Kvantne številke diferencialnega elektrona, kako vedeti in primeri

The diferencialni elektron ali diferenciator je zadnji elektron, ki se nahaja v zaporedju elektronske konfiguracije atoma. Zakaj je njegovo ime? Za odgovor na to vprašanje je potrebna osnovna struktura atoma: njegovo jedro, vakuum in elektroni.

Jedro je gosto, kompakten agregat pozitivnih delcev, imenovanih protoni, in nevtralnih delcev, imenovanih nevtroni. Protoni določajo atomsko število Z in skupaj z nevtroni tvorijo atomsko maso. Vendar pa atom ne more nositi samo pozitivnih nabojev; zato elektroni krožijo okoli jedra, da ga nevtralizirajo. 

Tako je za vsak proton, ki je dodan jedru, v njegove orbitale vgrajen nov elektron, da bi preprečil naraščajoči pozitivni naboj. Na ta način je novi dodan elektron, diferenčni elektron, tesno povezan z atomsko številko Z.

Diferenčni elektron je v najbolj zunanji elektronski plasti: valentni sloj. Torej, kolikor dlje ste od jedra, večja je z njim povezana energija. Ta energija je odgovorna za njihovo sodelovanje, kot tudi za ostale valenčne elektrone, v kemijskih reakcijah, značilnih za elemente.

Indeks

• 1 Kvantne številke
• 2 Kako poznati diferencialni elektron?
• 3 Primeri v več elementih
  • 3.1 Klor
  • 3,2 ↓ ↑ ↓ ↑ _
  • 3.3 Magnezij
  • 3,4 ↑ ↓
  • 3.5 Cirkonij
  • 3.6 Neznan element
  • 3,7 ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↓
• 4 Reference

Kvantna števila

Tako kot ostali elektroni se diferencialni elektron lahko identificira s štirimi kvantnimi številkami. Toda kaj so kvantna števila? So "n", "l", "m" in "s".

Kvantno število "n" označuje velikost atoma in energetske nivoje (K, L, M, N, O, P, Q). "L" je sekundarno ali azimutno kvantno število, ki označuje obliko atomskih orbital, in ima vrednosti 0, 1, 2 in 3 za orbitale "s", "p", "d" in "f"; v tem zaporedju.

"M" je magnetno kvantno število in kaže prostorsko usmerjenost orbital v magnetnem polju. Torej, 0 za "s" orbital; -1, 0, +1 za orbitalo "p"; -2, -1, 0, +1, +2 za orbitalno "d"; in -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 za orbitalo "f". Končno, kvantno število spinov "s" (+1/2 za ↑ in -1/2 za ↓).

Zato ima diferencialni elektron povezane predhodne kvantne številke ("n", "l", "m", "s"). Ker nasprotuje novemu pozitivnemu naboju, ki ga ustvari dodatni proton, zagotavlja tudi atomsko število elementa Z.

Kako poznati diferencialni elektron?

Na zgornji sliki so predstavljene elektronske konfiguracije za elemente iz vodika v neonski plin (H → Ne).

Pri tem so elektroni odprtih plasti označeni z rdečo barvo, medtem ko so zaprti sloji označeni z modro barvo. Plasti se nanašajo na kvantno število "n", prvo od štirih.

Na ta način valentna konfiguracija H (color rdeče barve) doda še en elektron z nasprotno usmeritvijo, da postane tisti od He (↓ ↑, oba modra, ker je sedaj nivo 1 zaprt). Ta dodani elektron je potem diferenčni elektron.

Tako lahko grafično opazimo, kako se diferencialni elektron doda valentni plasti (rdeče puščice) elementov, ki jih ločujejo drug od drugega. Elektroni zapolnijo orbitale, ki spoštujejo Hundovo pravilo, in načelo izključitve Paulinga (odlično opazujemo od B do Ne)..

Kaj pa kvantne številke? Ti določajo vsako puščico - to je vsak elektron - in njihove vrednosti se lahko potrdijo z elektronsko konfiguracijo, da bi vedeli, ali so diferencialni elektron ali ne..

Primeri v več elementih

Klor

V primeru klora (Cl) je njegovo atomsko število Z enako 17. Elektronska konfiguracija je potem 1s²2s²sp⁶3s²3p⁵. Orbitale, označene z rdečo barvo, ustrezajo tistim iz valenčne plasti, ki predstavlja raven 3 odprte.

Diferenčni elektron je zadnji elektron, ki je nameščen v elektronski konfiguraciji, in atom klora je tisti, ki ima 3p orbital, čigar dispozicija je naslednja:

↓  ↓  ↑ _

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Spoštovanje Hundovega pravila, najprej izpolnite 3p orbitale enake energije (ena puščica navzgor v vsaki orbiti). Drugič, drugi elektroni se združijo z osamljenimi elektroni od leve proti desni. Diferenčni elektron je predstavljen v zelenem okvirju.

Diferenčni elektron za klor ima torej naslednje kvantne številke: (3, 1, 0, -1/2). To pomeni, da je "n" 3; "L" je 1, orbitalna "p"; "M" je 0, ker je "p" orbital medija; in "s" je -1/2, ker puščica kaže navzdol.

Magnezij

Elektronska konfiguracija magnezijevega atoma je 1s²2s²sp⁶3s², na enak način predstavlja orbital in njen valentni elektron:

↓

3s

0

Ta čas ima diferencialni elektron kvantne številke 3, 0, 0, -1/2. Edina razlika v tem primeru glede na klor je, da je kvantno število "l" 0, ker elektron zavzema "s" orbitalo (3s).

Cirkonij

Elektronska konfiguracija za atom cirkonija (prehodna kovina) je 1s²2s²sp⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d². Enako kot v prejšnjih primerih je prikaz valentnih orbital in elektronov naslednja:

Tako so kvantna števila za diferencialni elektron, označena v zeleni barvi: 4, 2, -1, +1/2. Tukaj, ker elektron zavzema drugo orbitalno "d", ima kvantno število "m" enako -1. Ker je puščica obrnjena navzgor, je njena vrtilna številka "s" enaka +1/2.

Neznan element

Kvantna števila diferenčnega elektrona za neznani element so 3, 2, +2, -1/2. Kaj je atomsko število elementa Z? Poznavanje Z lahko dešifrira, kaj je element.

Ta čas, ker je "n" enak 3, pomeni, da je element v tretjem obdobju periodne tabele, pri čemer so "d" orbitale kot valenčni sloj ("l" enak 2). Zato so orbitale predstavljene kot v prejšnjem primeru:

↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Kvantna števila "m", ki so enaka +2, in "s" enaka -1/2, so ključi za pravilno lociranje diferenčnega elektrona v zadnji 3d orbitali.

Element, ki se išče, ima torej 3d orbitale¹⁰ polni, tako kot njegovi notranji elektronski plasti. Sklenemo lahko, da je element kovinski cink (Zn).

Vendar kvantna števila diferencialnega elektrona ne razlikujejo med cinkom in bakrom, ker ima slednji tudi polne 3d orbitale. Zakaj? Ker je baker kovina, ki ne izpolnjuje pravil za polnjenje elektronov za kvantne razloge.

Reference

1. Jim Branson (2013). Hundova pravila Pridobljeno 21. aprila 2018, iz: quantummechanics.ucsd.edu
2. Predavanje 27: Hundova pravila. Vzpostavljeno 21. aprila 2018, iz: ph.qmul.ac.uk
3. Univerza Purdue. Kvantne številke in elektronske konfiguracije. Vzpostavljeno 21. aprila 2018, iz: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat Enciklopedija znanosti. (1968). Fizika Salvat, S.A. Ediciones Pamplona, ​​letnik 12, Španija, str. 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Fizikalna kemija V delci in valovi. Četrta izdaja, Longmans.