Elektronų konfigūracijos: užpildymo tvarka, Hundo taisyklė ir jonai

Sluoksniai, posluoksniai ir orbitalių talpa

Kiekvienas atomo elektronas aprašomas keturiais kvantiniais skaičiais. Pagrindinis kvantinis skaičius n (1, 2, 3, …) nustato sluoksnį. Orbitinio judesio kiekio momento kvantinis skaičius l kinta nuo 0 iki n − 1 ir nustato posluoksnį: l = 0, 1, 2 ir 3 žymimi s, p, d ir f. Magnetinis kvantinis skaičius mₗ kinta nuo −l iki +l, taigi posluoksnyje yra 2l + 1 orbitalių. Sukinio kvantinis skaičius mₛ yra +½ arba −½.

Kadangi kiekvienoje orbitalėje telpa daugiausia du elektronai, s posluoksnyje telpa 2, p – 6, d – 10, o f – 14. Pilname sluoksnyje telpa 2n² elektronų: 2, kai n = 1, 8, kai n = 2, ir 18, kai n = 3. Dėl šių talpų periodinės lentelės blokai yra 2, 6, 10 ir 14 stulpelių pločio.

Užpildymo tvarka (aufbau) ir periodinė lentelė

Pagrindinėje būsenoje elektronai užima žemiausios energijos esamus posluoksnius; tai yra užpildymo (aufbau) principas. Daugiaelektroniame atome posluoksnio energija priklauso ir nuo l, ir nuo n, nes s elektronas prasiskverbia arčiau branduolio nei panašaus n p ar d elektronas ir yra mažiau ekranuojamas vidinių elektronų. Gauta neutralių atomų tvarka yra 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Taisyklė n + l atkuria šią tvarką: posluoksnius pildykite didėjančio n + l tvarka, o kai du posluoksniai lygūs, pirmiausia pildykite tą, kurio n mažesnis. Taigi 4s (4 + 0 = 4) užpildomas prieš 3d (3 + 2 = 5). Tvarką galima perskaityti ir iš periodinės lentelės. Judėdami palei periodą, pereinate per s bloką, tada f bloką, jei jis yra, tada d bloką, tada p bloką; d posluoksnis atsilieka vienu sluoksniu nuo periodo numerio, o f – dviem.

Tvarka nurodo, kuris posluoksnis gauna kitą elektroną pereinant nuo vieno elemento prie kito. Tai nereiškia, kad 4s visada yra žemesnės energijos nei 3d. Kai 3d užimtas, jo energija nukrenta žemiau nei 4s, todėl pereinamųjų metalų katijonai pirmiausia praranda 4s elektronus.

Pauli draudimo principas, Hundo taisyklė ir orbitalių diagramos

Pauli draudimo principas teigia, kad jokie du atomo elektronai neturi tų pačių keturių kvantinių skaičių. Du elektronai vienoje orbitalėje jau turi bendrus n, l ir mₗ, todėl jų sukiniai turi būti priešingi, ir jokia orbitalė negali talpinti trečio.

Hundo taisyklė taikoma išsigimusioms orbitalėms, tai yra vienodos energijos orbitalėms posluoksnyje. Elektronai jas užima po vieną, su lygiagrečiais sukiniais, prieš pradedant poruotis. Poravimasis padidina energiją, nes du elektronai vienoje orbitalėje stipriau stumia vienas kitą, o lygiagretūs sukiniai skirtingose orbitalėse įgyja mainų stabilizaciją. Todėl azoto 2p³ turi tris nesuporuotus elektronus, o deguonies 2p⁴ turi vieną porą ir du nesuporuotus elektronus.

Orbitalių diagramoje nubraižykite po vieną langelį kiekvienai orbitalei, pildykite posluoksnius užpildymo tvarka, o posluoksnyje prieš dedant antrą rodyklę padėkite po vieną rodyklę į kiekvieną langelį. Atomai su nesuporuotais elektronais yra paramagnetiniai ir yra traukiami į magnetinį lauką; atomai, kurių visi elektronai suporuoti, yra diamagnetiniai.

Išspręsti pavyzdžiai: selenas ir cirkonis

1 pavyzdys: selenas, Z = 34. Pildykite užpildymo tvarka, kol bus išdėstyta 34 elektronai: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Patikrinkite sumą: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Tauriųjų dujų žymėjimui pirmuosius 18 elektronų pakeiskite [Ar], taurijomis dujomis, baigiančiomis ankstesnį periodą: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Posluoksnių išvardijimas pagal sluoksnio numerį, kaip čia, yra įprasta konvencija; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ aprašo tą pačią konfigūraciją pagal pildymo tvarką.

Seleno keturi 4p elektronai pasiskirsto per tris orbitales. Hundo taisyklė po vieną deda į kiekvieną ir suporuoja ketvirtąjį, todėl lieka du nesuporuoti elektronai. Jo šeši valentiniai elektronai, 4s² 4p⁴, atitinka deguonies ir sieros išorinį pobūdį 16 grupėje, todėl selenas sudaro selenido joną, Se²⁻, izoelektroninį su kriptonu.

2 pavyzdys: cirkonis, Z = 40. Po [Kr], kuris apima 36 elektronus, lieka keturi. Kiti posluoksniai yra 5s ir tada 4d, todėl gaunama [Kr] 4d² 5s², kas sutampa su NIST pagrindinės būsenos duomenimis. Du 4d elektronai užima atskiras orbitales su lygiagrečiais sukiniais, todėl cirkonis turi du nesuporuotus elektronus.

Chromas, varis ir išimtys, nepaklūstančios paprastoms taisyklėms

Pagal užpildymo tvarką chromui numatoma [Ar] 3d⁴ 4s², o variui [Ar] 3d⁹ 4s². Spektroskopija rodo [Ar] 3d⁵ 4s¹ ir [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Kadangi šiuose atomuose 4s ir 3d energijos yra artimos, vieno elektrono perkėlimas į 3d sumažina bendrą energiją, kuriai padeda pusiau užpildyto ar užpildyto d posluoksnio mainų stabilizacija. Molibdenas, [Kr] 4d⁵ 5s¹, ir sidabras, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, seka tuo pačiu dėsningumu kaip ir virš jų esantys elementai.

Pusiau užpildyto posluoksnio paaiškinimas nėra bendra taisyklė. Niobio konfigūracija yra [Kr] 4d⁴ 5s¹, nors jo 4d posluoksnis galiausiai nėra nei pusiau užpildytas, nei užpildytas; paladis yra [Kr] 4d¹⁰ be 5s elektronų; o volframas, tiesiai po molibdenu, yra [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Išimčių, kurių reikalauja jūsų kursas, mokykitės iš duomenų, o ne išveskite jų iš taisyklės, kuri nėra bendra.

Vienatomių jonų konfigūracijos

Anijonui elektronus pridėkite į kitą esamą posluoksnį: chloras, [Ne] 3s² 3p⁵, tampa Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, izoelektroniniu su argonu. Katijonui pirmiausia šalinkite elektronus iš posluoksnio su didžiausiu n, o to sluoksnio viduje – iš p prieš s. Pirmosios eilės pereinamajam metalui tai reiškia, kad 4s elektronai pašalinami prieš bet kuriuos 3d elektronus.

3 pavyzdys: geležies jonai. Geležis yra [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ praranda abu 4s elektronus ir tampa [Ar] 3d⁶, o Fe³⁺ praranda dar vieną iš 3d ir tampa [Ar] 3d⁵. Patikrinkite skaičius: geležis turi 26 elektronus, Fe²⁺ turi 18 + 6 = 24, o Fe³⁺ turi 18 + 5 = 23. Laisvas Fe³⁺ jonas turi penkis nesuporuotus elektronus, po vieną kiekvienoje 3d orbitalėje.

Ta pati logika taikoma p bloke. Alavas yra [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², o Sn²⁺ praranda du 5p elektronus ir tampa [Kr] 4d¹⁰ 5s². Vario(I) konfigūracija yra [Ar] 3d¹⁰, nes vienintelis vario 4s elektronas išeina pirmas.

Dažnos klaidos užrašant konfigūracijas

Dauguma konfigūracijų klaidų patenka į kelis dėsningumus, ir kiekvieną galima pastebėti greita patikra prieš judant toliau.

Kai klausiama apie nesuporuotus elektronus, nubraižykite iš dalies užpildyto posluoksnio orbitalių diagramą, o ne spręskite iš konfigūracijos eilutės. Kai klausiama apie joną, pirmiausia užrašykite neutralų atomą, tada pridėkite ar pašalinkite elektronus.

• 3d elektronų šalinimas prieš 4s: Fe²⁺ yra [Ar] 3d⁶, o ne [Ar] 3d⁴ 4s². Įprasti pirmosios eilės katijonai, tokie kaip Fe²⁺, Co²⁺ ir Cu⁺, neturi 4s elektronų.
• Netinkamo tauriųjų dujų branduolio naudojimas: branduolys yra ankstesnio periodo tauriosios dujos, [Ar] elementams nuo 19 iki 36.
• Neteisingas elektronų skaičiavimas: laipsnių rodikliai turi sudėti į Z atomui ir į Z minus krūvis jonui.
• Posluoksnio perpildymas, pavyzdžiui, 2p⁷ ar 3d¹¹.
• Elektronų poravimas p ar d posluoksnyje prieš kiekvienai orbitalei gaunant po vieną.
• D bloko padėjimas į netinkamą sluoksnį: 4 periode pildomas 3d, o ne 4d.
• Cr ir Cu dėsningumo taikymas kiekvienam žemiau esančiam elementui netikrinant duomenų.