Elektronkonfiguratsioonid: Aufbau järjekord, Hundi reegel ja ioonid

Kihid, alamkihid ja orbitaalide mahutavus

Iga aatomi elektroni kirjeldatakse nelja kvantarvuga. Peakvantarv n (1, 2, 3, …) määrab elektronkihi. Orbitaalkvantarv l jookseb 0-st n − 1-ni ja määrab alamkihi: l = 0, 1, 2 ja 3 tähistatakse s, p, d ja f. Magnetkvantarv mₗ jookseb −l-st +l-ni, seega sisaldab alamkiht 2l + 1 orbitaali. Spinnkvantarv mₛ on +½ või −½.

Kuna iga orbitaal mahutab kuni kaks elektroni, mahutab s alamkiht 2, p 6, d 10 ja f 14. Täielik kiht mahutab 2n² elektroni: 2 kui n = 1, 8 kui n = 2 ja 18 kui n = 3. Need mahutavused on põhjus, miks perioodilisustabeli plokid on 2, 6, 10 ja 14 veergu laiad.

Aufbau täitumisjärjekord ja perioodilisustabel

Põhiseisundis hõivavad elektronid madalaima energiaga saadaolevaid alamkihte; see on Aufbau printsiip. Paljuelektronilises aatomis sõltub alamkihi energia l-st lisaks n-ile, sest s elektron tungib tuumale lähemale kui samalaadse n-iga p või d elektron ja on sisemiste elektronide poolt vähem varjestatud. Saadud järjekord neutraalsete aatomite jaoks on 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Reegel n + l taastoodab selle järjekorra: täida alamkihid kasvava n + l järjekorras ja kui kaks alamkihti on võrdsed, täida esmalt väiksema n-iga. Seega täitub 4s (4 + 0 = 4) enne 3d (3 + 2 = 5). Järjekorra saab välja lugeda ka perioodilisustabelist. Perioodi ületades läbid s ploki, seejärel f ploki, kui see on olemas, siis d ploki ja seejärel p ploki, kusjuures d alamkiht on perioodi numbrist ühe kihi võrra maha jäänud ja f alamkiht kahe võrra.

Järjekord ütleb, milline alamkiht saab ühelt elemendilt teisele liikudes järgmise elektroni. See ei tähenda, et 4s oleks alati madalama energiaga kui 3d. Kui 3d on hõivatud, langeb selle energia alla 4s omast, mistõttu siirdemetallide katioonid kaotavad esmalt oma 4s elektronid.

Pauli keeluprintsiip, Hundi reegel ja orbitaaldiagrammid

Pauli keeluprintsiip väidab, et ühelgi kahel aatomi elektronil ei ole samu nelja kvantarvu. Kahel ühes orbitaalis oleval elektronil on n, l ja mₗ juba ühised, seega peavad neil olema vastupidised spinnid ja ükski orbitaal ei mahuta kolmandat.

Hundi reegel kehtib degenereerunud orbitaalide kohta, mis on alamkihis võrdse energiaga. Elektronid hõivavad need ükshaaval, paralleelsete spinnidega, enne kui paardumine algab. Paardumine tõstab energiat, sest kaks elektroni ühes orbitaalis tõrjuvad üksteist tugevamini, samas kui paralleelsed spinnid eraldi orbitaalides saavad vahetusstabiliseerumise. Lämmastiku 2p³ sisaldab seega kolme paardumata elektroni ja hapniku 2p⁴ ühe paari ja kaks paardumata elektroni.

Orbitaaldiagrammil joonista iga orbitaali jaoks üks kast, täida alamkihid Aufbau järjekorras ja pane alamkihis igasse kasti üks nool enne teise lisamist. Paardumata elektronidega aatomid on paramagnetilised ja tõmbuvad magnetvälja; aatomid, kus kõik elektronid on paardunud, on diamagnetilised.

Lahendatud näited: seleen ja tsirkoonium

Näide 1: seleen, Z = 34. Täida Aufbau järjekorras, kuni 34 elektroni on paigutatud: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Kontrolli kogusummat: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Väärisgaasi tähistuse jaoks asenda esimesed 18 elektroni tähisega [Ar], väärisgaasiga, mis lõpetab eelmise perioodi: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Alamkihtide loetlemine kihi numbri järgi, nagu siin, on levinud kokkulepe; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ kirjeldab sama konfiguratsiooni täitumisjärjekorras.

Seleeni neli 4p elektroni jaotuvad kolme orbitaali vahel. Hundi reegel paneb ühe igasse ja paarib neljanda, jättes kaks paardumata elektroni. Selle kuus valentselektroni, 4s² 4p⁴, vastavad 16. rühma hapniku ja väävli välismustrile, mistõttu seleen moodustab selenidiooni Se²⁻, mis on kriptooniga isoelektrooniline.

Näide 2: tsirkoonium, Z = 40. Pärast [Kr], mis arvestab 36 elektroni, jääb alles neli. Järgmised alamkihid on 5s ja seejärel 4d, mis annab [Kr] 4d² 5s², mis ühtib NIST-i põhiseisundi andmetega. Kaks 4d elektroni hõivavad eraldi orbitaalid paralleelsete spinnidega, seega on tsirkooniumil kaks paardumata elektroni.

Kroom, vask ja erandid, mis lihtsatele reeglitele ei allu

Aufbau järjekord ennustab kroomi jaoks [Ar] 3d⁴ 4s² ja vase jaoks [Ar] 3d⁹ 4s². Spektroskoopia näitab [Ar] 3d⁵ 4s¹ ja [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Kuna 4s ja 3d on nendes aatomites energialt lähedased, langetab ühe elektroni liigutamine 3d-sse kogu energiat, mida aitab poolenisti täidetud või täidetud d alamkihi vahetusstabiliseerumine. Molübdeen, [Kr] 4d⁵ 5s¹, ja hõbe, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, järgivad sama mustrit kui nende kohal olevad elemendid.

Poolenisti täidetud alamkihi seletus ei ole üldreegel. Nioobium on [Kr] 4d⁴ 5s¹, kuigi selle 4d alamkiht ei ole lõpuks ei pooleldi ega täielikult täidetud; pallaadium on [Kr] 4d¹⁰ ilma 5s elektronideta; ja volfram, otse molübdeeni all, on [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Õpi oma kursuse nõutavad erandid andmetest, mitte tuletades neid reeglist, mis ei üldistu.

Ühest aatomist koosnevate ioonide konfiguratsioonid

Aniooni puhul lisa elektronid järgmisse saadaolevasse alamkihti: kloor, [Ne] 3s² 3p⁵, muutub Cl⁻-ks, [Ne] 3s² 3p⁶, mis on argooniga isoelektrooniline. Katiooni puhul eemalda elektronid esmalt suurima n-iga alamkihist ja selles kihis p-st enne s-i. Esimese rea siirdemetalli puhul võtab see 4s elektronid enne 3d elektrone.

Näide 3: raudioonid. Raud on [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ kaotab mõlemad 4s elektronid, andes [Ar] 3d⁶, ja Fe³⁺ kaotab veel ühe, 3d-st, andes [Ar] 3d⁵. Kontrolli arve: raual on 26 elektroni, Fe²⁺-l on 18 + 6 = 24 ja Fe³⁺-l on 18 + 5 = 23. Vabal Fe³⁺ ioonil on viis paardumata elektroni, üks igas 3d orbitaalis.

Sama loogika kehtib p plokis. Tina on [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p² ja Sn²⁺ kaotab oma kaks 5p elektroni, muutudes [Kr] 4d¹⁰ 5s². Vask(I) on [Ar] 3d¹⁰, sest vase ainus 4s elektron lahkub esimesena.

Levinud vead konfiguratsioonide kirjutamisel

Enamik konfiguratsioonivigu jaguneb mõnede mustrite vahel ja igaüht saab enne edasiliikumist kiirelt kontrollida.

Kui küsimus küsib paardumata elektrone, joonista orbitaaldiagramm osaliselt täidetud alamkihi jaoks, selle asemel et otsustada konfiguratsioonistringi järgi. Kui see küsib iooni kohta, kirjuta esmalt neutraalne aatom, seejärel lisa või eemalda elektrone.

• 3d elektronide eemaldamine enne 4s-i: Fe²⁺ on [Ar] 3d⁶, mitte [Ar] 3d⁴ 4s². Levinud esimese rea katioonidel, nagu Fe²⁺, Co²⁺ ja Cu⁺, ei ole 4s elektrone.
• Vale väärisgaasi sisemuse kasutamine: sisemus on eelmise perioodi väärisgaas, [Ar] elementidele 19 kuni 36.
• Elektronide valesti lugemine: ülaindeksid peavad aatomi puhul andma kokku Z ja iooni puhul Z miinus laeng.
• Alamkihi ületäitmine, näiteks 2p⁷ või 3d¹¹.
• Elektronide paardumine p või d alamkihis enne, kui igas orbitaalis on üks.
• d ploki paigutamine vales kihis: periood 4 täidab 3d, mitte 4d.
• Cr ja Cu mustri rakendamine kõigile nende all olevatele elementidele andmeid kontrollimata.