Elektronu konfigurācijas: Aufbau secība, Hunda likums un joni

Čaulas, apakščaulas un orbitāļu ietilpība

Katru elektronu atomā apraksta ar četriem kvantu skaitļiem. Galvenais kvantu skaitlis n (1, 2, 3, …) nosaka čaulu. Orbitālais kvantu skaitlis l mainās no 0 līdz n − 1 un nosaka apakščaulu: l = 0, 1, 2 un 3 apzīmē ar s, p, d un f. Magnētiskais kvantu skaitlis mₗ mainās no −l līdz +l, tāpēc apakščaulā ir 2l + 1 orbitāles. Spina kvantu skaitlis mₛ ir +½ vai −½.

Tā kā katrā orbitālē ir ne vairāk kā divi elektroni, s apakščaulā ietilpst 2, p – 6, d – 10 un f – 14. Pilnā čaulā ietilpst 2n² elektroni: 2, ja n = 1, 8, ja n = 2, un 18, ja n = 3. Šīs ietilpības ir iemesls, kāpēc periodiskās tabulas bloki ir 2, 6, 10 un 14 kolonnas platumā.

Aufbau aizpildīšanas secība un periodiskā tabula

Pamatstāvoklī elektroni aizņem zemākās enerģijas apakščaulas, kas ir pieejamas; tas ir Aufbau princips. Daudzelektronu atomā apakščaulas enerģija ir atkarīga gan no l, gan no n, jo s elektrons iekļūst tuvāk kodolam nekā p vai d elektrons ar līdzīgu n un to mazāk ekranē iekšējie elektroni. Iegūtā secība neitrāliem atomiem ir 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Noteikums n + l atveido šo secību: aizpildiet apakščaulas pieaugošā n + l secībā, un, ja divas apakščaulas ir vienādas, vispirms aizpildiet to ar mazāko n. Tātad 4s (4 + 0 = 4) aizpildās pirms 3d (3 + 2 = 5). Secību var nolasīt arī no periodiskās tabulas. Pārvietojoties pāri periodam, jūs izejat cauri s blokam, tad f blokam, ja tāds ir, tad d blokam, tad p blokam, un d apakščaula ir par vienu čaulu mazāka nekā perioda numurs, bet f apakščaula par divām.

Secība norāda, kura apakščaula saņem nākamo elektronu, pārejot no viena elementa pie nākamā. Tas nenozīmē, ka 4s vienmēr ir zemākas enerģijas nekā 3d. Kad 3d ir aizņemta, tās enerģija nokrītas zem 4s enerģijas, tāpēc pārejas metālu katjoni vispirms zaudē 4s elektronus.

Pauli izslēgšanas princips, Hunda likums un orbitāļu diagrammas

Pauli izslēgšanas princips nosaka, ka nekādiem diviem elektroniem atomā nav vienādi visi četri kvantu skaitļi. Diviem elektroniem vienā orbitālē jau ir kopīgi n, l un mₗ, tāpēc tiem jābūt pretējiem spiniem, un nevienā orbitālē nevar ietilpt trešais.

Hunda likums attiecas uz deģenerētām orbitālēm, kurām apakščaulā ir vienāda enerģija. Elektroni tās aizņem pa vienam ar paralēliem spiniem, pirms sākas jebkāda sapārošanās. Sapārošanās paaugstina enerģiju, jo divi elektroni vienā orbitālē stiprāk atgrūžas, bet paralēli spini atsevišķās orbitālēs iegūst apmaiņas stabilizāciju. Tāpēc slāpekļa 2p³ ir trīs nesapārotie elektroni, bet skābekļa 2p⁴ ir viens pāris un divi nesapārotie elektroni.

Orbitāļu diagrammā zīmējiet vienu rūtiņu uz orbitāli, aizpildiet apakščaulas Aufbau secībā un apakščaulā ielieciet vienu bultiņu katrā rūtiņā, pirms pievienojat otru. Atomi ar nesapārotiem elektroniem ir paramagnētiski un tiek ievilkti magnētiskajā laukā; atomi, kuriem visi elektroni ir sapāroti, ir diamagnētiski.

Risināti piemēri: selēns un cirkonijs

1. piemērs: selēns, Z = 34. Aizpildiet Aufbau secībā, līdz ir izvietoti 34 elektroni: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Pārbaudiet kopsummu: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Cēlgāzes pierakstam aizstājiet pirmos 18 elektronus ar [Ar], cēlgāzi, kas noslēdz iepriekšējo periodu: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Apakščaulu uzskaitīšana pēc čaulas numura, kā šeit, ir izplatīta konvencija; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ apraksta to pašu konfigurāciju aizpildīšanas secībā.

Selēna četri 4p elektroni sadalās pa trim orbitālēm. Hunda likums ievieto vienu katrā un sapāro ceturto, atstājot divus nesapārotus elektronus. Tā seši valences elektroni 4s² 4p⁴ atbilst skābekļa un sēra ārējam modelim 16. grupā, tāpēc selēns veido selenīda jonu Se²⁻, kas ir izoelektronisks ar kriptonu.

2. piemērs: cirkonijs, Z = 40. Pēc [Kr], kas aptver 36 elektronus, paliek četri. Nākamās apakščaulas ir 5s un tad 4d, iegūstot [Kr] 4d² 5s², kas sakrīt ar NIST pamatstāvokļa datiem. Abi 4d elektroni aizņem atsevišķas orbitāles ar paralēliem spiniem, tāpēc cirkonijam ir divi nesapārotie elektroni.

Hroms, varš un izņēmumi, kas nepadodas vienkāršiem noteikumiem

Aufbau secība hromam paredz [Ar] 3d⁴ 4s² un varam [Ar] 3d⁹ 4s². Spektroskopija uzrāda [Ar] 3d⁵ 4s¹ un [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Tā kā šajos atomos 4s un 3d enerģijas ir tuvas, viena elektrona pārvietošana uz 3d samazina kopējo enerģiju, ko palīdz pusaizpildītas vai pilnas d apakščaulas apmaiņas stabilizācija. Molibdēns [Kr] 4d⁵ 5s¹ un sudrabs [Kr] 4d¹⁰ 5s¹ seko tādai pašai likumsakarībai kā virs tiem esošie elementi.

Pusaizpildītas apakščaulas skaidrojums nav vispārīgs noteikums. Niobijs ir [Kr] 4d⁴ 5s¹, lai gan tā 4d apakščaula galu galā nav ne līdz pusei aizpildīta, ne pilna; pallādijs ir [Kr] 4d¹⁰ bez 5s elektroniem; un volframs, tieši zem molibdēna, ir [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Izņēmumus, kas vajadzīgi jūsu kursā, apgūstiet no datiem, nevis atvasiniet no noteikuma, kas neattiecas uz visiem.

Monoatomisko jonu konfigurācijas

Anjonam pievienojiet elektronus nākamajā pieejamajā apakščaulā: hlors [Ne] 3s² 3p⁵ kļūst par Cl⁻ [Ne] 3s² 3p⁶, izoelektronisku ar argonu. Katjonam vispirms noņemiet elektronus no apakščaulas ar vislielāko n un šajā čaulā no p pirms s. Pirmās rindas pārejas metālam tas noņem 4s elektronus pirms jebkuriem 3d elektroniem.

3. piemērs: dzelzs joni. Dzelzs ir [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ zaudē abus 4s elektronus un iegūst [Ar] 3d⁶, bet Fe³⁺ zaudē vēl vienu, no 3d, un iegūst [Ar] 3d⁵. Pārbaudiet skaitus: dzelzij ir 26 elektroni, Fe²⁺ ir 18 + 6 = 24 un Fe³⁺ ir 18 + 5 = 23. Brīvajam Fe³⁺ jonam ir pieci nesapārotie elektroni, pa vienam katrā 3d orbitālē.

Tāda pati loģika attiecas uz p bloku. Alva ir [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², un Sn²⁺ zaudē abus 5p elektronus un kļūst par [Kr] 4d¹⁰ 5s². Vara(I) ir [Ar] 3d¹⁰, jo vara vienīgais 4s elektrons aiziet pirmais.

Biežākās kļūdas, rakstot konfigurācijas

Lielākā daļa konfigurāciju kļūdu iekļaujas dažos modeļos, un katru var pamanīt ar ātru pārbaudi, pirms ejat tālāk.

Kad jautājums prasa nesapārotos elektronus, uzzīmējiet daļēji aizpildītās apakščaulas orbitāļu diagrammu, nevis spriediet pēc konfigurācijas virknes. Kad tas jautā par jonu, vispirms uzrakstiet neitrālo atomu, pēc tam pievienojiet vai noņemiet elektronus.

• 3d elektronu noņemšana pirms 4s: Fe²⁺ ir [Ar] 3d⁶, nevis [Ar] 3d⁴ 4s². Parastajiem pirmās rindas katjoniem, piemēram, Fe²⁺, Co²⁺ un Cu⁺, 4s elektronu nav.
• Nepareiza cēlgāzes kodola izmantošana: kodols ir iepriekšējā perioda cēlgāze, [Ar] elementiem no 19 līdz 36.
• Elektronu nepareiza saskaitīšana: augšindeksiem jāsummējas līdz Z atomam un līdz Z minus lādiņš jonam.
• Apakščaulas pārpildīšana, piemēram, 2p⁷ vai 3d¹¹.
• Elektronu sapārošana p vai d apakščaulā, pirms katrā orbitālē ir viens.
• d bloka ievietošana nepareizā čaulā: 4. periodā aizpilda 3d, nevis 4d.
• Cr un Cu likumsakarības piemērošana katram elementam zem tiem, nepārbaudot datus.