CE SUNT SUBLIVELE ENERGETICE ȘI CUM SUNT REPREZENTATE? - ŞTIINŢĂ - 2025

Cele subnivele energetice din atomul sunt modul în care sunt organizate electronii din cochilii electronice, distribuirea lor în moleculă sau atom. Aceste subnivele de energie sunt numite orbitale.

Organizarea electronilor în sub-niveluri este ceea ce permite combinațiile chimice ale diferiților atomi și, de asemenea, definește poziția lor în Tabelul periodic al elementelor.

Electronii sunt aranjați în carcasele electronice ale atomului într-un anumit mod printr-o combinație de stări cuantice. În momentul în care una dintre aceste stări este ocupată de un electron, ceilalți electroni trebuie să se afle într-o stare diferită.

Introducere

Fiecare element chimic din tabelul periodic este format din atomi, care la rândul lor sunt alcătuiți din neutroni, protoni și electroni. Electronii sunt particule încărcate negativ, care se găsesc în jurul nucleului oricărui atom, distribuite pe orbitele electronilor.

Orbitalii electroni sunt volumul de spațiu în care un electron are șanse de întâlnire de 95%. Există diferite tipuri de orbitali, cu forme diferite. Un număr maxim de doi electroni poate fi localizat în fiecare orbital. Primul orbital al unui atom este locul unde există cea mai mare probabilitate de a găsi electroni.

Orbitalii sunt desemnați de literele s, p, d și f, adică Sharp, Principiul, Diffuza și Fundamental și se combină atunci când atomii se unesc pentru a forma o moleculă mai mare. În fiecare coajă a atomului se găsesc aceste combinații de orbitali.

De exemplu, în stratul 1 al atomului există orbitalele S, în stratul 2 există orbitalele S și P, în stratul 3 al atomului există orbitali S, P și D și în final în stratul 4 al atomului sunt toate S orbitale S, P, D și F.

De asemenea, pe orbitali găsim diferite subnivele, care la rândul lor pot stoca mai mulți electroni. Orbitalii la diferite niveluri de energie sunt similare între ele, dar ocupă zone diferite în spațiu.

Primul orbital și cel de-al doilea orbital au aceleași caracteristici ca un orbital S, au noduri radiale, au o probabilitate mai mare de volum sferic și pot ține doar doi electroni. Cu toate acestea, acestea sunt situate la diferite niveluri de energie și astfel ocupă spații diferite în jurul nucleului.

Locația pe tabelul periodic al elementelor

Fiecare configurație electronică a elementelor este unică, de aceea își determină poziția în tabelul periodic al elementelor. Această poziție este definită de perioada fiecărui element și de numărul său atomic de numărul de electroni pe care atomul elementului îl are.

Astfel, este importantă utilizarea tabelului periodic pentru a determina configurația electronilor în atomi. Elementele sunt împărțite în grupuri în conformitate cu configurațiile lor electronice, după cum urmează:

Fiecare orbital este reprezentat în blocuri specifice din tabelul periodic al elementelor. De exemplu, blocul orbitalelor S este regiunea metalelor alcaline, primul grup din tabel și unde se găsesc șase elemente Litiu (Li), Rubidiu (Rb), Potasiu (K), Sodiu (Na), Franciu ( Fr) și Cesiu (Cs) și, de asemenea, hidrogen (H), care nu este un metal, ci un gaz.

Acest grup de elemente are un electron, care este adesea pierdut cu ușurință pentru a forma un ion încărcat pozitiv. Sunt cele mai active metale și cele mai reactive.

Hidrogenul, în acest caz, este un gaz, dar se află în grupa 1 a tabelului periodic al elementelor, deoarece are și un singur electron. Hidrogenul poate forma ioni cu o singură încărcare pozitivă, dar extragerea unui singur electron necesită mult mai multă energie decât eliminarea electronilor din celelalte metale alcaline. La formarea compușilor, hidrogenul generează de obicei legături covalente.

Cu toate acestea, sub presiuni extrem de mari, hidrogenul se transformă în metal și se comportă ca restul elementelor din grupul său. Acest lucru se întâmplă, de exemplu, în interiorul nucleului planetei Jupiter.

Grupa 2 corespunde metalelor alcaline de pământ, deoarece oxizii lor au proprietăți alcaline. Printre elementele acestui grup găsim magneziu (Mg) și calciu (Ca). Orbitalii săi aparțin și nivelului S.

Metalele de tranziție, care corespund grupelor 3 până la 12 din tabelul periodic, au orbitale de tip D.

Elementele care merg de la grupul 13 la 18 din tabel corespund orbitalelor P. Și în final, elementele cunoscute sub numele de lantanide și actinide au orbitale numite F.

Locația electronilor în orbitale

Electronii se găsesc pe orbitele atomului ca o modalitate de a scădea energia. Prin urmare, dacă încearcă să crească energie, electronii vor umple nivelurile orbitale principale, îndepărtându-se de nucleul atomului.

Trebuie considerat că electronii au o proprietate intrinsecă cunoscută sub numele de spin. Acesta este un concept cuantic care determină, printre altele, rotirea electronului în interiorul orbitalului. Ceea ce este esențial pentru a vă determina poziția în sub-nivelurile de energie.

Regulile care determină poziția electronilor în orbitalele atomului sunt următoarele:

• Principiul lui Aufbau: Electronii intră pe orbitalii cu cea mai mică energie. Acest principiu se bazează pe diagrame ale nivelurilor de energie ale anumitor atomi.

• Principiul excluderii lui Pauli: Un orbital atomic poate descrie cel puțin doi electroni. Aceasta înseamnă că doar doi electroni cu rotire electronică diferită pot ocupa un orbital atomic.

Aceasta implică faptul că un orbital atomic este o stare energetică.

• Regula lui Hund: Când electronii ocupă orbitali de aceeași energie, electronii vor intra mai întâi pe orbitalii goi. Aceasta înseamnă că electronii preferă rotirile paralele pe orbitele separate ale nivelurilor de energie.

Electronii vor umple toate orbitalele din sub-niveluri înainte de a întâlni rotiri opuse.

Configurații electronice speciale

Există, de asemenea, atomi cu cazuri speciale de sub-niveluri de energie. Când doi electroni ocupă același orbital, nu numai că trebuie să aibă rotiri diferite (așa cum este indicat prin principiul Exclusiei Pauli), dar cuplarea electronilor crește ușor energia.

În cazul sublivelor de energie, o jumătate plină și un nivel complet complet reduc energia atomului. Aceasta duce atomul să aibă o stabilitate mai mare.

Referințe

1. Configuratie electronica. Recuperat de pe Wikipedia.com.
2. Configurații electronice Introducere. Recuperat din chem.libretexts.org.
3. Orbitale și obligațiuni. Recuperat din chem.fsu.edu.
4. Tabelul periodic, principalele elemente de grup. Recuperat de newworldencyclopedia.org.
5. Principii de configurare electro. Recuperat de pe sartep.com.
6. Configurarea electronică a elementelor. Recuperat din science.uwaterloo.ca.
7. Electron Spin. Recuperat din hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.