Konfigurasi Elektron: Tertib Aufbau, Petua Hund dan Ion

Petala, subpetala dan muatan orbital

Setiap elektron dalam atom diterangkan oleh empat nombor kuantum. Nombor kuantum utama n (1, 2, 3, …) menentukan petala. Nombor kuantum momentum sudut l berjulat dari 0 hingga n − 1 dan menentukan subpetala: l = 0, 1, 2 dan 3 dilabelkan s, p, d dan f. Nombor kuantum magnet mₗ berjulat dari −l hingga +l, jadi subpetala mengandungi 2l + 1 orbital. Nombor kuantum spin mₛ ialah +½ atau −½.

Oleh sebab setiap orbital memuatkan paling banyak dua elektron, subpetala s memuatkan 2, p memuatkan 6, d memuatkan 10, dan f memuatkan 14. Petala lengkap memuatkan 2n² elektron: 2 bagi n = 1, 8 bagi n = 2, dan 18 bagi n = 3. Muatan inilah sebabnya blok jadual berkala berlebar 2, 6, 10 dan 14 lajur.

Tertib pengisian Aufbau dan jadual berkala

Dalam keadaan dasar, elektron menduduki subpetala bertenaga terendah yang ada; ini ialah prinsip Aufbau. Dalam atom berbilang elektron, tenaga subpetala bergantung pada l serta n, kerana elektron s menembusi lebih dekat dengan nukleus berbanding elektron p atau d dengan n yang serupa dan kurang dilindungi oleh elektron dalam. Tertib yang terhasil bagi atom neutral ialah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Peraturan n + l menghasilkan semula tertib ini: isi subpetala mengikut tertib n + l yang meningkat, dan apabila dua subpetala sama, isi yang n-nya lebih rendah dahulu. Jadi 4s (4 + 0 = 4) diisi sebelum 3d (3 + 2 = 5). Anda juga boleh membaca tertib itu daripada jadual berkala. Bergerak merentasi suatu kala, anda melalui blok s, kemudian blok f jika ada, kemudian blok d, kemudian blok p, dengan subpetala d satu petala di belakang nombor kala dan subpetala f dua di belakang.

Tertib itu memberitahu anda subpetala mana yang menerima elektron seterusnya dari satu unsur ke unsur berikutnya. Ia tidak bermakna 4s sentiasa lebih rendah tenaganya daripada 3d. Setelah 3d diduduki, tenaganya jatuh di bawah tenaga 4s, itulah sebabnya kation logam peralihan kehilangan elektron 4s dahulu.

Pengecualian Pauli, petua Hund dan gambar rajah orbital

Prinsip pengecualian Pauli menyatakan bahawa tiada dua elektron dalam atom yang berkongsi empat nombor kuantum yang sama. Dua elektron dalam satu orbital sudah berkongsi n, l dan mₗ, jadi mereka mesti mempunyai spin bertentangan, dan tiada orbital boleh memuatkan elektron ketiga.

Petua Hund terpakai pada orbital terdegenerat, iaitu orbital bertenaga sama dalam subpetala. Elektron menduduki orbital itu secara bersendirian, dengan spin selari, sebelum sebarang pemasangan bermula. Pemasangan menaikkan tenaga kerana dua elektron dalam satu orbital saling menolak dengan lebih kuat, manakala spin selari dalam orbital berasingan memperoleh penstabilan pertukaran. Oleh itu 2p³ nitrogen mempunyai tiga elektron tak berpasangan, dan 2p⁴ oksigen mempunyai satu pasangan dan dua elektron tak berpasangan.

Dalam gambar rajah orbital, lukis satu kotak bagi setiap orbital, isi subpetala mengikut tertib Aufbau, dan dalam subpetala letakkan satu anak panah dalam setiap kotak sebelum menambah yang kedua. Atom dengan elektron tak berpasangan adalah paramagnet dan ditarik ke dalam medan magnet; atom dengan semua elektron berpasangan adalah diamagnet.

Contoh penyelesaian: selenium dan zirkonium

Contoh 1: selenium, Z = 34. Isi mengikut tertib Aufbau sehingga 34 elektron diletakkan: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Semak jumlahnya: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Untuk tatatanda gas adi, gantikan 18 elektron pertama dengan [Ar], gas adi yang menamatkan kala sebelumnya: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Menyenaraikan subpetala mengikut nombor petala, seperti di sini, ialah konvensyen lazim; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ menerangkan konfigurasi yang sama mengikut tertib pengisian.

Empat elektron 4p selenium tersebar pada tiga orbital. Petua Hund meletakkan satu dalam setiap orbital dan memasangkan yang keempat, meninggalkan dua elektron tak berpasangan. Enam elektron valensnya, 4s² 4p⁴, sepadan dengan corak luar oksigen dan sulfur dalam kumpulan 16, itulah sebabnya selenium membentuk ion selenida, Se²⁻, yang isoelektron dengan kripton.

Contoh 2: zirkonium, Z = 40. Selepas [Kr], yang menyumbang 36 elektron, empat lagi tinggal. Subpetala seterusnya ialah 5s dan kemudian 4d, memberikan [Kr] 4d² 5s², yang sepadan dengan data keadaan dasar NIST. Dua elektron 4d menduduki orbital berasingan dengan spin selari, jadi zirkonium mempunyai dua elektron tak berpasangan.

Kromium, kuprum dan pengecualian yang melawan peraturan mudah

Tertib Aufbau meramalkan [Ar] 3d⁴ 4s² bagi kromium dan [Ar] 3d⁹ 4s² bagi kuprum. Spektroskopi menunjukkan [Ar] 3d⁵ 4s¹ dan [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Oleh sebab 4s dan 3d hampir sama tenaganya dalam atom ini, memindahkan satu elektron ke 3d merendahkan jumlah tenaga, dibantu oleh penstabilan pertukaran subpetala d yang separuh penuh atau penuh. Molibdenum, [Kr] 4d⁵ 5s¹, dan argentum, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, mengikut corak yang sama seperti unsur di atasnya.

Penjelasan subpetala separuh penuh bukan peraturan umum. Niobium ialah [Kr] 4d⁴ 5s¹ walaupun subpetala 4d-nya tidak separuh penuh mahupun penuh; paladium ialah [Kr] 4d¹⁰ tanpa elektron 5s; dan tungsten, tepat di bawah molibdenum, ialah [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Pelajari pengecualian yang diperlukan kursus anda daripada data dan bukannya menerbitkannya daripada peraturan yang tidak boleh diitlakkan.

Konfigurasi ion monoatom

Bagi anion, tambah elektron pada subpetala seterusnya yang ada: klorin, [Ne] 3s² 3p⁵, menjadi Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, isoelektron dengan argon. Bagi kation, keluarkan elektron daripada subpetala dengan n tertinggi dahulu, dan dalam petala itu daripada p sebelum s. Bagi logam peralihan baris pertama, itu mengambil elektron 4s sebelum sebarang elektron 3d.

Contoh 3: ion ferum. Ferum ialah [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ kehilangan kedua-dua elektron 4s untuk memberikan [Ar] 3d⁶, dan Fe³⁺ kehilangan satu lagi, daripada 3d, untuk memberikan [Ar] 3d⁵. Semak kiraan: ferum mempunyai 26 elektron, Fe²⁺ mempunyai 18 + 6 = 24, dan Fe³⁺ mempunyai 18 + 5 = 23. Ion Fe³⁺ bebas mempunyai lima elektron tak berpasangan, satu dalam setiap orbital 3d.

Logik yang sama terpakai dalam blok p. Stanum ialah [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², dan Sn²⁺ kehilangan dua elektron 5p untuk menjadi [Kr] 4d¹⁰ 5s². Kuprum(I) ialah [Ar] 3d¹⁰, kerana satu-satunya elektron 4s kuprum keluar dahulu.

Kesilapan lazim semasa menulis konfigurasi

Kebanyakan kesilapan konfigurasi tergolong dalam beberapa corak, dan setiap satu boleh ditangkap dengan semakan pantas sebelum anda meneruskan.

Apabila soalan meminta elektron tak berpasangan, lukis gambar rajah orbital untuk subpetala yang separa penuh dan bukannya menilai daripada rentetan konfigurasi. Apabila ia bertanya tentang ion, tulis atom neutral dahulu, kemudian tambah atau keluarkan elektron.

• Mengeluarkan elektron 3d sebelum 4s: Fe²⁺ ialah [Ar] 3d⁶, bukan [Ar] 3d⁴ 4s². Kation baris pertama yang lazim seperti Fe²⁺, Co²⁺ dan Cu⁺ tidak mempunyai elektron 4s.
• Menggunakan teras gas adi yang salah: terasnya ialah gas adi daripada kala sebelumnya, [Ar] bagi unsur 19 hingga 36.
• Tersalah kira elektron: superskrip mesti berjumlah Z bagi atom dan Z tolak cas bagi ion.
• Mengisi subpetala secara berlebihan, seperti 2p⁷ atau 3d¹¹.
• Memasangkan elektron dalam subpetala p atau d sebelum setiap orbital memuatkan satu.
• Meletakkan blok d dalam petala yang salah: kala 4 mengisi 3d, bukan 4d.
• Menggunakan corak Cr dan Cu pada setiap unsur di bawahnya tanpa menyemak data.