Elektronų konfigūracija: paaiškinimas, orbitalės (s, p, d, f) ir periodinė lentelė
Sužinokite elektronų konfigūraciją: aiškus s, p, d, f orbitalių paaiškinimas, pavyzdžiai ir periodinės lentelės ryšys – paprastai, suprantamai ir su iliustracijomis.
Elektronų konfigūracija – tai elektronų išsidėstymas atome. Elektronų konfigūracija apibūdina, kur elektronai yra orbitalėse ir kaip jie užpildo skirtingas energetines dalis aplink branduolį. Periodinės elementų lentelės struktūra iš dalies pagrįsta elektronų konfigūracijomis, todėl supratimas, kaip elektronai užpildo orbitales, paaiškina daugelį cheminių savybių.
Orbitalės ir jų talpa
Orbitalės žymi regionus aplink branduolį, kuriuose elektronų tikimybė yra didžiausia. Pagrindinės orbitalių rūšys yra:
- s – maždaug rutulio formos, talpa: 2 elektronai;
- p – hantelio formos (yra trys p-orbitalės viename energijos sluoksnyje), talpa: 6 elektronai;
- d – dažnai keturlapės dobilo formos (yra penkios d-orbitalės), talpa: 10 elektronų;
- f – sudėtingos formos (yra septynios f-orbitalės), talpa: 14 elektronų.
Bendras elektronų skaičius viename energetiniame sluoksnyje apskaičiuojamas formule 2n² (n – pagrindinis kvantinis skaičius).
Pagrindiniai principai, nurodantys užpildymo tvarką
- Aufbau (užpildymo) principas – elektronai užpildo žemesnės energijos orbitales pirmiausia. Dažnai naudojama Madelung taisyklė: orbitalės tvarka pagal (n + l) reikšmę; jei (n + l) vienodas, pirmiau užpildoma mažesnė n.
- Pauli išskyrimo principas – vienoje orbitalėje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, turintys priešingus sukinius.
- Hundo taisyklė – degenerate (vienodos energijos) orbitalės toje pačioje subshellėje užpildomos po vieną elektroną su tuo pačiu sukinio orientavimu prieš pradėdami poruoti elektronus.
Užpildymo tvarka (paprastintas sąrašas)
Dažniausiai taikoma orbitalių užpildymo seka:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d ...
Reikėtų prisiminti, kad dėl energijų persidengimo kai kurios d- ir s-orbitalės keičia užpildymo eiliškumą (pvz., 4s užpildoma prieš 3d), o realiomis sąlygomis gali pasitaikyti išimčių.
Dažnos išimtys
Yra elementų, kurių stabiliausia elektronų konfigūracija neatitinka paprastos užpildymo sekos dėl papildomo stabilumo, gavus pusiau užpildytą arba visiškai užpildytą d-subshellą. Dažni pavyzdžiai:
- Kromas (Cr): vietoje [Ar] 4s2 3d4 dažnai rašoma [Ar] 4s1 3d5;
- Varis (Cu): vietoje [Ar] 4s2 3d9 dažnai rašoma [Ar] 4s1 3d10.
Kaip užrašyti elektronų konfigūraciją
Standartinis užrašas nurodo shell/subshell ir jame esančių elektronų skaičių, pvz.:
- H – 1s1
- He – 1s2
- C – 1s2 2s2 2p2
- O – 1s2 2s2 2p4
- Fe – [Ar] 4s2 3d6 (šeiminė konfigūracija metalo atveju gali kisti jonizuojant)
- Cr – [Ar] 4s1 3d5 (išimtis dėl stabilumo)
- Cu – [Ar] 4s1 3d10 (išimtis dėl stabilumo)
Dažnai naudojama santrumpa su inertinio dujų žymėmis: pvz. geležis (Fe) [Ar] reiškia, kad priskaičiuojami visi elektronai iki argono ir toliau nurodomi tik papildomi elektronai.
Ryšys su periodine lentele ir cheminėmis savybėmis
- Periodinės lentelės dalys atitinka orbitalių tipus: s-blokas (grupės 1–2), p-blokas (grupės 13–18), d-blokas (pereinamieji metalai), f-blokas (lanthanoidai ir aktinoidai).
- Valentiniai elektronai (išorinės orbitalės elektronai) lemia atomų reaktyvumą ir junginių rūšis.
- Pereinamųjų metalų cheminės savybės dažnai priklauso nuo d-elektronų konfigūracijos, o jų oksidacijos laipsniai susiję su elektronų šalinimu iš s- ir d-orbitalių.
Trumpai apie kvantinius skaičius
Elektronų konfigūracijoms nusakyti naudojami keturi kvantiniai skaičiai:
- n (pagrindinis) – apibūdina energijos lygį/sluoksnį (n = 1, 2, 3 ...);
- l (orbitalinis azimutinės rūšies) – nurodo subshell tipo reikšmę (l = 0 → s, 1 → p, 2 → d, 3 → f);
- ml (magnetinis) – nurodo konkrečią orbitalę subshellėje (pvz., p turi ml = -1, 0, +1);
- ms (sukinis) – elektronų sukinių orientacija (+1/2 arba −1/2).
Pritaikymai ir pastebėjimai
Elektronų konfigūracija yra pagrindas atomų spektroskopijai, cheminėms reakcijoms, magnetinėms savybėms ir medžiagų elektroninėms savybėms. Skaičiavimai kompiuterinėje chemijoje (pvz., DFT) naudoja orbitalių sąvoką, nors realybėje elektronų paskirstymas gali būti sudėtingesnis už paprastus modelius.
Suprantant elektronų konfigūraciją galima paaiškinti, kodėl elementai turi tam tikras chemines savybes, kodėl egzistuoja periodiškumas ir kodėl kai kurios išimtys atsiranda dėl energetinio stabilumo.
Kairėje diagramoje orbitalės pavaizduotos didėjančios energijos tvarka. Dešinėje viršuje esančioje diagramoje pavaizduotos keturių tipų orbitalės: 1s, 2p, 3d ir 4f.
Klausimai ir atsakymai
K: Kas yra elektronų konfigūracija?
A: Elektronų konfigūracija - tai elektronų išsidėstymas atome.
K: Ką apibūdina elektronų konfigūracija?
A: Elektronų konfigūracija apibūdina, kur orbitalėse yra elektronai.
K: Kaip pagal elektronų konfigūraciją sudaryta periodinė elementų lentelė?
A: Periodinės elementų lentelės struktūra iš dalies pagrįsta elektronų konfigūracija.
K: Kokios yra keturios elektronų konfigūracijų rūšys?
Atsakymas: Keturios elektronų konfigūracijų rūšys yra s, p, d ir f orbitalės.
K: Koks didžiausias elektronų skaičius gali būti kiekvienoje orbitalėje?
A: Kiekvienoje orbitalėje gali būti ne daugiau kaip 2 elektronai.
K: Kokios yra s, p, d ir f orbitų formos?
A: S orbitalės yra maždaug rutulio formos, p orbitalės yra polinės ir yra hantelio formos, d orbitalės paprastai būna keturlapio dobilo formos, o f orbitalės sudaro matematiškai sudėtingą formą.
Klausimas: Kuo nekintama tvarka užpildomos elektronų konfigūracijos?
Atsakymas: Elektronų konfigūracijos užpildomos elektronais nekintama tvarka ir apibūdina, kaip elektronai elgiasi ir skrieja aplink branduolį.
Ieškoti