Диференціальні електронні квантові числа, як їх знати і приклади

The диференціального електрона або диференціатором є останній електрон, поміщений в послідовність електронної конфігурації атома. Чому його ім'я? Для відповіді на це питання необхідна основна структура атома: його ядро, вакуум і електрони.

Ядро - щільний, компактний агрегат позитивних частинок, званий протонами, і нейтральних частинок, званих нейтронами. Протони визначають атомний номер Z і разом з нейтронами складають атомну масу. Однак атом не може нести тільки позитивні заряди; тому електрони обертаються навколо ядра, щоб нейтралізувати його. 

Таким чином, для кожного протона, який додається до ядра, в його орбіталі вбудовується новий електрон для протидії зростаючому позитивному заряду. Таким чином, новий доданий електрон, диференціальний електрод, тісно пов'язаний з атомним номером Z.

Диференціальний електрон знаходиться в самому зовнішньому електронному шарі: валентному шарі. Отже, чим далі від ядра, тим більше енергія, пов'язана з нею. Ця енергія відповідає за їх участь, як і решту валентних електронів, в хімічних реакціях, характерних для елементів.

Індекс

• 1 Квантові числа
• 2 Як дізнатися диференціал електрона?
• 3 Приклади з декількох елементів
  • 3.1 Хлор
  • 3,2 ↓ ↑ ↓ ↑ _
  • 3.3 Магній
  • 3,4 ↓
  • 3.5 Цирконій
  • 3.6 Невідомий елемент
  • 3,7 ↑
• 4 Посилання

Квантові числа

Як і інші електрони, диференціальний електрон можна ідентифікувати за його чотирма квантовими числами. Але які квантові числа? Вони "n", "l", "m" і "s".

Квантове число "n" позначає розмір атома і рівні енергії (K, L, M, N, O, P, Q). "L" є вторинним або азимутальним квантовим числом, яке вказує форму атомних орбіталей і приймає значення 0, 1, 2 і 3 для орбіталей "s", "p", "d" і "f" відповідно.

"М" - магнітне квантове число і вказує на просторову орієнтацію орбіталей під магнітним полем. Таким чином, 0 для "s" орбіталі; -1, 0, +1 для орбіти «р»; -2, -1, 0, +1, +2, для орбітального "d"; і -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, для орбіти "f". Нарешті, квантове число спина "s" (+1/2 для ↑ і -1/2 для ↓).

Отже, диференціальний електрон має відповідні колишні квантові числа ("n", "l", "m", "s"). Оскільки він протидіє новому позитивному заряду, що генерується додатковим протоном, він також забезпечує атомний номер Z елемента.

Як дізнатися диференціал електрона?

На верхньому зображенні представлені електронні конфігурації елементів від водню до неонового газу (H → Ne).

При цьому електрони відкритих шарів позначаються червоним кольором, а закриті шари - блакитним. Шари відносяться до квантового числа "n", першого з чотирьох.

Таким чином, валентна конфігурація H (color червоного кольору) додає ще один електрон з протилежною орієнтацією, щоб стати He ((↑, обидва сині, тому що зараз рівень 1 закритий). Цей доданий електрон тоді є диференційним електроном.

Таким чином, графічно можна спостерігати, як диференціальний електрон додається до валентного шару (червоні стрілки) елементів, диференціюючи їх один від одного. Електрони заповнюють орбіталі, що дотримуються правила Гунда, і принцип виключення Паулінга (прекрасно спостерігається від B до Ne).

А як щодо квантових чисел? Вони визначають кожну стрілку - тобто, кожен електрон - і їх значення можуть бути підтверджені електронною конфігурацією, щоб дізнатися, чи є вони диференціальним електроном.

Приклади декількох елементів

Хлор

Для випадку хлору (Cl) його атомний номер Z дорівнює 17. Електронна конфігурація потім дорівнює 1s²2s²sp⁶3s²3п⁵. Орбіталі, позначені червоним, відповідають значенням валентного шару, який відкриває рівень 3.

Диференціальний електрон - останній електрон, який розміщується в електронній конфігурації, а атом хлору - у орбіталі 3p, диспозиція якої наступна:

↓  ↓  ↑ _

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Дотримуючись правила Гунда, спочатку заповніть 3p орбіталі рівної енергії (одна стрілка вгору в кожній орбіталі). По-друге, інші електрони з'єднуються з окремими електронами зліва направо. Диференціальний електрон представлений в зеленій рамці.

Таким чином, диференціальний електрон для хлору має такі квантові числа: (3, 1, 0, -1/2). Тобто "n" дорівнює 3; "L" дорівнює 1, орбітальна "р"; "М" дорівнює 0, тому що це "р" орбітальна середовище; і "s" - -1/2, оскільки стрілка вказує вниз.

Магній

Електронна конфігурація для атома магнію становить 1 с²2s²sp⁶3s², представляючи орбіталь і її валентний електрон таким же чином:

↓

3s

0

На цей раз диференціальний електрон має квантові числа 3, 0, 0, -1/2. Єдина відмінність у цьому випадку щодо хлору полягає в тому, що квантове число "l" дорівнює 0, оскільки електрон займає орбіталь "s" (3s).

Цирконій

Електронна конфігурація для атома цирконію (перехідного металу) становить 1s²2s²sp⁶3s²3п⁶4s²3d¹⁰4п⁶5s²4d². Так само, як і в попередніх випадках, представлення валентних орбіталей і електронів відбувається наступним чином:

Таким чином, квантові числа для диференціального електрона, позначені зеленим кольором, складають: 4, 2, -1, +1/2. Тут, оскільки електрон займає другу орбітальну «d», він має квантове число «m», що дорівнює -1. Крім того, оскільки стрілка вказує вгору, її число "s" дорівнює +1/2.

Невідомий елемент

Квантові числа диференціального електрона для невідомого елемента становлять 3, 2, +2, -1/2. Яким є атомний номер Z елемента? Знаючи Z, можна розшифрувати, що таке елемент.

Цей час, оскільки "n" дорівнює 3, це означає, що елемент знаходиться в третьому періоді періодичної таблиці, причому "d" орбіталі як валентний шар ("l" дорівнює 2). Отже, орбіталі представлені як у попередньому прикладі:

↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Квантові числа "m", що дорівнюють +2, і "s", які дорівнюють -1/2, є ключами для правильного розташування диференціального електрона в останньому 3d-орбіталі.

Таким чином, шуканий елемент має 3d-орбіталі¹⁰ повний, так само, як і його внутрішні електронні шари. На закінчення, елемент є металом цинку (Zn).

Однак квантові числа диференціального електрона не можуть розрізняти цинк і мідь, оскільки останні також мають повні 3d-орбіталі. Чому? Адже мідь - це метал, який не відповідає правилам заповнення електронів за квантовими причинами.

Список літератури

1. Джим Бренсон (2013). Правила Хунда Отримано 21 квітня 2018 р. З: quantummechanics.ucsd.edu
2. Лекція 27: Правила Хунда. Отримано 21 квітня 2018 р. З: ph.qmul.ac.uk
3. Університет Пердью. Квантові числа та електронні конфігурації. Отримано 21 квітня 2018 р. З: chemed.chem.purdue.edu
4. Сальват Енциклопедія наук. (1968). Фізика Salvat, S.A. Ediciones Pamplona, ​​том 12, Іспанія, с. 314-322.
5. Вальтер Дж. Мур. (1963). Фізична хімія В частинок і хвиль. Четверте видання, Longmans.