Hogyan kell csinálni az orbitális diagramokat

Az elektronpálya-diagramok és az írásos konfigurációk megmondják, hogy mely atomok vannak kitöltve és melyek részben vannak feltöltve. A vegyérték-elektronok száma hatással van kémiai tulajdonságaikra, valamint a fajlagos sorrendre és a pályák tulajdonságai fontosak a fizikában, ezért sok hallgatónak meg kell ismernie a alapok. A jó hír az, hogy az orbitális diagramokat, az elektronkonfigurációkat (rövidítésben és teljes formában egyaránt) és az elektronok pontdiagramjait nagyon könnyű megérteni, ha már megért néhány alapot.

TL; DR (túl hosszú; Nem olvastam)

Az elektronkonfigurációk formátuma: 1s² 2s² 2p⁶. Az első szám a fő kvantumszám (n), a betű pedig az l (szögimpulzus-kvantumszám; 1 = s, 2 = p, 3 = d és 4 = f) a pályára, és a felső index száma megmondja, hogy hány elektron van abban a pályán. Az orbitális diagramok ugyanazt az alapformátumot használják, de az elektronok számai helyett ↑ és ↓ nyilakat használnak, valamint mindegyik pályának megadják a saját vonalát az elektronok pörgéseinek ábrázolására is.

Az elektronkonfigurációkat egy ilyen kinézettel fejezzük ki: 1s² 2s² 2p¹. Ismerje meg ennek a jelölésnek a három fő részét, hogy megértse a működését. Az első szám megadja az „energiaszintet”, vagy a fő kvantumszámot (n). A második betű megadja az (l) értékét, a szögmomentum kvantumszámát. L = 1 esetén a betű s, l = 2 esetén p, l = 3 esetében d, l = 4 esetében f és magasabb számok esetén ábécé sorrendben növekszik ettől a ponttól. Ne felejtsük el, hogy s pályák legfeljebb két elektront tartalmaznak, p pályák legfeljebb hatot, d maximum 10 és f maximum 14 elektront tartalmaznak.

Az Aufbau-elv azt mondja neked, hogy a legalacsonyabb energiájú pályák töltődnek ki először, de az adott sorrend nem egymást követő módon könnyen megjegyezhető. A kitöltési sorrendet bemutató diagram az Erőforrások részben található. Vegye figyelembe, hogy az n = 1 szintnek csak s pályája van, az n = 2 szintnek csak s és p pályája van, az n = 3 szintnek pedig csak s, p és d pályája van.

Ezekkel a szabályokkal könnyű dolgozni, ezért a skandium konfigurációjának jelölése:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹

Ami azt mutatja, hogy az egész n = 1 és n = 2 szint megtelt, az n = 4 szintet elindították, de a 3d héj csak egy elektront tartalmaz, míg maximális foglaltsága 10. Ez az elektron a vegyérték elektron.

Azonosítson egy elemet a jelölésből azáltal, hogy egyszerűen megszámolja az elektronokat, és megtalálja az egy megfelelő atomszámú elemet.

Minden egyes pályát nehezebb elemek megírása fárasztó, ezért a fizikusok gyakran rövidítéssel élnek. Ez úgy működik, hogy a nemesgázokat (a periódusos rendszer jobb oldali oszlopában) használjuk kiindulópontként, és hozzáadjuk az utolsó pályákat. Tehát a szkandium konfigurációja megegyezik az argonnal, kivéve két extra pályán lévő elektronokat. A gyorsírás forma tehát:

[Ar] 4s² 3d¹

Mivel az argon konfigurációja:

[Ar] = 1 s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Ezt a hidrogéntől és a héliumtól eltekintve bármilyen elemhez felhasználhatja.

Az orbitális diagramok olyanok, mint az imént bevezetett konfigurációs jelölés, kivéve az elektronok pörgetését. Használja a Pauli kirekesztés elvét és Hund szabályát a héjak kitöltésének kidolgozásához. A kizárás elve kimondja, hogy két elektron nem oszthatja meg ugyanazt a négy kvantumszámot, ami alapvetően ellentétes pörgésű elektronokat tartalmazó állapotpárokat eredményez. Hund szabálya szerint a legstabilabb konfiguráció az, amelyiknél a lehető legtöbb párhuzamos pörgetés van. Ez azt jelenti, hogy a részben teljes héjak pályadiagramjainak megírásakor töltse ki az összes felpörgő elektronot, mielőtt bármilyen lefelé pörgő elektron hozzáadódik.

Ez a példa bemutatja az orbitális diagramok működését, az argont használva példaként:

3p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

3s ↑ ↓

2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

2s ↑ ↓

1s ↑ ↓

Az elektronokat a nyilak képviselik, amelyek szintén jelzik a pörgésüket, a bal oldali jelölés pedig szabványos elektronkonfigurációs jelölés. Vegye figyelembe, hogy a nagyobb energiájú pályák a diagram tetején találhatók. A részben teljes héj esetében Hund szabálya előírja, hogy ezeket így töltsék ki (nitrogént használva példaként).

2p ↑ ↑ ↑

2s ↑ ↓

1s ↑ ↓

A pontdiagramok nagyon különböznek az orbitális diagramoktól, de még mindig nagyon könnyen érthetőek. Ezek a középen lévő elem szimbólumából állnak, pontokkal körülvéve, amelyek a vegyérték elektronok számát jelzik. Például a szénnek négy vegyértékű elektronja és C szimbóluma van, így a következőképpen ábrázolva:

∙

∙ C ∙

∙

Az oxigénnek (O) hatja van, tehát a következőképpen jelenik meg:

∙

∙∙ O ∙

∙∙

Ha az elektronokat két atom osztja meg (kovalens kötésben), akkor az atomok ugyanúgy osztják meg a diagram pontját. Ez a megközelítést nagyon hasznosá teszi a kémiai kötés megértése szempontjából.