Konfiguracionet elektronike: radha Aufbau, rregulli i Hundit dhe jonet

Shtresat, nënshtresat dhe kapaciteti i orbitaleve

Çdo elektron në një atom përshkruhet nga katër numra kuantikë. Numri kuantik kryesor n (1, 2, 3, …) cakton shtresën. Numri kuantik i momentit këndor l shkon nga 0 në n − 1 dhe cakton nënshtresën: l = 0, 1, 2 dhe 3 etiketohen s, p, d dhe f. Numri kuantik magnetik mₗ shkon nga −l në +l, ndaj një nënshtresë përmban 2l + 1 orbitale. Numri kuantik i spinit mₛ është +½ ose −½.

Meqenëse çdo orbital mban më së shumti dy elektrone, një nënshtresë s mban 2, p mban 6, d mban 10 dhe f mban 14. Një shtresë e plotë mban 2n² elektrone: 2 për n = 1, 8 për n = 2 dhe 18 për n = 3. Këto kapacitete janë arsyeja pse blloqet e tabelës periodike janë 2, 6, 10 dhe 14 kolona të gjera.

Radha e mbushjes Aufbau dhe tabela periodike

Në gjendjen bazë, elektronet zënë nënshtresat me energjinë më të ulët të disponueshme; ky është parimi Aufbau. Në një atom me shumë elektrone, energjia e nënshtresës varet nga l si dhe nga n, sepse një elektron s depërton më afër bërthamës se një elektron p ose d me n të ngjashëm dhe mbrohet më pak nga elektronet e brendshme. Radha që rezulton për atomet neutrale është 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Rregulli n + l e riprodhon këtë radhë: mbush nënshtresat sipas rritjes së n + l dhe kur dy nënshtresa barazohen, mbush së pari atë me n më të ulët. Kështu 4s (4 + 0 = 4) mbushet para 3d (3 + 2 = 5). Radhën mund ta lexosh edhe nga tabela periodike. Duke lëvizur nëpër një periudhë, kalo përmes bllokut s, pastaj bllokut f nëse ka, pastaj bllokut d, pastaj bllokut p, me nënshtresën d një shtresë pas numrit të periudhës dhe nënshtresën f dy pas.

Radha të tregon cila nënshtresë merr elektronin e radhës nga një element te tjetri. Ajo nuk do të thotë se 4s është gjithmonë më e ulët në energji se 3d. Pasi 3d zihet, energjia e saj bie nën atë të 4s, prandaj kationet e metaleve të tranzicionit humbasin së pari elektronet 4s.

Përjashtimi i Paulit, rregulli i Hundit dhe diagramet e orbitaleve

Parimi i përjashtimit të Paulit thotë se dy elektrone në një atom nuk kanë të njëjtët katër numra kuantikë. Dy elektrone në një orbital tashmë kanë të përbashkët n, l dhe mₗ, ndaj duhet të kenë spine të kundërta, dhe asnjë orbital nuk mund të mbajë të tretë.

Rregulli i Hundit vlen për orbitalet e degjeneruara, ato me energji të barabartë brenda një nënshtrese. Elektronet i zënë një nga një, me spine paralele, para se të fillojë çiftimi. Çiftimi e ngre energjinë, sepse dy elektrone në një orbital shtyhen më fort, ndërsa spinet paralele në orbitale të veçanta fitojnë stabilizim shkëmbimi. Prandaj 2p³ i azotit ka tri elektrone të paçiftuara dhe 2p⁴ i oksigjenit ka një çift dhe dy elektrone të paçiftuara.

Në një diagram orbitalesh, vizato një kuti për çdo orbital, mbush nënshtresat sipas radhës Aufbau dhe brenda një nënshtrese vendos një shigjetë në çdo kuti para se të shtosh të dytën. Atomet me elektrone të paçiftuara janë paramagnetikë dhe tërhiqen në një fushë magnetike; atomet me të gjitha elektronet e çiftuara janë diamagnetikë.

Shembuj të zgjidhur: seleni dhe zirkoni

Shembulli 1: seleni, Z = 34. Mbush sipas radhës Aufbau derisa të vendosen 34 elektrone: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Kontrollo totalin: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Për shënimin me gaz fisnik, zëvendëso 18 elektronet e para me [Ar], gazin fisnik që mbyll periudhën e mëparshme: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Listimi i nënshtresave sipas numrit të shtresës, si këtu, është konventë e zakonshme; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ përshkruan të njëjtin konfiguracion sipas radhës së mbushjes.

Katër elektronet 4p të selenit shpërndahen në tri orbitale. Rregulli i Hundit vendos një në secilin dhe çifton të katërtin, duke lënë dy elektrone të paçiftuara. Gjashtë elektronet e tij valente, 4s² 4p⁴, përputhen me modelin e jashtëm të oksigjenit dhe squfurit në grupin 16, prandaj seleni formon jonin selenid, Se²⁻, izoelektronik me kriptonin.

Shembulli 2: zirkoni, Z = 40. Pas [Kr], që shpjegon 36 elektrone, mbeten katër. Nënshtresat e radhës janë 5s dhe pastaj 4d, çka jep [Kr] 4d² 5s², në përputhje me të dhënat e gjendjes bazë të NIST. Dy elektronet 4d zënë orbitale të veçanta me spine paralele, ndaj zirkoni ka dy elektrone të paçiftuara.

Kromi, bakri dhe përjashtimet që i rezistojnë rregullave të thjeshta

Radha Aufbau parashikon [Ar] 3d⁴ 4s² për kromin dhe [Ar] 3d⁹ 4s² për bakrin. Spektroskopia tregon [Ar] 3d⁵ 4s¹ dhe [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Meqenëse 4s dhe 3d janë afër në energji në këto atome, lëvizja e një elektroni në 3d e ul energjinë totale, e ndihmuar nga stabilizimi i shkëmbimit i një nënshtrese d gjysmë të mbushur ose të mbushur. Molibdeni, [Kr] 4d⁵ 5s¹, dhe argjendi, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, ndjekin të njëjtin model si elementët mbi ta.

Shpjegimi me nënshtresën gjysmë të mbushur nuk është rregull i përgjithshëm. Niobi është [Kr] 4d⁴ 5s¹ edhe pse nënshtresa e tij 4d nuk del as gjysmë e mbushur as e mbushur; paladiumi është [Kr] 4d¹⁰ pa elektrone 5s; dhe volframi, drejtpërdrejt poshtë molibdenit, është [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Përjashtimet që i kërkon kursi yt mësoji nga të dhënat dhe jo duke i nxjerrë nga një rregull që nuk përgjithësohet.

Konfiguracionet e joneve monoatomikë

Për një anion, shto elektrone në nënshtresën e radhës të disponueshme: kloru, [Ne] 3s² 3p⁵, bëhet Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, izoelektronik me argonin. Për një kation, hiq së pari elektronet nga nënshtresa me n më të lartë, dhe brenda asaj shtrese nga p para s. Për një metal tranzicioni të rreshtit të parë, kjo merr elektronet 4s para çdo elektroni 3d.

Shembulli 3: jonet e hekurit. Hekuri është [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ humb të dy elektronet 4s dhe jep [Ar] 3d⁶, dhe Fe³⁺ humb edhe një tjetër, nga 3d, dhe jep [Ar] 3d⁵. Kontrollo numërimet: hekuri ka 26 elektrone, Fe²⁺ ka 18 + 6 = 24 dhe Fe³⁺ ka 18 + 5 = 23. Joni i lirë Fe³⁺ ka pesë elektrone të paçiftuara, një në çdo orbital 3d.

E njëjta logjikë vlen në bllokun p. Kallaji është [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², dhe Sn²⁺ humb dy elektronet e tij 5p dhe bëhet [Kr] 4d¹⁰ 5s². Bakri(I) është [Ar] 3d¹⁰, sepse elektroni i vetëm 4s i bakrit ikën i pari.

Gabime të zakonshme gjatë shkrimit të konfiguracioneve

Shumica e gabimeve të konfiguracionit bien në disa modele dhe secili mund të kapet me një kontroll të shpejtë para se të vazhdosh.

Kur një pyetje kërkon elektrone të paçiftuara, vizato diagramin e orbitaleve për nënshtresën pjesërisht të mbushur në vend që të gjykosh nga vargu i konfiguracionit. Kur pyet për një jon, shkruaj së pari atomin neutral, pastaj shto ose hiq elektrone.

• Heqja e elektroneve 3d para 4s: Fe²⁺ është [Ar] 3d⁶, jo [Ar] 3d⁴ 4s². Kationet e zakonshëm të rreshtit të parë si Fe²⁺, Co²⁺ dhe Cu⁺ nuk kanë elektrone 4s.
• Përdorimi i bërthamës së gabuar të gazit fisnik: bërthama është gazi fisnik i periudhës së mëparshme, [Ar] për elementët 19 deri në 36.
• Numërimi i gabuar i elektroneve: eksponentët duhet të mblidhen në Z për një atom dhe në Z minus ngarkesën për një jon.
• Mbushja e tepërt e një nënshtrese, si 2p⁷ ose 3d¹¹.
• Çiftimi i elektroneve në një nënshtresë p ose d para se çdo orbital të mbajë një.
• Vendosja e bllokut d në shtresën e gabuar: periudha 4 mbush 3d, jo 4d.
• Zbatimi i modelit Cr dhe Cu për çdo element poshtë tyre pa kontrolluar të dhënat.