Elektronikus konfiguráció zn2. Komplex vegyületek szerkezete. Molekuláris pályaelmélet
A TCT legfontosabb eredménye a komplex vegyületek sajátos színének okainak megfelelő magyarázata. Mielőtt megpróbálnánk megmagyarázni a színek összetett vegyületekben való megjelenésének okát, emlékezzünk arra, hogy a látható fény elektromágneses sugárzás, amelynek hullámhossza 400-700 nm. Ennek a sugárzásnak az energiája fordítottan arányos a hullámhosszával:
E = h × n = h × c/l
Energia 162 193 206 214 244 278 300
E, kJ/mol
Hullámhossz 760 620 580 560 490 430 400
Kiderült, hogy a kristálymező általi d-szintű felhasadás energiája, amelyet D szimbólummal jelölünk, ugyanolyan nagyságrendű, mint a látható fény fotonjának energiája. Ezért az átmenetifém-komplexek elnyelhetik a fényt a spektrum látható tartományában. Az elnyelt foton a d-pályák alacsonyabb energiaszintjéről magasabb szintre gerjeszti az elektront. Magyarázzuk meg ezt a 3+ példával. A titán (III) csak 1 d-elektront tartalmaz, a komplexnek csak egy abszorpciós csúcsa van a spektrum látható tartományában. Maximális intenzitás 510 nm. Az ilyen hullámhosszú fény hatására egy d elektron a d pályák alsó energiaszintjéről a felső felé mozog. A sugárzás elnyelése következtében az elnyelt anyag molekulája az alapállapotból minimális E 1 energiával egy magasabb E 2 energiájú állapotba kerül. A gerjesztési energia eloszlik a molekula egyes rezgési energiaszintjein, hőenergiává alakulva. A fényenergia szigorúan meghatározott kvantumainak abszorpciója által okozott elektronikus átmeneteket szigorúan meghatározott abszorpciós sávok jelenléte jellemzi. Sőt, a fényelnyelés csak abban az esetben következik be, ha az elnyelt kvantum energiája egybeesik az elnyelő molekula végső és kezdeti állapotában lévő kvantumenergia-szintek közötti DE energiakülönbséggel:
DE = E 2 – E 1 = h × n = h × c/l,
ahol h Planck-állandó; n az elnyelt sugárzás frekvenciája; c a fénysebesség; l az elnyelt fény hullámhossza.
Ha egy anyagmintát fénnyel megvilágítunk, a minta által nem elnyelt összes szín visszavert sugarai a szemünkbe jutnak. Ha egy minta minden hullámhosszú fényt elnyel, a sugarak nem verődnek vissza róla, és egy ilyen tárgy feketének tűnik számunkra. Ha a minta egyáltalán nem nyeli el a fényt, azt fehérnek vagy színtelennek érzékeljük. Ha egy minta a narancs kivételével minden sugarat elnyel, narancssárgának tűnik. Egy másik lehetőség is lehetséges - a minta narancssárgának tűnhet még akkor is, ha a kék kivételével minden színű sugarak belépnek a szemünkbe. Ezzel szemben, ha egy minta csak narancssárga sugarakat nyel el, kéknek tűnik. A kéket és a narancsot kiegészítő színeknek nevezzük.
A spektrális színek sorrendje: Nak nek minden O vadász és akar h nem, G de Val vel megy f adhan - Nak nek piros, O hatótávolság, és sárga, h zöld , G kék, Val vel kék , f lila
3+ vízkomplex esetén a D számértéke kalc. = 163 kJ/mol a látható vörös sugárzás határának felel meg, ezért a Fe 3+ sók vizes oldatai gyakorlatilag színtelenek. A hexaciano-ferrát (III) D diszt. = 418 kJ/mol, ami a spektrum kék-lila részének abszorpciójának és a sárga-narancssárga reflexiónak felel meg. A hexaciano-ferrát (III) ionokat tartalmazó oldatok sárgák, narancssárga árnyalattal. D érték A 3+ kicsi a 3-hoz képest, ami a Fe 3+ -OH 2 nem túl magas kötési energiáját tükrözi. A 3- nagy hasítási energiája azt jelzi, hogy a Fe 3+ -CN kötési energiája nagyobb, ezért több energiára van szükség a CN eliminációjához. Kísérleti adatokból ismert, hogy a 3+ koordinációs szférában lévő H 2 O molekulák átlagos élettartama körülbelül 10 -2 s, és a 3- komplex rendkívül lassan hasítja le a CN - ligandumokat.
Nézzünk meg néhány példát, amelyek lehetővé teszik a problémák megoldását TCP használatával.
Példa: a transz-+ komplex ion főként a spektrum vörös tartományában nyeli el a fényt - 640 nm. Milyen színű ez a komplexum?
Megoldás: mivel a szóban forgó komplex vörös fényt nyel el, színének zöldnek kell lennie, kiegészítve a vörössel.
Példa: Az A1 3+, Zn 2+ és Co 2+ ionok a ligandumok oktaéderes környezetében vannak. Ezen ionok közül melyik képes elnyelni a látható fényt, és ennek eredményeként színesnek tűnik számunkra?
Megoldás: az A1 3+ ion elektronikus konfigurációja . Mivel nincs külső d elektronja, nem színezett. A Zn 2+ ion elektronikus konfigurációval rendelkezik - 3d 10. Ebben az esetben minden d-pálya tele van elektronokkal. A d x 2– y2 és d x 2 pályák nem képesek a d xy , d yz , d xz pályák alacsonyabb energiaszintjéről gerjesztett elektront befogadni. Ezért a Zn 2+ komplex is színtelen. A Co 2+ ion elektronikus konfigurációval rendelkezik - d 7. Ebben az esetben a d xy, d yz, d xz pályák alsó energiaszintjéről egy d-elektront lehet mozgatni a d x 2– y2 és d x 2 pályák felső energiaszintjére. Ezért a Co 2+ ion komplex színes.
Példa: hogyan magyarázható meg, hogy a 3+, 3+, 3– diamágneses komplexek színe miért narancssárga, míg a 3–, 0 paramágneses komplexek színe miért kék?
Megoldás: a komplexek narancssárga színe a spektrum kék-ibolya részében való abszorpciót jelez, azaz. a rövid hullámhosszú tartományban. Így ezekre a komplexekre a felosztás nagy érték, ami biztosítja az alacsony spinű komplexekhez (D>P) való tartozást. Az elektronpárosítás (d 6 konfiguráció, mind a hat elektron a t 2g alszinten) annak köszönhető, hogy az NH 3, en, NO 2 ligandumok - a spektrokémiai sorozat jobb oldalához tartoznak. Ezért komplexezéskor erős mezőt hoznak létre. A komplexek második csoportjának kékre színezése azt jelenti, hogy sárga-vörös energiát nyelnek el, azaz. a spektrum hosszúhullámú része. Mivel az a hullámhossz, amelyen a komplex elnyeli a fényt, meghatározza a felhasadás mértékét, elmondhatjuk, hogy D értéke ebben az esetben viszonylag kicsi (D<Р). Это и понятно: лиганды F – и H 2 O находятся в левой части спектрохимического ряда и образуют слабое поле. Поэтому энергии расщепления D в данном случае недостаточно для спаривания электронов кобальта (III) и электронная конфигурация в этом случае - t 4 2g ,е 2 g , а не t 6 2g e 0 g .
Példa: a kristálytérelmélet segítségével magyarázza el, hogy a komplex ion miért színtelen vizes oldatban, és miért zöld színű a 2?
Megoldás : komplex - a rézkation Cu + alkotja 3d 10 4s 0 elektronikus konfigurációval, minden d-pálya kitöltött, az elektronátvitel nem lehetséges, ezért az oldat nem színezett. A 2- komplexet a Cu 2+ kation alkotja, melynek elektronikus konfigurációja 3d 9 4s 0, ezért a d– alszinten van üresedés. Az elektronok átmenete a fény elnyelésekor a d-alszinten meghatározza a komplex színét. A réz (C) aqua komplexek vizes oldatban kék színűek, a kloridionok bejutása a komplex belső szférájába vegyes ligandum komplex képződéséhez vezet, aminek következtében az oldat színe zöldre változik.
Példa: A vegyértékkötés módszerével, a kristálytérelmélet figyelembevételével, határozza meg a központi atom hibridizációjának típusát és jósolja meg a komplexek geometriai alakját:
- + -
Megoldás: A jelzett komplexek közül válasszuk ki az E + által alkotott vegyületeket, ezek:
+ - 3-
- + .
Ezekben a komplexekben a kémiai kötés donor-akceptor mechanizmussal jön létre, az elektrondonorok ligandumok: ammónia molekulák és cianidionok (egyfogú ligandumok) és tioszulfát ionok (kétfogú ligandum). Az elektronakceptor az E + kation. Elektronikus konfiguráció (n-1)d 10 ns 0 np 0 . Két kötés kialakításában egyfogú ligandumokkal külső ns- és np-pályák vesznek részt, a központi atom hibridizációjának típusa sp, a komplexek geometriai alakja lineáris, nincsenek párosítatlan elektronok, az ion diamágneses . Ha négy donor-akceptor kötés jön létre egy kétfogú ligandummal, a központi atom egy s- és három p-pályája vesz részt az MBC-ben, a hibridizáció típusa sp 3, a komplex geometriai alakja tetraéderes, ott nincsenek párosítatlan elektronok.
A komplexek második csoportja:
- - - 3+
arany(III)-ion alkotja, melynek elektronkonfigurációja 5d 8 6s 0. A komplexképzésben részt vevő ligandumok a ligandumok spektrokémiai sorozatának megfelelően gyenge: klorid- és bromidionokra, valamint erős: ammónia- és cianidionokra oszthatók. A Hund-szabálynak megfelelően az 5d pályákon két párosítatlan elektron található, és ezek megmaradnak a donor-akceptor kötések kialakulása során gyenge térerejű ligandumokkal. A kötések kialakításához az aranykation egy 6s és három 6p pályát biztosít. A központi sp 3 atom hibridizációjának típusa. A komplex ion térszerkezete tetraéderes. Két párosítatlan elektron van, a komplex paramágneses.
Erős mező ligandumok hatására az arany (III) ion elektronjai egy 5d pálya felszabadulásával párosulnak. A központi atom egy 5d-, egy 6s- és két 6p-pályája négy donor-akceptor kötés kialakításában vesz részt. Hibridizációs típus dsp 2. Ez a komplex ion sík négyzetes szerkezetét eredményezi. Nincsenek párosítatlan elektronok, a komplexek diamágnesesek.
Egy komplex oldatának színe az összetételétől, szerkezetétől függ, és az abszorpciós sáv maximumának megfelelő l max hullámhossz, a sáv intenzitása határozza meg, amely attól függ, hogy a kvantumkémiailag megfelelő elektronikus átmenet tilos-e. , valamint az abszorpciós sáv elmosódása, amely számos paramétertől függ, mint például a komplex elektronszerkezetétől, a rendszerben a hőmozgás intenzitásától, a koordinációs poliéder szabályos geometriai alakjának torzulási fokától stb.
A vegyértékkötés módszer elmélete
1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
Vminek megfelelően Hund szabálya Az elektronok a külső energiaszinten a következőképpen vannak elrendezve:
Komplexképző szer c.n koordinációs számmal rendelkezik. = 6, ezért 6 ligandumot tud kötni, amelyek mindegyike magányos elektronpárral rendelkezik, és így elektrondonor. Egy akceptornak (komplexképzőnek) hat szabad pályát kell biztosítania hat elektronpár befogadásához. Komplex 3+ ion képződésekor a Co 3+ d – állapotában lévő négy párosítatlan elektron először elektronpárokat hoz létre, melynek eredményeként két 3d pálya szabadul fel:
Ekkor képződik a 3+ komplex ion, amelynek szerkezete a következő:
Ennek a komplex ionnak a kialakításában a belső 3d pályák és a külső 4s és 4p pályák vesznek részt. A hibridizáció típusa - d 2 sp 3 .
A csak párosított elektronok jelenléte az ion diamágneses tulajdonságait jelzi.
Kristálytérelmélet
Kristálytérelmélet azon a feltételezésen alapul, hogy a komplexképző szer és a ligandumok közötti kapcsolat részleges. Figyelembe veszik azonban a ligandumok elektrosztatikus mezőjének a központi ion elektronjainak energiaállapotára gyakorolt hatását.
Tekintsünk két komplex sót: K 2 és K 3 .
K 2 – tetraéderes térszerkezetű ( sp 3 - hibridizáció)
K 3 – oktaéderes térszerkezetű ( sp 3 d 2 - hibridizáció)
A komplexképző szerek a következők: elektronikus konfiguráció:
d – az azonos energiaszintű elektronok azonosak szabad atom vagy ion esetén. De a ligandumok elektrosztatikus mezőjének hatása hozzájárul a d-pályák energiaszintjének felosztásához a központi ionban. És minél erősebb a ligandumok által létrehozott mező, annál nagyobb a hasadás (ugyanazon komplexképző szer esetén). A ligandumok energiaszint-hasadást okozó képessége szerint sorba rendeződnek:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
A komplex ion szerkezete befolyásolja a komplexképző szer energiaszintjei felhasadásának jellegét.
Nál nél oktaéderes szerkezet komplex ion, d γ -pályák (d z 2 -, d x 2 - y 2 -pályák) vannak kitéve a ligandummező erős kölcsönhatása, és ezen pályák elektronjai nagyobb energiájúak lehetnek, mint a d ε -pályák (d xy, d xz, d yz - pályák) elektronjai.
A ligandumok oktaéderes mezőjében a d-állapotú elektronok energiaszintjének felhasadása ábrázolható diagram forma:
Itt Δ oct a hasítási energia a ligandumok oktaéderes mezőjében.
Tetraéderes szerkezettel Egy komplex ion esetében a d γ pályák energiája kisebb, mint a d ε pályák:
Itt Δ tetr a ligandumok tetraéderes mezejében a hasadás energiája.
Hasítási energia Δ a fénykvantumok abszorpciós spektrumából kísérletileg meghatározva olyan anyag által, amelynek energiája megegyezik a megfelelő elektronátmenetek energiájával. Az abszorpciós spektrum, valamint a d-elemek összetett vegyületeinek színe az elektronok alacsonyabb energiájú d-pályáról nagyobb energiájú d-pályára való átmenetének köszönhető.
Így a K 3 só esetében egy fénykvantum abszorpciója esetén valószínű az elektronátmenet a d ε pályáról a d γ pályára. Ez megmagyarázza, hogy ez a só narancsvörös színű. A K2-só pedig nem képes elnyelni a fényt, és ennek következtében színtelen. Ez azzal magyarázható, hogy az elektronok átmenete a d γ pályáról a d ε pályára nem kivitelezhető.
Molekuláris pályaelmélet
MO módszer részben már volt szó róla.
Ezzel a módszerrel ábrázoljuk a 2+ nagy spinű komplex ion elektronikus konfigurációját.
A Ni 2+ ion elektronikus konfigurációja:
1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 vagy …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
Komplex ionban 2+ részt vesz a kémiai kötések kialakításában 8 elektron központi Ni 2+ ion és hat NH 3 ligandum 12 elektronja.
Komplex ion Megvan oktaéderes szerkezet. Az MO-k kialakulása csak akkor lehetséges, ha a kezdeti kölcsönhatásban lévő részecskék energiái közel állnak egymáshoz, és ennek megfelelően térben is orientálódnak.
Esetünkben a Ni 2+ ion 4s pályája egyforma átfedésben van mind a hat ligandum pályájával. Ennek eredményeként molekulapályák jönnek létre: kötés σ s b és antikötés σ s dis.
Egy komplexképző szer három 4p pályájának átfedése a ligandumok pályáival hat σp-pálya kialakulásához vezet: σ x, σ y, σ z kötés, és σ x, σ y, σ z antikötés.
Átfedő d z 2 és d x 2 - y 2 komplexképző szer a ligandumok pályáival négy molekulapálya kialakulásához járul hozzá: két kötés σ kötés x 2 - y 2, σ kötés z 2 és két antikötés σ break x 2 - y 2, σ cut z 2.
A Ni 2+ ion d xy , d xz , d yz pályái nem kötődnek a ligandumok pályáihoz, mert nem irányulnak feléjük. Ennek eredményeként nem vesznek részt a σ kötés kialakításában, és nem kötőpályák: π xz, π xy, π yz.
Teljes a komplex 2+ ion 15 molekulapályát tartalmaz. Az elektronok elrendezése a következőképpen ábrázolható:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ méret x 2 – y 2) (σ méret z 2)
A molekulapályák kialakulását az alábbi diagram sematikusan mutatja:
Nézzük a 2016. évi Egységes Államvizsga opciók közül az 1. számú feladatot.
1. számú feladat.
A 3s²3p6 külső elektronréteg elektronképlete megfelel mind a két részecske szerkezetének:
1. Arº és Kº 2. Cl‾ és K+ 3. S²‾ és Naº 4. Clº és Ca2+
Magyarázat: a válaszlehetőségek között vannak gerjesztetlen és gerjesztett állapotú atomok, vagyis mondjuk egy káliumion elektronkonfigurációja nem felel meg a periódusos rendszerben elfoglalt helyzetének. Tekintsük az 1. opciót Arº és Kº. Írjuk fel az elektronikus konfigurációikat: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - csak argonhoz megfelelő elektronikus konfiguráció. Tekintsük a 2. válaszlehetőséget - Cl‾ és K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Ennélfogva, a helyes válasz a 2.
2. feladat.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Magyarázat: mert az argon elektronikus konfigurációját írjuk: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. A kalcium nem megfelelő, mert 2-vel több elektronja van. Kálium esetében: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. A helyes válasz a 2.
3. feladat.
Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 atomi elektronkonfigurációjú elem hidrogénvegyületet képez
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Magyarázat: Nézzük a periódusos rendszert, a kénatom ilyen elektronikus konfigurációval rendelkezik. A helyes válasz a 4.
4. feladat.
A magnézium atomjai és
1. Kalcium 2. Króm 3. Szilícium 4. Alumínium
Magyarázat: A magnézium külső energiaszint-konfigurációja: 3s2. Kalciumnál: 4s2, krómnál: 4s2 3d4, szilíciumnál: 3s2 2p2, alumíniumnál: 3s2 3p1. A helyes válasz az 1.
5. feladat.
Az alapállapotban lévő argonatom megfelel a részecske elektronkonfigurációjának:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Magyarázat: Az argon elektronikus konfigurációja alapállapotban 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Az S²‾ elektronikus konfigurációja: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). A helyes válasz az 1.
6. feladat.
A foszfor és a foszfor atomok külső energiaszintje hasonló konfigurációval rendelkezik.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Magyarázat:Írjuk fel a foszforatom külső szintjének elektronikus konfigurációját: 3s2 3p3.
Alumíniumhoz: 3s2 3p1;
Argonhoz: 3s2 3p6;
Klór esetén: 3s2 3p5;
Nitrogén esetében: 2s2 2p3.
A helyes válasz a 4.
7. feladat.
Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 elektronkonfiguráció megfelel a részecskének
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Magyarázat: ez az elektronikus konfiguráció az alapállapotban lévő argonatomnak felel meg. Tekintsük a válaszlehetőségeket:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
A helyes válasz a 2.
8. feladat.
Melyik elektronikus konfiguráció felel meg a vegyértékelektronok eloszlásának a krómatomban:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Magyarázat:Írjuk fel a króm elektronikus konfigurációját alapállapotban: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. A vegyértékelektronok az utolsó két 4s és 3d alszinten helyezkednek el (itt egy elektron az s-ről a d-re ugrik). A helyes válasz a 3.
9. számú feladat.
Az atom három párosítatlan elektront tartalmaz a külső elektronszinten alapállapotban.
1. Titán 2. Szilícium 3. Magnézium 4. Foszfor
Magyarázat: Ahhoz, hogy 3 párosítatlan elektron legyen, az elemnek az 5. csoportba kell tartoznia. Ennélfogva, a helyes válasz a 4.
10. feladat.
Egy olyan kémiai elem atomja, amelynek legmagasabb oxidja RO2, a külső szint konfigurációja:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Magyarázat: ennek az elemnek az oxidációs állapota (ebben a vegyületben) +4, azaz 4 vegyértékelektronnal kell rendelkeznie a külső szinten. Ennélfogva, a helyes válasz a 2.
(azt gondolhatod, hogy a helyes válasz 1, de egy ilyen atom maximális oxidációs foka +6 lenne (mivel a külső szinten 6 elektron van), de a magasabb oxid kell ahhoz, hogy az RO2 képlet legyen, és pl. egy elemnek nagyobb az oxidja RO3)
Önálló munkára vonatkozó feladatok.
1. Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 elektronikus konfiguráció egy atomnak felel meg
1. Alumínium 2. Nitrogén 3. Klór 4. Fluor
2. A részecske nyolcelektronos külső héjjal rendelkezik
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Annak az elemnek a rendszáma, amelynek atomelektronikus szerkezete 1s2 2s2 2p3 egyenlő
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. A Cu2+ rézionban lévő elektronok száma az
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. A nitrogénatomok ill
1. Kén 2. Klór 3. Arzén 4. Mangán
6. Melyik vegyület tartalmaz egy 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 elektronkonfigurációjú kationt és aniont?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. A Fe2+ vasionban lévő elektronok száma az
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Az ion egy inert gáz elektronikus konfigurációjával rendelkezik
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. A fluor és a fluor atomok hasonló konfigurációjúak a külső energiaszinten
1. Oxigén 2. Lítium 3. Bróm 4. Neon
10. Egy elem, amelynek atomelektronikus képlete 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, hidrogénvegyületnek felel meg
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Ez a jegyzet az A.A. által szerkesztett 2016-os egységes államvizsga-gyűjtemény feladatait használja. Kaverina.
Az alkalmazás futtatásához engedélyeznie kell a JavaScriptet.Egy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudhatja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja alkotni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján; a cikk végén található az elemek táblázata.
Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?
Az atomok olyanok, mint egy konstrukciós halmaz: van egy bizonyos számú rész, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen azonos. De ez az építőkészlet sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például a hidrogén mellett oxigén Talán vízzé alakul, nátrium közelében gázzá alakul, vas közelében pedig teljesen rozsdává. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy miért történik ez, és megjósolhatjuk egy atom viselkedését a másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.
Hány elektron van egy atomban?
Az atom magból és a körülötte forgó elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem rendszáma jelöli, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően a kénnek semleges állapotban 16, az aranynak 79 elektronja van.
Hol keressünk elektront?
Az elektron viselkedésének megfigyelésével bizonyos mintázatok származtathatók, ezeket kvantumszámokkal írják le, összesen négy van:
- Főkvantumszám
- Orbitális kvantumszám
- Mágneses kvantumszám
- Spin kvantumszám
Orbitális
Továbbá a pálya szó helyett a „pálya” kifejezést fogjuk használni; az orbitál az elektron hullámfüggvénye; nagyjából ez az a tartomány, amelyben az elektron az idejének 90%-át tölti.
N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - első vagy második elektron a pályán
l pályakvantumszám
Az elektronfelhő tanulmányozása eredményeként azt találták, hogy a felhőnek az energiaszinttől függően négy fő formája van: labda, súlyzók és két másik, összetettebb. Az energia növekedési sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjnak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyben a pályák találhatók. Az s, p, d és f pályák pályakvantumszáma 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.
Az s-héjon egy pálya van (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya van az f-héjon (L=3) - tizennégy elektron
Mágneses kvantumszám m l
A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számok jelölik, azaz a p-shell-hez (L=1) „-1”, „0” és „1” pályák vannak. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.
A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok mindegyik pályán megtöltenek egyet, majd mindegyikhez adnak egy-egy elektronpárt.
Tekintsük a d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt pálya (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat M l =-2, M értékekkel. l=-1, Ml=0, Ml=1,Ml=2.
Spin kvantumszám m s
A spin az elektron forgásiránya a tengelye körül, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Egy energia-alszint csak két ellentétes spinű elektront tartalmazhat. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük
n főkvantumszám
A fő kvantumszám az energiaszint, jelenleg hét energiaszint ismeretes, mindegyiket egy-egy arab szám jelöli: 1,2,3,...7. A shellek száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: egy shell van az első szinten, kettő a másodikon stb.
Elektronszám
Tehát bármely elektron leírható négy kvantumszámmal, ezeknek a számoknak a kombinációja egyedi az elektron minden pozíciójára, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N = 1, az első szinten van egy héj, a az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Cikkek a témában
