Elektronenkonfiguration - Chemie LibreTexts
Die Elektronenkonfiguration einer atomaren Spezies (neutral oder ionisch) ermöglicht es, die Form und die Energie der Elektronen zu verstehen. Viele allgemeinen Regeln berücksichtigt werden, wenn die „Lage“ des Elektrons zu seinem zukünftigen Energiezustand zuweisen, jedoch sind diese Zuordnungen willkürlich und es ist immer unsicher, welche Elektronen beschrieben wird. die Elektronenkonfiguration von einer Spezies zu wissen, gibt uns ein besseres Verständnis ihrer Bindungsfähigkeit. Magnetismus und andere chemische Eigenschaften.
Einführung
Die Elektronenkonfiguration ist die Standard-Notation verwendet, um die elektronische Struktur eines Atoms zu beschreiben. Unter der Orbitalnäherung lassen wir jedes Elektron eine Orbital besetzen, die von einer einzigen Wellenfunktion gelöst werden können. Dabei erhalten wir drei Quantenzahlen (n, l, ml), die die gleichen wie die, die aus der Lösung der Schrödinger-Gleichung für Atom Bohr'schen Wasserstoff erhalten werden. Daher sind viele der Regeln, die wir des Elektrons Adresse in dem Wasserstoffatom, um beschreiben können auch in Systemen mit Beteiligung mehrerer Elektronen verwendet werden. das Aufbauprinzip, das Pauli-Ausschlussprinzip und Hund Regel: Wenn Elektronen-Orbitale zuweisen kann, müssen wir eine Reihe von drei Regeln folgen.
Die Wellenfunktion ist die Lösung für das Schrödinger Gleichung. Durch die Schr Lösungödinger Gleichung für das Wasserstoffatom, so erhalten wir drei Quantenzahl, nämlich die Hauptquantenzahl (n), wobei die Bahndrehimpuls-Quantenzahl (L), und die magnetische Quantenzahl (ml). Es gibt eine vierte Quantenzahl, genannt die magnetische Spinquantenzahl (ms), die nicht von der Lösung des Schr erhaltenödinger Gleichung. Zusammen können diese vier Quantenzahlen verwendet werden, um die Position eines Elektrons in Bohrs Wasserstoffatom zu beschreiben. Diese Zahlen können gedacht werden als Elektron „Adresse“ im Atom.
Um die entsprechende Notation für Elektronenkonfiguration zu beschreiben, ist es am besten so durch Beispiel zu tun. In diesem Beispiel werden wir das Jod-Atom verwenden. Es gibt zwei Möglichkeiten, in denen Elektronenkonfiguration geschrieben werden kann:
I: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3P 2 6 4S 3D 10 4p 6 5S 2 4d 10 5p 5
I: [Kr] 5S 2 4d 10 5p 5
Bei diesen beiden Arten von Notationen, muss die Reihenfolge der Energieniveaus durch erhöhten Energie geschrieben werden, um die Anzahl der Elektronen in jedem Sub-Shell als Exponenten zeigt. In der kurzen Notation, legen Sie Klammern um das vorhergehende Edelgaselement durch die Valenzelektronenpaar Konfiguration gefolgt. Die periodische Tabelle zeigt, dass kyrpton (Kr) ist das vorherige Edelgas vor Jod aufgeführt. Die Edelgaskonfiguration encompases die Energiezustände niedriger als die Valenzschale Elektronen. Daher wird in diesem Fall [Kr] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3P 2 6 4S 3D 10 4p 6.
Quantenzahlen
Hauptquantenzahl (n)
Die Hauptquantenzahl n bezeichnet die Schale oder Energieniveau in dem das Elektron gefunden wird. Der Wert von n kann zwischen 1 bis n gesetzt werden. wobei n der Wert der äußersten Schale ein Elektron enthält. Diese Quantenzahl kann nur positive, nicht Null ist, und ganzzahlige Werte sein. Das heißt, n = 1,2,3,4.
Zum Beispiel hat ein Iodatom seine äussersten Elektronen in der 5p-Orbital. Daher ist die Hauptquantenzahl für Jod-5.
Bahndrehimpuls-Quantenzahl (l)
Die Bahndrehimpuls-Quantenzahl, l. gibt die Subshell des Elektrons. Sie können auch mit dieser Quantenzahl, die Form des Atomorbital erzählen. Ein S Subshell entspricht l = 0, p = 1 Subshell, einen D Subshell = 2, f einen Subshell = 3, und so weiter. Diese Quantenzahl kann nur positive und ganzzahlige Werte sein, obwohl es auf einem Nullwert nehmen. Im Allgemeinen wird für jeden Wert von n gibt es n Werte von l. Darüber hinaus reicht der Wert von L von 0 bis n-1. Wenn beispielsweise n = 3, l = 0,1,2.
So in Bezug auf das obige Beispiel verwendet, die L-Werte von Jod für n = 5 sind l = 0, 1, 2, 3, 4.
Magnetische Quantenzahl (ml)
Die magnetische Quantenzahl, ml. stellt die Orbitale eines bestimmten Sub-Shell. Für eine gegebene l. ml aus -L bis + L-Bereich. A p Subshell (l = 1), kann beispielsweise drei Orbitale entsprechend ML = -1, 0, +1. Mit anderen Worten, es definiert die Pixel. py und pz-Orbitale des p Subshell. (Jedoch können die Zahlen ml nicht unbedingt entsprechen, der eine orbitale gegeben. Die Tatsache, dass es drei Orbitale einfach indikativ für die drei Orbitale eines Subshell p ist.) Im Allgemeinen ist für einen gegebenen l. gibt es 2l +1 möglichen Werte für ml; und in einem n Hauptschale gibt es n 2 Orbitale in diesem Energieniveau gefunden.
Weiterhin auf aus Beispiel aus von oben, werden die Werte von ml Iodine = ml -4, -3, -2, -1, 0 1, 2, 3, 4 auf die 5S Dieses willkürlich entsprechen, 5px. 5py. 5pz, 4DX 2 -y 2. 4DZ 2. 4dxy. 4dxz. und 4dyz Orbitale.
Spin magnetische Quantenzahl (ms)
Die magnetische Spinquantenzahl kann nur einen Wert von entweder +1/2 oder -1/2 hat. Der Wert von 1/2 ist die Spinquantenzahl, s, die die Elektronen Spin beschreibt. Aufgrund des Drehens des Elektrons, erzeugt sie ein Magnetfeld. Im Allgemeinen wird ein Elektron mit einer ms = + 1/2 ein alpha Elektron, und einem mit einem MS genannt = -1/2 ein Beta-Elektron bezeichnet wird. Keine zwei gepaarte Elektronen können den gleichen Spin Wert haben.
Aus diesen vier Quantenzahlen jedoch postulierte Bohr, dass nur die Hauptquantenzahl, n, die Energie des Elektrons bestimmt. Daher hat das 3S-Orbital (l = 0), um die gleiche Energie wie die 3P (l = 1) und 3D (l = 2) Orbitale, unabhängig von einer Differenz in der L-Werten. Dieses Postulat, hält jedoch nur wahr für Bohrs Wasserstoffatom oder andere wasserstoffähnliche Atome.
Wenn mit Multi-Elektronen-Systemen zu tun, müssen wir die Elektron-Elektron-Wechselwirkungen berücksichtigen. Daher bricht das vorher beschriebene Postulat, daß nach unten die Energie des Elektrons nun sowohl durch die Hauptquantenzahl bestimmt wird, n und die Bahndrehimpuls-Quantenzahl, l. Obwohl die Schrödinger-Gleichung für Atom Vielelektronen extrem schwierig ist, mathematisch zu lösen, können wir immer noch ihre elektronischen Strukturen über Elektronenkonfigurationen beschreiben.
Allgemeine Regeln der Elektronenkonfiguration
Anzahl der Orbitale
Gesamtzahl der möglichen Elektronen in jeder orbitalen
Mit unserem Beispiel Jod, wieder sehen wir auf dem Periodensystem, das die Ordnungszahl 53 (dh es enthält 53 Elektronen in seinem neutralen Zustand). Seine komplette Elektronenkonfiguration ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5. Wenn Sie alle diese Elektronen zählen, werden Sie sehen, dass es zu 53 Elektronen summiert. Beachten Sie, dass jeder Subshell nur die maximale Menge an Elektronen enthalten kann, wie in der Tabelle oben angegeben.
Aufbauprinzip
Das Wort ‚Aufbau‘ ist Deutsch für ‚Aufbau‘. Das Aufbauprinzip. auch das Gebäude-up-Prinzip genannt, heißt es, dass Elektrons Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie besetzen. Die Reihenfolge der Belegung ist wie folgt:
Ein anderer Weg, um diese Reihenfolge zunehmender Energie zu betrachten, ist durch die Verwendung Madelung--Regel:
Abbildung 1. Madelung- Die Regel ist eine einfache Verallgemeinerung der
in diktiert welcher Reihenfolge Elektronen sollten in die gefüllt werden
Orbitale, aber es gibt Ausnahmen wie
Kupfer und Chrom.
Diese Reihenfolge der Besetzung entspricht etwa das steigende Energieniveau der Orbitale. Daher besetzen die Elektronen-Orbitale in der Weise, dass die Energie bei einem Minimum gehalten wird. Das heißt, die 7s, 5f, 6d, 7p Subshells nicht mit Elektronen gefüllt werden, wenn die niedrigere Energie Orbitale 1s bis 6p, ist bereits voll belegt. Außerdem ist es wichtig zu beachten, dass, obwohl die Energie der 3d-Orbital wurde mathematisch als die der 4s-Orbital niedriger sein gezeigt, Elektronen der 4s-Orbital zuerst vor der 3D-Orbital besetzen. Diese Beobachtung kann der Tatsache zugeschrieben werden, dass 3D-Elektronen eher näher an den Kern zu finden; daher abstoßen sie sich stärker anderen. Dennoch erinnert die Reihenfolge der Orbitalenergien und damit Elektronen-Orbitale können sich ziemlich einfach, wenn im Zusammenhang mit dem Periodensystem zuweisen.
Um dieses Prinzip zu verstehen, lassen Sie sich das Bromatom in Betracht ziehen. Brom- (Z = 35), die Elektronen 35 hat, kann in Periode 4, Gruppe VII des Periodensystems gefunden werden. Da Brom 7 Valenzelektronen hat, wird das 4s-Orbital vollständig mit 2 Elektronen gefüllt, und die restlichen fünf Elektronen das 4p Orbital besetzen. Daraus ergibt sich die vollständige oder expandiertem elektronische Konfiguration für Brom in Übereinstimmung mit dem Aufbauprinzip ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5. Wenn wir die Exponenten hinzufügen, haben wir insgesamt 35 Elektronen erhalten, was bestätigt, dass unsere Schreibweise ist richtig.
Hund-Regel
Hund-Regel besagt, dass, wenn Elektronen besetzen entartete Orbitalen (d gleiche n und l Quantenzahl), müssen sie zuerst vor doppelt besetzen sie die leeren Orbitale besetzen. Darüber hinaus sind die stabilste Konfiguration ergibt sich, wenn die Spins parallel (d.h. alle alpha Elektronen oder alle beta Elektronen). Stickstoff, zum Beispiel, hat drei Elektronen die 2p-Orbital besetzen. Nach Hund Regel müssen sie zuerst jeden der drei degenerierte p-Orbitale einnehmen, nämlich die 2px orbital, 2py orbital, und die 2pz orbital, und mit parallelen Spins (Abbildung 2). Die unten stehende Konfiguration ist falsch, da das dritte Elektron nimmt die leere 2pz Orbital nicht besetzen. Stattdessen nimmt er die halbgefüllten 2px-Orbital. Dies ist daher eine Verletzung der Hund-Regel (Abbildung 2).
Pauli-Exclusion Prinzip
Wolfgang Pauli postulierte, dass jedes Elektron mit einem einzigartigen Satz von vier Quantenzahlen beschrieben. Wenn also zwei Elektronen die gleichen Orbital, wie die 3s-Orbital besetzen, müssen ihre Spins gepaart werden. Obwohl sie die gleiche Hauptquantenzahl (n = 3), die gleichen Bahndrehimpuls-Quantenzahl (l = 0), und die gleiche magnetische Quantenzahl (ml = 0) haben, sie haben unterschiedliche magnetische Spinquantenzahl (ms = + 1/2 und ms = -1 / 2).
Elektronische Konfigurationen von Kationen und Anionen
Die Art, wie wir elektronische Konfigurationen für Kationen und Anionen bezeichnen ist im Wesentlichen ähnlich dem für neutrale Atome in ihrem Grundzustand. Das heißt, wir folgen den drei wichtigen Regeln: Aufbau-Prinzip, Pauli-Ausschlussprinzip, und Hund-Regel. Die elektronische Konfiguration von Kationen zugeordnet durch Elektronen zuerst in dem äußersten p-Orbital, gefolgt von der s-Orbital und schließlich der d-Orbitale (wenn überhaupt mehr Elektronen entfernt werden müssen) zu entfernen. Zum Beispiel kann der Grundzustand elektronische Konfiguration von Calcium (Z = 20) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4S 2. Der Calciumion (Ca 2+) ist, hat jedoch zwei Elektronen weniger. Daher 2+ die Elektronenkonfiguration für Ca ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Da wir weg zwei Elektronen nehmen müssen wir zuerst Elektronen von der äußersten Schale entfernen (n = 4). In diesem Fall werden alle 4p Subshells sind leer; also beginnen wir mit Orbital vom s entfernen, die die 4s-Orbital ist. Die Elektronenkonfiguration für Ca 2+ ist das gleiche wie der für Argon, das 18 Elektronen aufweist. Daher können wir sagen, dass beide isoelektronisch sind.
Die elektronische Konfiguration von Anionen wird durch Zugabe von Elektronen nach Aufbau des Gebäudes up-Prinzip zugeordnet. Wir fügen Elektronen der äußersten Orbital zu füllen, die besetzt ist, und dann mehr Elektronen in die nächst höhere Orbital hinzuzufügen. Das neutrale Atom Chlor (Z = 17) zum Beispiel hat 17 Elektronen. Daher kann sein Grundzustand elektronische Konfiguration als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5. Das Chloridion (Cl -) geschrieben werden, auf der anderen Seite hat ein zusätzliches Elektron für insgesamt 18 Elektronen. Nach Aufbau Prinzip nimmt das Elektron die teilweise gefüllte 3p Subshell ersten, die 3er-Orbital vollständig gefüllt zu machen. Die elektronische Konfiguration für Cl -, lassen sich daher als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Wiederum bezeichnet, die Elektronenkonfiguration für das Chloridion das gleiche wie das für Ca 2+ und Argon ist. Daher sind sie einander alle isoelektronisch.
1. Welche der princples oben erläutert sagt uns, dass Elektronen, die nicht den gleichen Spin-Wert gepaart werden kann?
2. Finden Sie die Werte von n, l. ml. und ms für die folgenden:
3. Was ist eine mögliche Kombination für die Quantenzahl der 5d-Orbital? Geben Sie ein Beispiel für ein Element, das den Orbit 5d aufweist, wie es am äußeren Orbital.