כיצד לעשות דיאגרמות מסלוליות

דיאגרמות מסלולי אלקטרונים ותצורות כתובות מספרות לכם איזה מסלולים מלאים ואילו ממולאים חלקית לכל אטום. מספר אלקטרוני הערכיות משפיע על המאפיינים הכימיים שלהם ועל הסדר הספציפי תכונות האורביטליות חשובות בפיזיקה, כך שתלמידים רבים צריכים להתמודד עם ה- יסודות. החדשות הטובות הן שדיאגרמות מסלוליות, תצורות אלקטרונים (הן בקיצור ובצורה מלאה) ודיאגרמות נקודות לאלקטרונים הם ממש קלים להבנה לאחר שתפסו כמה יסודות.

TL; DR (ארוך מדי; לא קרא)

תצורות אלקטרונים יש את הפורמט: 1s² 2s² 2p⁶. המספר הראשון הוא המספר הקוונטי הראשי (n) והאות מייצגת את הערך של l (המספר הקוונטי של המומנטום הזוויתי; 1 = s, 2 = p, 3 = d ו- 4 = f) למסלול, ומספר העל-כתב אומר לך כמה אלקטרונים נמצאים במסלול ההוא. דיאגרמות מסלוליות משתמשות באותה תבנית בסיסית, אך במקום מספרים עבור האלקטרונים, הם משתמשים בחצים ↑ ו-,, כמו גם נותנים לכל מסלול קו משלו, כדי לייצג גם את הסיבובים של האלקטרונים.

תצורות אלקטרונים מתבטאות באמצעות סימון שנראה כך: 1s² 2s² 2p¹. למד את שלושת החלקים העיקריים בסימון זה כדי להבין כיצד הוא פועל. המספר הראשון אומר לך את "רמת האנרגיה", או את המספר הקוונטי הראשי (n). האות השנייה מציגה את הערך של (l), המספר הקוונטי של המומנטום הזוויתי. עבור l = 1, האות היא s, עבור l = 2 זה p, עבור l = 3 זה d, עבור l = 4 זה f ועבור מספרים גבוהים יותר היא עולה אלפביתית מנקודה זו. זכור כי אורביטלי s מכילים מקסימום שני אלקטרונים, אורביטלי p מקסימום שש, d מקסימום 10 ו- f מקסימום 14.

עקרון Aufbau אומר לך שהמסלולים בעלי האנרגיה הנמוכה ביותר מתמלאים תחילה, אך הסדר הספציפי אינו רציף באופן שקל לשנן. ראה משאבים לתרשים המציג את סדר המילוי. שימו לב כי לרמה n = 1 יש רק אורביטליות s, לרמה n = 2 יש רק אורביטליות s ו- p, ולרמה n = 3 יש רק אורביטליות s, p ו- d.

קל לעבוד עם כללים אלה, ולכן הסימון לתצורה של סקנדיום הוא:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹

מה שמראה שכל הרמות n = 1 ו- n = 2 מלאות, הרמה n = 4 החלה, אך הקליפה התלת-ממדית מכילה רק אלקטרון אחד, ואילו היא תפוסה מקסימאלית של 10. אלקטרון זה הוא אלקטרון הערכיות.

זהה יסוד מהסימון פשוט על ידי ספירת האלקטרונים ומציאת היסוד עם מספר אטומי תואם.

כתיבת כל מסלול יחיד למרכיבים כבדים יותר היא מייגעת, ולכן פיזיקאים משתמשים לעתים קרובות בסימן קצר. זה עובד על ידי שימוש בגזים האצילים (בעמודה הימנית הקיצונית בטבלה המחזורית) כנקודת התחלה והוספת האורביטלים הסופיים עליהם. כך שלסקנדיום יש אותה תצורה כמו של ארגון, למעט עם אלקטרונים בשני מסלולים נוספים. צורת הקיצור היא אפוא:

[Ar] 4s² 3d¹

מכיוון שהתצורה של ארגון היא:

[Ar] = 1 שניות² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

אתה יכול להשתמש בזה עם כל היסודות מלבד מימן והליום.

דיאגרמות מסלוליות הן כמו סימון התצורה שהוצג זה עתה, למעט עם סיבובי האלקטרונים המצוינים. השתמש בעקרון ההדרה של פאולי ובכלל של הונד כדי להבין כיצד למלא פגזים. עקרון ההדרה קובע כי אין שני אלקטרונים שיכולים לחלוק את אותם ארבעה מספרים קוונטיים, מה שמביא בעצם לזוגות של מצבים המכילים אלקטרונים עם ספינים מנוגדים. הכלל של Hund קובע כי התצורה היציבה ביותר היא זו עם המספר הגבוה ביותר האפשרי של ספינים מקבילים. פירוש הדבר שכאשר כותבים דיאגרמות מסלוליות לקונכיות מלאות חלקית, מלא את כל האלקטרונים המעלים את הסיבוב לפני הוספת אלקטרונים עם ספין למטה.

דוגמה זו מראה כיצד דיאגרמות מסלוליות פועלות, תוך שימוש בארגון כדוגמה:

3p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

3s ↑ ↓

2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

2s ↑ ↓

1s ↑ ↓

האלקטרונים מיוצגים על ידי החצים, המציינים גם את הסיבובים שלהם, והסימון משמאל הוא סימון תצורת אלקטרונים רגיל. שים לב שהמסלולים בעלי האנרגיה הגבוהה נמצאים בראש התרשים. עבור מעטפת מלאה חלקית, הכלל של Hund מחייב למלא אותם בצורה זו (תוך שימוש בחנקן כדוגמה).

2p ↑ ↑ ↑

2s ↑ ↓

1s ↑ ↓

דיאגרמות נקודות שונות מאוד מתרשימים מסלוליים, אך עדיין קל מאוד להבין אותן. הם מורכבים מהסמל לאלמנט במרכז, מוקף בנקודות המציינות את מספר אלקטרוני הערכיות. לדוגמא, לפחמן יש ארבעה אלקטרוני ערכיות והסמל C, ולכן הוא מיוצג כ:

∙

∙ C ∙

∙

ולחמצן (O) יש שישה, כך שהוא מיוצג כ:

∙

∙∙ O ∙

∙∙

כאשר האלקטרונים מתחלקים בין שני אטומים (בקשר קוולנטי), האטומים חולקים את הנקודה בתרשים באותו אופן. זה הופך את הגישה לשימושית מאוד להבנת קשר כימי.