Elektron konfiqurasiyaları: Aufbau ardıcıllığı, Hund qaydası və ionlar

Qabıqlar, alt qabıqlar və orbital tutumu

Atomdakı hər elektron dörd kvant ədədi ilə təsvir olunur. Baş kvant ədədi n (1, 2, 3, …) qabığı müəyyən edir. Orbital kvant ədədi l 0-dan n − 1-ə qədər dəyişir və alt qabığı müəyyən edir: l = 0, 1, 2 və 3 uyğun olaraq s, p, d və f ilə işarələnir. Maqnit kvant ədədi mₗ −l-dən +l-ə qədər dəyişir, buna görə alt qabıqda 2l + 1 orbital var. Spin kvant ədədi mₛ +½ və ya −½-dir.

Hər orbital ən çox iki elektron tutduğuna görə s alt qabığı 2, p alt qabığı 6, d alt qabığı 10, f alt qabığı isə 14 elektron tutur. Tam qabıq 2n² elektron tutur: n = 1 üçün 2, n = 2 üçün 8, n = 3 üçün 18. Periodik cədvəl bloklarının eni 2, 6, 10 və 14 sütun olması bu tutumlarla əlaqədardır.

Aufbau dolma ardıcıllığı və periodik cədvəl

Əsas halda elektronlar mövcud ən aşağı enerjili alt qabıqları tutur; bu, Aufbau prinsipidir. Çoxelektronlu atomda alt qabığın enerjisi n-dən əlavə l-dən də asılıdır, çünki s elektronu oxşar n-li p və ya d elektronundan nüvəyə daha yaxın nüfuz edir və daxili elektronlar tərəfindən daha az ekranlanır. Neytral atomlar üçün alınan ardıcıllıq 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p-dir.

n + l qaydası bu ardıcıllığı təkrarlayır: alt qabıqları n + l artımı ilə doldurun və iki alt qabıq bərabər olduqda daha kiçik n-i olanı əvvəl doldurun. Beləliklə, 4s (4 + 0 = 4) 3d-dən (3 + 2 = 5) əvvəl dolur. Ardıcıllığı periodik cədvəldən də oxuya bilərsiniz. Periodun boyunca irəlilədikdə əvvəl s blokundan, sonra varsa f blokundan, sonra d blokundan, sonra p blokundan keçirsiniz; d alt qabığı period nömrəsindən bir qabıq geridə, f alt qabığı isə iki qabıq geridədir.

Ardıcıllıq bir elementdən digərinə növbəti elektronu hansı alt qabığın qəbul etdiyini göstərir. Bu, 4s-in həmişə 3d-dən enerjiçe aşağı olduğunu bildirmir. 3d tutulduqdan sonra onun enerjisi 4s-dən aşağı düşür, buna görə keçid metalı kationları əvvəlcə 4s elektronlarını itirir.

Pauli qadağası, Hund qaydası və orbital diaqramlar

Pauli qadağası prinsipi deyir ki, atomda heç bir iki elektron eyni dörd kvant ədədini bölüşə bilməz. Bir orbitaldakı iki elektron artıq n, l və mₗ-i bölüşür, buna görə onların spinləri əks olmalıdır və heç bir orbital üçüncü elektronu tuta bilməz.

Hund qaydası cırlaşmış orbitallara, yəni alt qabıq daxilində enerjisi bərabər olanlara tətbiq olunur. Elektronlar cütləşmə başlamazdan əvvəl onları tək-tək, paralel spinlərlə tutur. Cütləşmə enerjini artırır, çünki bir orbitaldakı iki elektron daha güclü itələşir, ayrı orbitallardakı paralel spinlər isə mübadilə stabilləşməsi qazanır. Buna görə azotun 2p³-ündə üç cütləşməmiş elektron, oksigenin 2p⁴-ündə isə bir cüt və iki cütləşməmiş elektron var.

Orbital diaqramda hər orbital üçün bir xana çəkin, alt qabıqları Aufbau ardıcıllığı ilə doldurun və alt qabıq daxilində ikinci ox əlavə etməzdən əvvəl hər xanaya bir ox qoyun. Cütləşməmiş elektronları olan atomlar paramaqnitdir və maqnit sahəsinə çəkilir; bütün elektronları cütləşmiş atomlar diamaqnitdir.

Həll olunmuş nümunələr: selen və sirkonium

Nümunə 1: selen, Z = 34. 34 elektron yerləşdirilənə qədər Aufbau ardıcıllığı ilə doldurun: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Cəmi yoxlayın: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Nəcib qaz yazılışı üçün ilk 18 elektronu əvvəlki periodu bitirən nəcib qaz [Ar] ilə əvəz edin: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Burada olduğu kimi alt qabıqları qabıq nömrəsi üzrə sadalamaq ümumi qaydadır; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ eyni konfiqurasiyanı dolma ardıcıllığında təsvir edir.

Selenin dörd 4p elektronu üç orbitala paylanır. Hund qaydası hər birinə bir elektron qoyur və dördüncünü cütləşdirir, nəticədə iki elektron cütləşməmiş qalır. Onun altı valent elektronu, 4s² 4p⁴, 16-cı qrupdakı oksigen və kükürdün xarici nümunəsinə uyğundur və selenin kriptonla izoelektron selenid ionunu, Se²⁻, əmələ gətirməsinin səbəbi budur.

Nümunə 2: sirkonium, Z = 40. 36 elektronu təşkil edən [Kr]-dan sonra dörd elektron qalır. Növbəti alt qabıqlar 5s və sonra 4d-dir, bu da [Kr] 4d² 5s² verir və NIST-in əsas hal məlumatları ilə üst-üstə düşür. İki 4d elektronu paralel spinlərlə ayrı orbitalları tutur, buna görə sirkoniumun iki cütləşməmiş elektronu var.

Xrom, mis və sadə qaydalara tabe olmayan istisnalar

Aufbau ardıcıllığı xrom üçün [Ar] 3d⁴ 4s², mis üçün isə [Ar] 3d⁹ 4s² proqnozlaşdırır. Spektroskopiya [Ar] 3d⁵ 4s¹ və [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ göstərir. Bu atomlarda 4s və 3d enerjiyə görə yaxın olduğu üçün bir elektronu 3d-yə keçirmək yarı dolu və ya dolu d alt qabığının mübadilə stabilləşməsinin köməyi ilə ümumi enerjini azaldır. Molibden, [Kr] 4d⁵ 5s¹, və gümüş, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, onların üstündəki elementlərlə eyni qanunauyğunluğa tabedir.

Yarı dolu alt qabıq izahı ümumi qayda deyil. Niobium [Kr] 4d⁴ 5s¹-dir, halbuki onun 4d alt qabığı nə yarı dolu, nə də doludur; palladium [Kr] 4d¹⁰-dur və 5s elektronu yoxdur; molibdenin birbaşa altındakı volfram isə [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s²-dir. Kursunuzun tələb etdiyi istisnaları ümumiləşməyən qayda ilə çıxarmaq əvəzinə məlumatlardan öyrənin.

Birqat atomlu ionların konfiqurasiyaları

Anion üçün elektronları növbəti mövcud alt qabığa əlavə edin: xlor, [Ne] 3s² 3p⁵, Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶ olur və arqonla izoelektrondur. Kation üçün elektronları əvvəlcə ən yüksək n-i olan alt qabıqdan, həmin qabıqda isə s-dən əvvəl p-dən çıxarın. Birinci cərgə keçid metalı üçün bu, hər hansı 3d elektronundan əvvəl 4s elektronlarını götürür.

Nümunə 3: dəmir ionları. Dəmir [Ar] 3d⁶ 4s²-dir. Fe²⁺ hər iki 4s elektronunu itirərək [Ar] 3d⁶ verir, Fe³⁺ isə 3d-dən bir elektron daha itirərək [Ar] 3d⁵ verir. Sayları yoxlayın: dəmirdə 26 elektron var, Fe²⁺-də 18 + 6 = 24, Fe³⁺-də isə 18 + 5 = 23. Sərbəst Fe³⁺ ionunda beş cütləşməmiş elektron var, hər 3d orbitalında bir.

Eyni məntiq p blokunda da tətbiq olunur. Kalay [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²-dir və Sn²⁺ iki 5p elektronunu itirərək [Kr] 4d¹⁰ 5s² olur. Mis(I) [Ar] 3d¹⁰-dur, çünki misin tək 4s elektronu əvvəl çıxır.

Konfiqurasiya yazarkən ümumi səhvlər

Konfiqurasiya səhvlərinin çoxu bir neçə qanunauyğunluğa aiddir və hər biri irəli getməzdən əvvəl sürətli yoxlama ilə tutula bilər.

Sual cütləşməmiş elektronları soruşduqda, konfiqurasiya sətrinə görə mühakimə etmək əvəzinə qismən dolu alt qabıq üçün orbital diaqram çəkin. İon barədə soruşduqda əvvəlcə neytral atomu yazın, sonra elektron əlavə edin və ya çıxarın.

• 3d elektronlarını 4s-dən əvvəl çıxarmaq: Fe²⁺ [Ar] 3d⁶-dır, [Ar] 3d⁴ 4s² deyil. Fe²⁺, Co²⁺ və Cu⁺ kimi ümumi birinci cərgə kationlarında 4s elektronu yoxdur.
• Yanlış nəcib qaz özəyindən istifadə etmək: özək əvvəlki perioddakı nəcib qazdır, 19-dan 36-ya qədər elementlər üçün [Ar].
• Elektronları səhv saymaq: üst indekslərin cəmi atom üçün Z-ə, ion üçün isə Z mənfi yükə bərabər olmalıdır.
• Alt qabığı həddindən artıq doldurmaq, məsələn, 2p⁷ və ya 3d¹¹.
• Hər orbital bir elektron tutmamışdan əvvəl p və ya d alt qabığında elektronları cütləşdirmək.
• d blokunu yanlış qabıqda yerləşdirmək: 4-cü period 3d-ni doldurur, 4d-ni yox.
• Cr və Cu qanunauyğunluğunu məlumatları yoxlamadan onların altındakı hər elementə tətbiq etmək.