ELEKTRON RÓŻNICZKOWY: LICZBY KWANTOWE I PRZYKŁADY - CHEMIA - 2026

Różnica lub różnicowania elektronów jest ostatnim elektronów umieszczone w sekwencji o konfiguracji elektronowej atomu. Jak się nazywa? Aby odpowiedzieć na to pytanie, potrzebna jest podstawowa budowa atomu: jego jądro, próżnia i elektrony.

Jądro to gęsty i zwarty agregat dodatnich cząstek zwanych protonami oraz neutralnych cząstek zwanych neutronami. Protony określają liczbę atomową Z i razem z neutronami tworzą masę atomową. Jednak atom nie może mieć tylko ładunków dodatnich; dlatego elektrony krążą wokół jądra, aby je zneutralizować.

Tak więc dla każdego protonu, który dołącza do jądra, nowy elektron dołącza do jego orbitali, aby przeciwdziałać rosnącemu ładunkowi dodatnim. W ten sposób nowo dodany elektron, elektron różniczkowy, jest ściśle powiązany z liczbą atomową Z.

Elektron różnicowy znajduje się w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej: powłoce walencyjnej. Dlatego im dalej jesteś od jądra, tym większa energia z nim związana. To właśnie ta energia jest odpowiedzialna za ich udział, podobnie jak reszty elektronów walencyjnych, w charakterystycznych reakcjach chemicznych pierwiastków.

Liczby kwantowe

Podobnie jak reszta elektronów, elektron różniczkowy można zidentyfikować za pomocą czterech liczb kwantowych. Ale czym są liczby kwantowe? Są to „n”, „l”, „m” i „s”.

Liczba kwantowa „n” oznacza rozmiar atomu i poziomy energii (K, L, M, N, O, P, Q). „L” jest drugorzędną lub azymutalną liczbą kwantową, która wskazuje kształt orbitali atomowych i przyjmuje wartości 0, 1, 2 i 3 dla orbitali „s”, „p”, „d” i „f” odpowiednio.

„M” jest magnetyczną liczbą kwantową i wskazuje na przestrzenną orientację orbitali w polu magnetycznym. Zatem 0 dla orbitalnego „s”; -1, 0, +1 dla orbitalu „p”; -2, -1, 0, +1, +2, dla orbitalu „d”; i -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 dla orbitalu „f”. Wreszcie spinowa liczba kwantowa «s» (+1/2 dla ↑ i -1/2 dla ↓).

Dlatego elektron różniczkowy skojarzył poprzednie liczby kwantowe („n”, „l”, „m”, „s”). Ponieważ przeciwdziała nowemu dodatnemu ładunkowi generowanemu przez dodatkowy proton, zapewnia również liczbę atomową pierwiastka Z.

Jak poznać elektron różniczkowy?

Powyższy obrazek przedstawia konfiguracje elektronów pierwiastków od wodoru do gazu neonowego (H → Ne).

W tym przypadku elektrony otwartych powłok są oznaczone kolorem czerwonym, podczas gdy elektrony zamkniętych powłok są oznaczone kolorem niebieskim. Warstwy odnoszą się do liczby kwantowej „n”, pierwszej z czterech.

Zatem konfiguracja walencyjna H (↑ na czerwono) dodaje kolejny elektron o przeciwnej orientacji, aby stać się tym z He (↓ ↑, oba niebieskie, ponieważ teraz poziom 1 jest zamknięty). Ten dodany elektron jest następnie elektronem różniczkowym.

W ten sposób graficznie można zobaczyć, jak elektron różniczkowy dodaje się do powłoki walencyjnej (czerwone strzałki) pierwiastków, odróżniając je od siebie. Elektrony wypełniają orbitale zgodnie z regułą Hunda i zasadą wykluczenia Paulinga (doskonale obserwowaną od B do Ne).

A co z liczbami kwantowymi? Definiują one każdą strzałkę - to znaczy każdy elektron - a ich wartości można potwierdzić konfiguracją elektronów, aby wiedzieć, czy są to wartości elektronu różniczkowego.

Przykłady w wielu elementach

Chlor

W przypadku chloru (Cl) jego liczba atomowa Z jest równa 17. Konfiguracja elektronowa to 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵ . Orbitale zaznaczone na czerwono odpowiadają orbitale powłoki walencyjnej, która ma otwarty poziom 3.

Elektron różnicowy jest ostatnim elektronem umieszczonym w konfiguracji elektronowej, a atom chloru to atom chloru na orbicie 3p, którego układ jest następujący:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Zgodnie z regułą Hunda, orbitale 3p o równej energii są wypełniane jako pierwsze (strzałka w górę na każdym orbicie). Po drugie, pozostałe elektrony parują się z samotnymi elektronami od lewej do prawej. Elektron różnicowy jest przedstawiony w zielonej ramce.

Zatem elektron różnicowy chloru ma następujące liczby kwantowe: (3, 1, 0, -1/2). Oznacza to, że „n” to 3; „L” oznacza 1, orbital „p”; „M” wynosi 0, ponieważ jest to środkowy orbital „p”; a „s” to -1/2, ponieważ strzałka wskazuje w dół.

Magnez

Konfiguracja elektronowa dla atomu magnezu to 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² , reprezentując orbital i jego elektron walencyjny w ten sam sposób:

↑ ↓

3s

0

Tym razem elektron różniczkowy ma liczby kwantowe 3, 0, 0, -1/2. Jedyną różnicą w tym przypadku w odniesieniu do chloru jest to, że liczba kwantowa „l” wynosi 0, ponieważ elektron zajmuje orbitę „s” (3s).

Cyrkon

Konfiguracja elektronowa atomu cyrkonu (metalu przejściowego) to 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ² . Podobnie jak w poprzednich przypadkach, reprezentacja orbitali i elektronów walencyjnych jest następująca:

Zatem liczby kwantowe dla elektronu różniczkowego zaznaczonego na zielono to: 4, 2, -1, +1/2. Tutaj, ponieważ elektron zajmuje drugą orbital "d", ma liczbę kwantową "m" równą -1. Ponadto, ponieważ strzałka jest skierowana w górę, jej numer obrotu „s” wynosi +1/2.

Nieznany element

Różniczkowe liczby kwantowe elektronów dla nieznanego pierwiastka to 3, 2, +2, -1/2. Jaka jest liczba atomowa Z pierwiastka? Znając Z, możesz dowiedzieć się, czym jest ten element.

Tym razem, ponieważ „n” jest równe 3, oznacza to, że element znajduje się w trzecim okresie układu okresowego, z orbitaliami „d” jako powłoką walencyjną („l” równe 2). Dlatego orbitale są reprezentowane jak w poprzednim przykładzie:

↑ ↓

Liczby kwantowe „m” równe +2 i „s” równe -1/2 są kluczem do prawidłowego zlokalizowania elektronu różniczkowego na ostatniej orbicie 3d.

Zatem poszukiwany element ma pełne orbitale 3d ¹⁰ , a także wewnętrzne powłoki elektroniczne. Podsumowując, pierwiastkiem jest metal cynk (Zn).

Jednak liczby kwantowe elektronu różnicowego nie pozwalają na rozróżnienie między cynkiem a miedzią, ponieważ ten ostatni pierwiastek ma również pełne orbitale 3d. Czemu? Ponieważ miedź jest metalem, który nie spełnia zasad wypełniania elektronów z powodów kwantowych.

Bibliografia

1. Jim Branson. (2013). Zasady Hunda. Pobrane 21 kwietnia 2018 z: quantummechanics.ucsd.edu
2. Wykład 27: Zasady Hunda. Pobrane 21 kwietnia 2018 z: ph.qmul.ac.uk
3. Uniwersytet Purdue. Liczby kwantowe i konfiguracje elektronów. Pobrane 21 kwietnia 2018 z: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​tom 12, Hiszpania, strony 314–322.
5. Walter J. Moore. (1963). Chemia fizyczna. W cząsteczkach i falach. Wydanie czwarte, Longmans.