3.7: Розташування електронів - квантова модель

Last updated
Save as PDF

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.
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
2р	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: 1с ² 2с ¹

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

визначає підоболонку та верхнє число електронів.


Назва елемента	Символ	Атомний номер	Конфігурація електрона
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 ² 2с ² 2р ⁶ 3 с ²

Відповідь Na: Ні: 1с ² 2с ² 2р ⁶ 3с ¹

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

Template:ContribCK12
Template:ContribAgnewM
Template:ContribAgnewH
Template:ContribOpenStax
TextMap: Beginning Chemistry (Ball et al.)