Skip to main content
LibreTexts - Ukrayinska

3.7: Розташування електронів - квантова модель

  • Page ID
    20483
  • \( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

    Цілі навчання
    • Представляють організацію електронів електронною конфігурацією на основі квантової механічної моделі атома.

    Квантова механіка - це вивчення руху об'єктів, які мають атомні або субатомні розміри і таким чином демонструють подвійність хвильово-частинок. Одним з фундаментальних (і найважчих для розуміння) принципів квантової механіки є те, що електрон - це і частинки, і хвиля. У повсякденному макроскопічному світі речей, які ми можемо бачити, щось не може бути і тим, і іншим. Але ця подвійність може існувати в квантовому світі субмікроскопічного в атомному масштабі.

    В основі квантової механіки лежить ідея про те, що ми не можемо точно вказати місце розташування електрона. Все, що ми можемо сказати, це те, що існує ймовірність того, що вона існує в межах цього певного обсягу простору. Вчений Ервін Шредінгер розробив рівняння, яке займається цими розрахунками, яке ми не будемо переслідувати в цей час. Нагадаємо, що в моделі Бора точний шлях електрона був обмежений дуже чітко визначеними круговими орбітами навколо ядра. Орбітальна - це квантове механічне уточнення орбіти Бора. На відміну від його концепції простої кругової орбіти з фіксованим радіусом, орбіталі - математично виведені області простору з різною ймовірністю наявності електрона.

    \(\PageIndex{1}\)Малюнок Ервін Шредінгер.

    Побудова атомів шляхом орбітального заповнення

    У квантово-механічній моделі атома електрони в одному атомі, які мають однакове головне квантове число (n) або основний енергетичний рівень, як кажуть, займають електронну оболонку атома. Орбіталі визначають області в просторі, де ви, ймовірно, знайдете електрони. Як показано на малюнку\(\PageIndex{2}\) s, орбіталі мають сферичну форму, а p орбіталі мають форму гантелі. Орбіталі всередині оболонки поділяються на підоболонки (підрівні). У другій оболонці є дві підоболонки, а саме підоболонка 2s (з однією орбіталлю) та 2p підоболонка (з трьома орбіталями), див. Табл\(\PageIndex{1}\). Слід зазначити, що діаграми на малюнку\(\PageIndex{2}\) є оцінками розподілу електронів у просторі, а не поверхнях, на яких закріплені електрони.

    Малюнок\(\PageIndex{2}\): Електронні орбіталі. (а) Орбітальна лінія s сферична за розподілом. (b) Три орбіталі p мають форму гантелей, і кожна з них вказує в різному напрямку. (c) П'ять d орбіталів мають форму розетки, за винятком орбітальної, яка є комбінацією «гантель+тор». Всі вони орієнтовані в різні боки.
    Таблиця\(\PageIndex{1}\) підсумовує кількість і тип орбіталей, які можна знайти в межах кожного основного енергетичного рівня, а також кількість дозволених електронів. Таблиця розташування\(\PageIndex{1}\) електронів в межах енергетичних рівнів

    Основне квантове число\(\left( n \right)\)

    (Основна оболонка)

    Підвирівні

    (Підоболонка)

    Кількість орбіталей на підрівні

    Кількість електронів на підрівні

    (Максимум

    2 електрони/орбітальні)

    \ (\ left (n\ праворуч)\) (Основна оболонка)» style="вертикальне вирівнювання: середина; "> 1 1s

    1

    (1 с)

    2
    \ (\ left (n\ right)\) (Основна оболонка)» rowspan="2" style="вертикальне вирівнювання: середина; "> 2 2s

    1

    (2s)

    2

    3

    (2px 2ps 2шт)

    6
    \ (\ left (n\ праворуч)\) (Основна оболонка)» rowspan="3" style="вертикальне вирівнювання: середина; "> 3 3s

    1

    (3)

    2
    3п

    3

    (3шт 3px 3шт)

    6
    3d

    5

    (Див. Рис.\(\PageIndex{2c}\))

    10

    На відміну від моделі оболонки, розглянутої в розділі 3.6, хіміки частіше використовують більш детальну електронну конфігурацію для представлення організації електронів в оболонках і підоболонках в атомі. Електронна конфігурація атома включає мітки оболонки та підоболонки, причому правий верхній індекс дає кількість електронів у цій підоболонці. Оболонки і підоболонки перераховуються в порядку заповнення. Електрони, як правило, організовуються навколо атома, спочатку починаючи з найменших можливих квантових чисел, які є оболонками-підоболонками з нижчими енергіями.

    Наприклад, атом Н має один електрон у підоболонці 1s. Його електронна конфігурація H: 1s 1

    Він має два електрони в підоболонці 1s. Його електронна конфігурація He: 1s 2

    Три електрони для Li розташовані в підоболонці 1s (два електрони) та підоболонці 2s (один електрон). Електронна конфігурація Li дорівнює

    Лі:21

    \(\PageIndex{3}\)Малюнок Діаграма електронної конфігурації водню праворуч

    визначає підоболонку та верхнє число електронів.

    Назва елемента Символ Атомний номер Конфігурація електрона
    Таблиця\(\PageIndex{2}\): Електронні конфігурації елементів першого та другого періоду
    Водень \(\ce{H}\) 1 \(1s^1\)
    Гелій \(\ce{He}\) 2 \(1s^2\)
    Літієві \(\ce{Li}\) 3 \(1s^2 2s^1\)
    Берилій \(\ce{Be}\) 4 \(1s^2 2s^2\)
    Бор \(\ce{B}\) 5 \(1s^2 2s^2 2p^1\)
    Вуглець \(\ce{C}\) 6 \(1s^2 2s^2 2p^2\)
    Азот \(\ce{N}\) 7 \(1s^2 2s^2 2p^3\)
    Кисень \(\ce{O}\) 8 \(1s^2 2s^2 2p^4\)
    Фтор \(\ce{F}\) 9 \(1s^2 2s^2 2p^5\)
    Неонові \(\ce{Ne}\) 10 \(1s^2 2s^2 2p^6\)

    Для того щоб створити наземні електронні конфігурації для будь-якого елемента, необхідно знати спосіб організації атомних підрівнів в порядку збільшення енергії. \(\PageIndex{4}\)На малюнку показаний порядок збільшення енергії підрівнів.

    Малюнок\(\PageIndex{4}\): Електрони додаються до атомних орбіталів в порядку від низької енергії (знизу графіка) до високої (верхня частина графіка) за принципом Ауфбау. Основні енергетичні рівні кодуються кольором, тоді як підрівні згруповані разом, і кожне коло являє собою орбіту, здатну утримувати два електрони.

    Малюнок\(\PageIndex{5}\) ілюструє традиційний спосіб запам'ятати порядок заповнення атомних орбіталей.

    \(\PageIndex{5}\)Малюнок Стрілка веде через кожну підоболонку у відповідному порядку заповнення для електронних конфігурацій. Цю діаграму просто побудувати. Просто створіть стовпчик для всіх орбіталів s з кожною n оболонкою в окремому рядку. Повторіть для p, d і f Обов'язково включайте лише орбіталі, дозволені квантовими числами (немає 1p або 2d тощо). Нарешті, намалюйте діагональні лінії зверху вниз, як показано на малюнку.
    Приклад\(\PageIndex{1}\): Nitrogen Atoms

    Азот має 7 електронів. Запишіть електронну конфігурацію для азоту.

    Рішення:

    УВАЖНО подивіться на рис. 9.6.5, і використовуйте його, щоб з'ясувати, скільки електронів йде в кожен підрівень, а також порядок заповнення різних підрівнів.

    1. Почніть з заповнення підрівня 1 с. Це дає 1 с 2. Тепер всі орбіталі в червоному n = 1 блоці заповнені.

    Оскільки ми використовували 2 електрони, залишилося 7 − 2 = 5 електронів

    2. Далі заповнюємо підрівень 2 с. Це дає 1 s 2 2 s 2. Тепер заповнені всі орбіталі в s підрівні оранжевого блоку n = 2.

    Оскільки ми використовували ще 2 електрони, залишилося 5 − 2 = 3 електронів

    3. Зверніть увагу, що ми ще не заповнили весь п = 2 блок... є ще p орбіталів!

    Кінцеві 3 електрона йдуть в підрівень 2 р. Це дає 1 s 2 2 s 2 2 р 3

    Загальна конфігурація електронів: 1 s 2 2 s 2 2 p 3.

    Приклад\(\PageIndex{2}\): Potassium Atoms

    Калій має 19 електронів. Напишіть код конфігурації електронів для калію.

    Рішення

    Цього разу уважно придивіться до малюнку 9.6.5.

    1. Почніть з заповнення підрівня 1 с. Це дає 1 с 2. Тепер заповнюється рівень n = 1.

    Оскільки ми використовували 2 електрони, залишилося 19 − 2 = 17 електронів

    2. Далі заповнюємо підрівень 2 с. Це дає 1 s 2 2 s 2

    Оскільки ми використовували ще 2 електрони, залишилося 17 − 2 = 15 електронів

    3. Далі заповнюємо 2 р підрівня. Т це дає 1 с 2 2 з 2 2 р 6. Тепер заповнюється рівень n = 2.

    Оскільки ми використовували ще 6 електронів, залишилося 15 − 6 = 9 електронів

    4. Далі заповнюємо 3 с підрівнем. Це дає 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2

    Оскільки ми використовували ще 2 електрони, залишилося 9 − 2 = 7 електронів

    5. Далі заповнюємо 3 р підрівня. Це дає 1 s 2 2 s 2 2 р 6 3 s 2 3 р 6

    Оскільки ми використовували ще 6 електронів, залишилося 7 − 6 = 1 електрон

    Ось де ми повинні бути обережними — відразу після 3 p 6!!

    Пам'ятайте, 4 s настає перед 3 d!

    6. Кінцевий електрон переходить в підрівень 4 с. Це дає 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1

    Загальна електронна конфігурація: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 s 2 3 p 6 4 s 1.

    Вправа\(\PageIndex{1}\): Magnesium and Sodium Atoms

    Яка електронна конфігурація для Mg і Na?

    Відповідь Mg
    Мг: 1с 226 3 с 2
    Відповідь Na
    Ні: 1с 2261

    Резюме

    • Орбіталі визначають області в просторі, де ви, ймовірно, знайдете електрони. S орбіталі мають сферичну форму. p орбіталі мають форму гантелі. Три можливі p орбіталі завжди перпендикулярні один одному.
    • Позначення електронної конфігурації спрощує вказівку того, де електрони знаходяться в конкретному атомі. Надскрипти використовуються для позначення кількості електронів в даному підрівні.
    • Електрони додаються до атомних орбіталів в порядку від низької енергії до високої енергії.

    Автори та атрибуція