Які підрівні енергії?



The підрівні енергії У атомі вони є формою, в якій організовані електрони в електронних шарах, їх розподіл в молекулі або атомі. Ці підрівні енергії називаються орбіталями.

Організація електронів на підрівнях дозволяє визначити хімічні комбінації різних атомів, а також визначає їхнє положення в періодичній таблиці елементів..

Електрони розташовуються в електронних шарах атома певним чином комбінацією квантових станів. У момент, коли одне з цих станів зайнято електроном, інші електрони повинні бути розміщені в іншому стані.

Вступ

Кожен хімічний елемент в періодичній таблиці складається з атомів, які в свою чергу складаються з нейтронів, протонів і електронів. Електрони є негативно зарядженими частинками, які знаходяться навколо ядра будь-якого атома, розподіленого в електронних орбіталях.

Електронні орбіталі - це об'єм простору, в якому електрон має шанс виявити 95%. Існують різні типи орбіталей, що мають різну форму. У кожній орбіті може бути розташовано максимум два електрони. Перша орбітальна частина атома знаходиться там, де існує найбільша ймовірність знаходження електронів.

Орбіталі позначаються літерами s, p, d і f, тобто Sharp, Principle, Diffuse і Fundamental, і об'єднуються, коли атоми приєднуються до більшої молекули. Ці комбінації орбіталей знаходяться в кожному шарі атома.

Наприклад, в шарі 1 атома є S орбіталі, в шарі 2 є S і P орбіталі, всередині шару 3 атома є S, P і D орбіталі і, нарешті, в шарі 4 атома є всі S, P, D і F орбіталі.

Також в орбіталях ми знаходимо різні підрівні, які, в свою чергу, можуть зберігати більше електронів. Орбіталі в різних енергетичних рівнях подібні один одному, але займають різні області в просторі.

Перша орбітальна і друга орбітальні мають ті ж характеристики, що орбітальна S має радіальні вузли, мають більшу ймовірність сферичного обсягу і можуть утримувати тільки два електрони. Однак вони розташовані на різних енергетичних рівнях і таким чином займають різні простори навколо ядра.

Розташування в періодичній таблиці елементів

Кожна з електронних конфігурацій елементів є унікальною, тому вони визначають своє положення в Періодичній таблиці елементів. Це положення визначається періодом кожного елемента і його атомним номером за кількістю електронів, які має атом елемента.

Таким чином, використання періодичної таблиці для визначення конфігурації електронів в атомах є ключовим. Елементи поділяються на групи відповідно до їх електронних конфігурацій наступним чином:

Кожна орбітальна частина представлена ​​в певних блоках в межах Періодичної таблиці елементів. Наприклад, орбітальний блок S є областю лужних металів, перша група в таблиці і де є шість елементів літію (Li), рубідій (Rb), калій (K), натрій (Na), Francio ( Fr) і цезію (Cs), а також водень (H), який є не металом, а газом.

Ця група елементів має електрон, який, як правило, легко втрачається для утворення позитивно зарядженого іона. Вони є найбільш активними металами і найбільш реактивними.

Водень, в даному випадку, є газом, але він знаходиться в межах 1 групи Періодичної таблиці елементів, оскільки він також має тільки один електрон. Водень може утворювати іони з єдиним позитивним зарядом, але досягнення свого єдиного електрона вимагає набагато більше енергії, ніж видалення електронів з інших лужних металів. При формуванні сполук водень зазвичай генерує ковалентні зв'язки.

Однак при дуже високих тисках водень стає металевим і поводиться так само, як і інші елементи своєї групи. Це відбувається, наприклад, всередині ядра планети Юпітер.

Група 2 відповідає лужноземельних металів, оскільки їх оксиди мають лужні властивості. Серед елементів цієї групи ми знаходимо магній (Mg) і кальцій (Ca). Їх орбіталі також належать до рівня S.

Перехідні метали, які відповідають групам від 3 до 12 в періодичній таблиці, мають орбіталі типу D.

Елементи, які йдуть з групи 13 до 18 у таблиці, відповідають П. орбіталям, і, нарешті, елементи, відомі як лантаніди і актиніди, мають орбіталі назви F.

Розташування електрона в орбіталях

Електрони знаходяться в орбіталях атома як спосіб зменшення енергії. Тому, якщо ви прагнете збільшити енергію, електрони будуть заповнювати основні рівні орбіти, віддаляючись від ядра атома..

Ми повинні враховувати, що електрони мають власне властивість, відоме як спин. Це квантова концепція, яка визначає, серед іншого, спін електрона в межах орбіти. Що необхідно для визначення Вашої позиції на під-рівнях енергетики.

Правила, що визначають положення електронів в орбіталях атома, такі:

  • Принцип Aufbau: Електрони вступають в орбіталі з меншою енергією. Цей принцип ґрунтується на діаграмах енергетичних рівнів окремих атомів.
  • Принцип виключення Паулі: Атомна орбітальна здатна описати принаймні два електрони. Це означає, що тільки два електрони з різним спином електронів можуть займати атомну орбіту.

Звідси випливає, що атомна орбіталь є енергетичним станом.

  • Правило Хунда: Коли електрони займуть орбіталі однієї і тієї ж енергії, електрони спочатку ввійдуть у порожні орбіталі. Це означає, що електрони віддають перевагу паралельним спинам в окремих орбіталях енергетичних підрівнів.

Електрони заповнять всі орбіталі в підрівні перед тим, як зустрінуться з протилежними спинами.

Спеціальні електронні конфігурації

Є також атоми зі спеціальними випадками підрівнів енергії. Коли два електрони займають одну і ту ж орбіталь, вони повинні мати не тільки різні спини (як зазначено принципом виключення Паулі), але зв'язок електронів злегка підвищує енергію..

У випадку суб-рівнів енергії, напівповний і один повний під-рівень зменшують енергію атома. Це призводить до більшої стабільності атома.

Список літератури

  1. Електронна конфігурація. Отримано з Wikipedia.com.
  2. Електронні конфігурації Intro. Отримано з chem.libretexts.org.
  3. Орбіталі та облігації. Отримано з chem.fsu.edu.
  4. Періодична система, елементи основної групи. Отримано з newworldencyclopedia.org.
  5. Принципи електроконфігурації. Відновлено з sartep.com.
  6. Електронна конфігурація елементів. Отримано з science.uwaterloo.ca.
  7. Електронний спин. Отримано з hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.