbitaler. Disse retningslinjer hjælper med at beslutte, hvordan elektronerne optager de tilgængelige orbitaler.

Strukturprincip:

Ifølge Aufbau-princippet optager elektroner orbitaler i retning af stigende energi. Dette indikerer, at før udfyldning af højere energi orbitaler, vil elektroner først fylde de lavere energi. Det periodiske system kan bruges til at bestemme orbitalernes energiniveauer i rækkefølge. Etiketterne for orbitalerne er en kombination af bogstaver og tal: Bogstavet angiver orbitalformen eller underskallen (s, p, d, f), og tallet angiver det primære kvantetal (n), som definerer energiniveauet for orbital.

Pauli udelukkelsesprincip:

Ingen to elektroner i et atom kan have den samme samling af fire kvantetal (n, l, ml og ms), ifølge Pauli-udelukkelsesprincippet. Det største antal elektroner, der kan passe i hver orbital, er to, og de skal have modsatte spin.

java gør mens eksempel

Hundens regel:

Ifølge Hunds regel vil elektroner først bebo separate orbitaler med samme spin, når de fylder degenererede orbitaler (orbitaler med samme energi). Derfor vil elektroner i degenererede orbitaler konstant forsøge at maksimere deres totale spin.

Fyldningsrækkefølgen af ​​atomare orbitaler kan fastlægges ved hjælp af disse principper.

Orbitalerne udfyldes i følgende rækkefølge:

• 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p og så videre
• Tag belastningen af ​​kulstof som et eksempel for at demonstrere dette (atomnummer 6). Seks elektroner er til stede i kulstof, og de vil optage de tilgængelige orbitaler på den måde, der er angivet ovenfor.
• 1s orbitalen vil blive fyldt med de to første elektroner. 2s orbitalen vil blive fyldt med de næste to elektroner. To af de tre mulige 2p orbitaler vil blive besat af en elektron hver af de resterende to elektroner. Kulstof har nu elektronstrukturen 1s²2s²2 p².

Afslutningsvis styrer Aufbau-princippet, Pauli-udelukkelsesprincippet og Hunds regel, hvordan atomare orbitaler fyldes op. Hvert element har en anden konfiguration af elektroner som et resultat af disse regler, som hjælper med at bestemme rækkefølgen, hvori elektroner optager de tilgængelige orbitaler.

powershell multiline kommentar

Elektronisk konfiguration af de første 30 elementer i rækkefølge efter stigende atomnummer:

Her er nogle af grundene til, at elektronisk konfiguration er vigtig:

1. Kemisk reaktivitet

Et atoms kemiske reaktion bestemmes af dets elektroniske konfiguration. Den elektroniske konfiguration er det, der får reaktioner mellem grundstoffer til at resultere i forbindelser. Hvor let et atom kan erhverve, miste eller dele elektroner for at danne kemiske bindinger med andre atomer afhænger af antallet og arrangementet af elektroner i det yderste energiniveau, kendt som valensskallen. For at opnå en stabil konfiguration har elementer med en eller to elektroner i deres yderste skal for eksempel en tendens til at miste disse elektroner, mens elementer med fem, seks eller syv elektroner i deres yderste skal har tendens til at erhverve disse elektroner. Dette hjælper med at forudsige den slags forbindelser, som forskellige elementer kan skabe.

2. Bindingsegenskaber

Den slags kemiske bindinger, der kan udvikle sig mellem atomer, er også bestemt af deres elektroniske konfiguration. Kovalente bindinger dannes typisk mellem atomer med sammenlignelige elektroniske konfigurationer, hvorimod ioniske bindinger typisk dannes mellem atomer med forskellige konfigurationer. Intensiteten og stabiliteten af ​​de dannede kemiske bindinger er også påvirket af den elektroniske konfiguration. For eksempel gør de fire valenselektroner i carbonatomets elektroniske konfiguration det muligt at danne stabile kovalente bindinger med andre carbonatomer, hvilket resulterer i dannelsen af ​​en lang række organiske forbindelser.

3. Fysiske egenskaber

Et grundstofs fysiske egenskaber, såsom dets smelte- og kogepunkter, tæthed og ledningsevne, er også påvirket af dets elektroniske struktur. Antallet af elektroner og hvordan de er arrangeret i valensskallen afgør styrken af ​​atomernes interaktioner, hvilket påvirker hvordan et grundstof opfører sig fysisk. For eksempel, fordi deres frie elektroner let er i stand til at bevæge sig og lede elektricitet, har metaller høj elektrisk og termisk ledningsevne.

4. Periodiske tendenser

Det periodiske system er organiseret ved hjælp af periodiske tendenser, fordi det er baseret på den elektroniske struktur af atomer. De regelmæssige variansmønstre i grundstoffernes egenskaber på tværs af det periodiske system omtales som periodiske tendenser. Ændringer i den elektroniske konfiguration af atomer og deres indvirkning på grundstoffernes størrelse, reaktivitet og bindingskarakteristika kan bruges til at forstå disse tendenser.

For at opsummere er viden om et atoms elektroniske konfiguration nødvendig for at forstå både dets molekylære og fysiske egenskaber. Det er afgørende for at forudsige et grundstofs kemiske adfærd og evne til at kombinere med andre grundstoffer for at skabe forbindelser. Forståelse af elektronisk konfiguration hjælper også med at forklare periodiske mønstre og forskelle i elementære egenskaber på tværs af det periodiske system.