Що таке спектральна нотація?



The спектральна нотація oЕлектронна конфігурація - це розташування електронів в енергетичних рівнях навколо ядра атома.

З точки зору більш вишуканої квантово-механічної моделі, K-Q шари поділяються на набір орбіталей, кожен з яких може бути зайнятий не більше ніж однією парою електронів (Encyclopædia Britannica, 2011).

Зазвичай, для опису орбіталей атома в його основному стані використовується електронна конфігурація, але вона також може бути використана для представлення атома, який був іонізований в катіоні або аніоні, компенсуючи втрати або посилення електронів у відповідних орбіталях..

Багато фізичних і хімічних властивостей елементів можуть корелювати з їх унікальними електронними конфігураціями.

Валентні електрони, електрони в зовнішньому шарі, є визначальним фактором для унікальної хімії елемента (електронні конфігурації та властивості атомів, С.Ф.).

Коли електрони, що знаходяться в зовнішньому шарі атома, отримують деяку енергію, вони переходять у більш високі енергетичні шари. Таким чином, електрон у шарі K буде переданий L-шару, перебуваючи в більш високому енергетичному стані.

Коли електрон повертається до свого основного стану, він вивільняє енергію, яку вона поглинає, випромінюючи електромагнітний спектр (світло). Оскільки кожен атом має специфічну електронну конфігурацію, він також матиме певний спектр, який будемо називати спектром поглинання (або випромінювання)..

З цієї причини термін спектральна нотація використовується для позначення електронної конфігурації (Spectroscopic Notation, S.F.).

Як визначити спектральні позначення: квантові числа

Всього чотири квантові числа використовуються для повного опису руху і траєкторій кожного електрона в атомі.

Поєднання всіх квантових чисел всіх електронів в атомі описується хвильовою функцією, що відповідає рівнянню Шредінгера. Кожен електрон в атомі має унікальний набір квантових чисел.

Згідно з принципом виключення Паулі, два електрони не можуть поділяти одну комбінацію з чотирьох квантових чисел.

Квантові числа важливі, тому що вони можуть бути використані для визначення електронної конфігурації атома і можливого розташування електронів атома.

Квантові числа також використовуються для визначення інших характеристик атомів, таких як енергія іонізації і атомний радіус.

Квантові числа позначають конкретні оболонки, підшари, орбіталі та електронні закрутки.

Це означає, що вони повністю описують характеристики електрона в атомі, тобто описують кожне унікальне рішення рівняння Шредінгера, або хвильову функцію електронів в атомі..

Є в загальній складності чотири квантових числа: основне квантове число (n), квантове число орбітального моменту імпульсу (l), магнітне квантове число (ml) і квантове число спина електрона (мс).

Головне квантове число, nn, описує енергію електрона і найбільш ймовірну відстань електрона від ядра. Іншими словами, це стосується розміру орбіти та енергетичного рівня, на якому розміщений електрон.

Кількість підшару, або ll, описує форму орбіти. Він також може бути використаний для визначення кількості кутових вузлів.

Магнітне квантове число, мл, описує енергетичні рівні в підрівні, а мс - спин на електроні, який може бути вгору або вниз (Анастасія Каменко, 2017).

Принцип Aufbau

Aufbau походить від німецького слова "Aufbauen", що означає "будувати". По суті, при написанні електронних конфігурацій ми будуємо електронні орбіталі при переході від одного атома до іншого.

Коли ми пишемо електронну конфігурацію атома, ми будемо заповнювати орбіталі в порядку зростання атомного номера.

Принцип Aufbau випливає з принципу виключення Паулі, який говорить про відсутність двох ферміонів (наприклад, електронів) в атомі..

Вони можуть мати один і той же набір квантових чисел, тому вони повинні «складати» на більш високих енергетичних рівнях. Як накопичуються електрони є предметом електронних конфігурацій (Принцип Aufbau, 2015).

Стабільні атоми мають стільки електронів, скільки протони роблять в ядрі. Електрони збираються навколо ядра в квантових орбіталях, дотримуючись чотирьох основних правил, що називаються принципом Ауфбау.

  1. У атомі немає двох електронів, що мають однакові чотири квантові числа n, l, m, s.
  2. Електрони першими займуть орбіталі найменшого енергетичного рівня.
  3. Електрони завжди заповнюють орбіталі з однаковим числом спінів. Коли орбіталі будуть повні, він почнеться.
  4. Електрони заповнюють орбіталі сумою квантових чисел n і l. Орбіталі з рівними значеннями (n + l) будуть спочатку заповнюватися значеннями n нижче.

Другий і четвертий правила в основному однакові. Прикладом чотирьох правил можуть бути орбіталі 2p та 3s.

Орбіта 2p має n = 2 і l = 2, а орбітальна 3s n = 3 і l = 1. (N + l) = 4 в обох випадках, але орбітальна 2p має найменшу енергію або найменше значення n і буде заповнена до 3s шар.

На щастя, схема Moeller, показана на малюнку 2, може бути використана для заповнення електронів. Графік читається шляхом виконання діагоналей з 1s.

На рис. 2 зображені атомні орбіталі, а стрілки слідують шляху.

Тепер, коли відомо, що порядок орбіталей повний, залишається лише запам'ятати розмір кожної орбіталі.

S орбіталі мають 1 можливе значення ml містити 2 електрони

P орбіталі мають 3 можливих значення ml містити 6 електронів

D орбіталі мають 5 можливих значень ml містити 10 електронів

F орбіталі мають 7 можливих значень ml містити 14 електронів

Це все, що необхідно для визначення електронної конфігурації стабільного атома елемента.

Наприклад, беруть азотний елемент. Азот має сім протонів і, отже, сім електронів. Першою орбіталлю для заповнення є орбіталь 1s. Орбітал має два електрони, тому залишилося п'ять електронів.

Наступна орбітальна орбіта 2s і містить наступні дві. Три кінцевих електрона підуть на орбіталь 2р, яка може містити до шести електронів (Helmenstine, 2017).

Правила Хунду

Розділ Aufbau обговорював, як електрони спочатку заповнюють нижні енергетичні орбіталі, а потім переходять до більш високих енергетичних орбіталей тільки після того, як повні енергетичні орбіталі заповнені.

Однак існує проблема з цим правилом. Звичайно, 1s-орбіталі повинні бути заповнені до 2s-орбіталей, оскільки 1s-орбіталі мають більш низьке значення n, а отже і меншу енергію..

А три різних 2р орбіталі? У якому порядку вони повинні бути заповнені? Відповідь на це питання стосується правила Хунда.

Правило Хунд стверджує, що:

- Кожна орбітальна станція на підрівні зайнята індивідуально, перш ніж будь-яка орбітальна зайнята.

- Всі електрони в окремо зайнятих орбіталях мають один і той самий спин (щоб максимізувати загальний оберт).

Коли електронам присвоюються орбіталі, електрон спочатку прагне заповнити всі орбіталі з аналогічною енергією (яка також називається виродженими орбіталями) перед спарюванням з іншим електроном у напівповноцінній орбіталі.

Атоми в основних станах мають тенденцію мати якомога більше непарних електронів. При візуалізації цього процесу розглянемо, як електрони проявляють таку ж поведінку, що й ті самі полюси в магніті, якщо вони вступили в контакт.

Коли негативно заряджені електрони заповнюють орбіталі, вони спочатку намагаються отримати якомога далі один від одного, перш ніж вони змушені спарюватися (Правила Хунда, 2015).

Список літератури

  1. Анастасія Каменко, Т. Е. (2017, 24 березня). Квантові числа. Отримано з chem.libretexts.org.
  2. Принцип Aufbau. (2015, 3 червня). Отримано з chem.libretexts.org.
  3. Електронні конфігурації та властивості атомів. (S.F.). Отримано з oneonta.edu.
  4. Енциклопедія Британіка. (2011, 7 вересня). Електронна конфігурація. Відновлено з britannica.com.
  5. Helmenstine, T. (2017, 7 березня). Принцип Aufbau - електронна структура і принцип Aufbau. Отримано з thoughtco.com.
  6. Правила Хунда. (2015, 18 липня). Отримано з chem.libretexts.org.
  7. Спектроскопічна нотація. (S.F.). Отримано з сайту bcs.whfreeman.com.