CARE ESTE CONFIGURAȚIA EXTERNĂ A ELECTRONILOR? - CHIMIE - 2025

Configurația electronică , numită structura electronică, este aranjamentul de electroni în nivelurile de energie în jurul unui nucleu atomic. Conform vechiului model atomic Bohr, electronii ocupă diferite niveluri pe orbitele din jurul nucleului, de la prima coajă cea mai apropiată de nucleu, K, la a șaptea cochilie, Q, care este cea mai îndepărtată de nucleu.

În ceea ce privește un model mecanic cuantic mai rafinat, cochilii KQ sunt subdivizați într-un set de orbitali, fiecare putând fi ocupat de nu mai mult de o pereche de electroni.

În mod obișnuit, configurația electronilor este utilizată pentru a descrie orbitalele unui atom în starea sa de bază, dar poate fi, de asemenea, utilizată pentru a reprezenta un atom care s-a ionizat într-un cation sau anion, compensând pierderea sau câștigarea electronilor în orbitalele lor.

Multe dintre proprietățile fizice și chimice ale elementelor pot fi corelate cu configurațiile lor unice electronice. Electronii de valență, electronii din învelișul exterior, sunt factorul determinant pentru chimia unică a elementului.

Bazele configurațiilor electronilor

Înainte de a aloca electronii unui atom pe orbitali, ar trebui să vă familiarizați cu elementele de bază ale configurațiilor electronilor. Fiecare element din tabelul periodic constă din atomi, care sunt alcătuiți din protoni, neutroni și electroni.

Electronii prezintă o sarcină negativă și se găsesc în jurul nucleului atomului în orbitalele electronului, definit ca volumul de spațiu în care electronul poate fi găsit cu o probabilitate de 95%.

Cele patru tipuri diferite de orbitali (s, p, d și f) au forme diferite, iar un orbital poate ține maximum doi electroni. Orbitalele p, d și f au niveluri diferite, astfel încât pot deține mai mulți electroni.

După cum este indicat, configurația electronilor fiecărui element este unică pentru poziția sa în tabelul periodic. Nivelul de energie este determinat de perioadă și numărul de electroni este dat de numărul atomic al elementului.

Orbitalii la diferite niveluri de energie sunt similare între ele, dar ocupă zone diferite în spațiu.

Orbitalul 1s și orbitalul 2s au caracteristicile unui orbital s (noduri radiale, probabilități de volum sferice, ele pot conține doar doi electroni etc.). Dar, întrucât sunt la niveluri energetice diferite, ocupă spații diferite în jurul nucleului. Fiecare orbital poate fi reprezentat prin blocuri specifice de pe tabelul periodic.

Blocul s este regiunea metalelor alcaline incluzând heliu (grupele 1 și 2), blocul d este metalele de tranziție (grupele 3 la 12), blocul p este elementele grupului principal de grupuri 13 la 18 , Și blocul f este seria lantanide și actinide.

Figura 1: Elemente ale tabelului periodic și perioadele acestora care variază în funcție de nivelurile de energie ale orbitelor.

Principiul Aufbau

Aufbau provine din cuvântul german „Aufbauen” care înseamnă „a construi”. În esență, scriind configurații de electroni, construim orbitali de electroni pe măsură ce trecem de la un atom la altul.

Pe măsură ce scriem configurația electronilor unui atom, vom completa orbitalele în ordinea crescândă a numărului atomic.

Principiul Aufbau provine de la principiul excluderii Pauli care spune că nu există doi fermioni (de exemplu, electroni) într-un atom. Acestea pot avea același set de numere cuantice, așa că trebuie să „stiveze” la niveluri mai mari de energie.

Modul în care se acumulează electronii este o problemă a configurațiilor electronilor (Principiul Aufbau, 2015).

Atomii stabili au la fel de mulți electroni ca protoni în nucleu. Electronii se adună în jurul nucleului în orbitale cuantice urmând patru reguli de bază numite principiul Aufbau.

1. În atom nu există doi electroni care au același patru numere cuantice n, l, m și s.
2. Electronii vor ocupa mai întâi orbitalii cu cel mai scăzut nivel de energie.
3. Electronii vor umple întotdeauna orbitalele cu același număr de rotire. Când orbitalii vor fi plini, va începe.
4. Electronii vor umple orbitalii cu suma numelor cuantice n și l. Orbitalele cu valori egale de (n + l) vor fi completate mai întâi cu n valori inferioare.

A doua și a patra regulă sunt practic aceleași. Un exemplu de regulă patru ar fi orbitalii 2p și 3s.

Un orbital 2p este n = 2 și l = 2 și un orbital 3s este n = 3 și l = 1. (N + l) = 4 în ambele cazuri, dar orbitalul 2p are cea mai mică energie sau cea mai mică valoare n și se va completa înainte de stratul 3s.

Din fericire, diagrama Moeller prezentată în figura 2 poate fi folosită pentru a umple electroni. Graficul este citit rulând diagonalele de la 1s.

Figura 2: Diagrama Moeller a umplerii configurației electronilor.

Figura 2 prezintă orbitalii atomici, iar săgețile urmează calea în față.

Acum că se știe că ordinea orbitalelor este completată, singurul lucru rămas este memorarea dimensiunii fiecărui orbital.

S orbitalii au 1 valoare posibilă de m _l pentru a conține 2 electroni

Orbitalii P au 3 valori posibile de _ml pentru a conține 6 electroni

Orbitalele D au 5 valori posibile de _pl pentru a reține 10 electroni

Orbitalii F au 7 valori posibile de m _l pentru a reține 14 electroni

Aceasta este tot ceea ce este necesar pentru a determina configurația electronică a unui atom stabil al unui element.

De exemplu, luați elementul azot. Azotul are șapte protoni și deci șapte electroni. Primul orbital completat este orbitalul 1s.

Un orbital s are doi electroni, deci rămân cinci electroni. Următorul orbital este orbitalul 2s și conține următoarele două. Ultimii trei electroni vor merge pe orbitalul 2p care poate reține până la șase electroni (Helmenstine, 2017).

Importanța configurației electronice externe

Configurațiile electronilor joacă un rol important în determinarea proprietăților atomilor.

Toți atomii din același grup au aceeași configurație electronică externă cu excepția numărului atomic n, motiv pentru care au proprietăți chimice similare.

Unii dintre factorii cheie care influențează proprietățile atomice includ dimensiunea celor mai mari orbitale ocupate, energia orbitalelor cu energie mai mare, numărul de locuri vacante orbitale și numărul de electroni din orbitalii cu energie mai mare.

Cele mai multe proprietăți atomice pot fi corelate cu gradul de atracție între electronii cei mai exteriori către nucleu și numărul de electroni din carcasa electronilor externi, numărul de electroni de valență.

Electronii învelișului exterior sunt cei care pot forma legături chimice covalente, sunt cei care au capacitatea de a ioniza pentru a forma cationi sau anioni și sunt cei care dau starea de oxidare a elementelor chimice.

De asemenea, vor determina raza atomică. Pe măsură ce n devine mai mare, raza atomică crește. Când un atom pierde un electron, va exista o contracție a razei atomice din cauza scăderii încărcării negative din jurul nucleului.

Electronii învelișului exterior sunt cei care sunt luați în considerare de teoria legăturilor de valență, teoria de câmpuri cristaline și teoria orbitală moleculară pentru a obține proprietățile moleculelor și hibridizările legăturilor.

Referințe

1. Principiul Aufbau. (2015, 3 iunie). Preluat din chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Știința Bozeman. (2013, Agoto 4). Configuratie electronica. Luat de pe youtube: youtube.com.
3. Configurațiile electronilor și proprietățile atomilor. (SF). Luat de la oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7 septembrie). Configurație electronică. Luat de la britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (2016, 12 iulie). Configurații electronice. Preluat din chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7 martie). Principiul Aufbau - Structura electronică și Principiul Aufbau. Luat de la thinkco: thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8 iunie). Electroni de valență și lipire. Luat de la khanacademy: khanacademy.org.