Care este configurația electronică externă?

Configurația electronică, denumită și structură electronică, este aranjarea electronilor în nivele de energie în jurul unui nucleu atomic.

Conform vechiului model atomic al lui Bohr, electronii ocupă mai multe niveluri în orbite în jurul nucleului, de la primul strat cel mai apropiat de nucleu, K, până la cel de-al șaptelea strat Q, care este cel mai îndepărtat de nucleu.

În ceea ce privește un model mecanic cuantic mai rafinat, straturile KQ sunt împărțite într-un set de orbite, fiecare dintre ele putând fi ocupată de nu mai mult de o pereche de electroni (Encyclopædia Britannica, 2011).

În mod obișnuit, configurația electronică este utilizată pentru a descrie orbitele unui atom în starea lui de bază, dar poate fi de asemenea folosit pentru a reprezenta un atom care a fost ionizat într-un cation sau un anion, compensând pierderea sau câștigul de electroni în respectivele lor orbite.

Multe dintre proprietățile fizice și chimice ale elementelor pot fi corelate cu configurațiile lor electronice unice. Electronii de valență, electronii din stratul exterior, sunt factorul determinant pentru chimia unică a elementului.

Concepte de bază ale configurațiilor electronice

Înainte de alocarea electronilor unui atom la orbitale, trebuie să ne familiarizăm cu conceptele de bază ale configurațiilor electronice. Fiecare element al mesei periodice constă din atomi, care sunt compuși din protoni, neutroni și electroni.

Electronii prezintă o încărcătură negativă și se găsesc în jurul nucleului atomului din orbitele electronului, definite ca volumul spațiului în care electronul poate fi găsit cu o probabilitate de 95%.

Cele patru tipuri diferite de orbite (s, p, d și f) au forme diferite, iar o orbită poate conține maximum doi electroni. Orbalii p, dyf au diferite subsoluri, astfel încât ele pot conține mai mulți electroni.

Așa cum este indicat, configurația electronică a fiecărui element este unică pentru poziția sa în tabelul periodic. Nivelul de energie este determinat de perioada și numărul de electroni este dat de numărul atomic al elementului.

Orbitalele la diferite niveluri de energie sunt similare unul cu altul, dar ocupă diferite zone din spațiu.

Orbita orbitală și orbita 2s au caracteristicile unui orbital s (noduri radiale, probabilități volum sferice, ele pot conține numai doi electroni etc.). Dar, așa cum se găsesc în diferite niveluri de energie, ele ocupă spații diferite în jurul nucleului. Fiecare orbital poate fi reprezentat de blocuri specifice în tabelul periodic.

Blocurile s reprezintă regiunea metalelor alcaline, inclusiv heliul (grupurile 1 și 2), blocul d sunt metalele de tranziție (grupurile 3 până la 12), blocul p sunt elementele grupului principal din grupurile 13-18, Și blocul f sunt serii de lantanide și actinide (Faizi, 2016).

Figura 1: Elementele tabelului periodic și perioadele acestora care variază în funcție de nivelurile energetice ale orbitalilor.

Principiul Aufbau

Aufbau provine din cuvântul german "Aufbauen", care înseamnă "a construi". În esență, atunci când scriem configurații electronice, construim orbitale electronice pe măsură ce ne mutăm de la un atom la altul.

Pe măsură ce scriem configurația electronică a unui atom, vom umple orbitele în ordine crescătoare a numărului atomic.

Principiul lui Aufbau provine din principiul excluziunii Pauli, care spune că nu există două fermioane (de exemplu, electroni) într-un atom. Aceștia pot avea acelasi set de numere cuantice, deci trebuie să se "stiveze" la niveluri mai mari de energie.

Cum se acumulează electronii este un subiect al configurațiilor electronice (principiul Aufbau, 2015).

Atomii stabili au la fel de mulți electroni ca și protonii în nucleu. Electronii se adună în jurul nucleului în orbite cuantice, urmând patru reguli de bază numite principiul Aufbau.

1. Nu există doi electroni în atom care împărtășesc aceleași patru numere cuantice n, l, m și s.
2. Electronii vor ocupa mai întâi orbitele celui mai scăzut nivel de energie.
3. Electronii vor umple mereu orbitele cu același număr de rotire. Când orbitele sunt pline, va începe.
4. Electronii vor umple orbitele cu suma numerelor cuantice n și l. Orbaliile cu valori egale (n + l) vor fi completate mai întâi cu valorile lui n mai mici.

A doua și a patra regulă sunt în esență aceleași. Un exemplu de regulă patru ar fi orbitele 2p și 3s.

O orbitală 2p este n = 2 și l = 2 și o orbită 3s este n = 3 și l = 1 (N + l) = 4 în ambele cazuri, dar orbitalul 2p are cea mai mică valoare energetică sau cea mai mică valoare n și va fi umplut înainte 3s.

Din fericire, diagrama Moeller prezentată în Figura 2 poate fi utilizată pentru a umple electronii. Graficul este citit prin executarea diagonalelor de la 1s.

Figura 2: Diagrama Moeller de umplere a configurației electronice.

Figura 2 prezintă orbitele atomice, iar săgețile urmează calea pe care urmează să o urmeze.

Acum că se știe că ordinea orbitalilor este plină, singurul lucru rămas este de a memora dimensiunea orbitalului.

S orbitele au o valoare posibilă de m _l pentru a conține doi electroni

P orbitalii au 3 valori posibile ale ml pentru a conține 6 electroni

D orbitalii au 5 valori posibile ale ml pentru a conține 10 electroni

Orbitalele F au 7 valori posibile ale ml care conțin 14 electroni

Acesta este tot ceea ce este necesar pentru a determina configurația electronică a unui atom stabil al unui element.

De exemplu, luați elementul de azot. Azotul are șapte protoni și deci șapte electroni. Primul orbital de umplere este orbitalul 1s.

O orbitală are doi electroni, deci rămân cinci electroni. Următorul orbital este orbitalul 2s și conține următoarele două. Cei trei electroni finali vor merge la orbita 2p care poate conține până la șase electroni (Helmenstine, 2017).

Importanța configurației electronice externe

Conceptele electronilor joacă un rol important în determinarea proprietăților atomilor.

Toți atomii din același grup au aceeași configurație electronică externă, cu excepția numărului atomic n, de aceea au proprietăți chimice similare.

Unii dintre factorii cheie care influențează proprietățile atomice includ dimensiunea celor mai mari orbite ocupate, energia orbitalilor energetici mai mari, numărul de vacanțe orbitale și numărul de electroni în orbitalele energetice superioare (configurațiile electronice și Proprietățile Atomilor, SF).

Majoritatea proprietăților atomice pot fi legate de gradul de atracție dintre electroni mai externi față de nucleu și numărul de electroni din stratul electronic de la extremități, numărul de electroni de valență.

Electronii stratului exterior sunt aceia care pot forma legături chimice covalente, aceia care au capacitatea de a ioniza pentru a forma cationi sau anioni și care sunt cei care dau starea de oxidare la elementele chimice (Khan, 2014).

De asemenea, vor determina raza atomică. Când n devine mai mare, raza atomică crește. Când un atom pierde un electron, va exista o contracție a razei atomice datorită scăderii încărcării negative în jurul nucleului.

Electronii stratului exterior sunt aceia care sunt luați în considerare de teoria legăturii de valență, de teoria câmpului cristalin și de teoria orbitală moleculară pentru a obține proprietățile moleculelor și hibridizările legăturilor (Bozeman Science, 2013).