مقالات

9.5: المدارات الميكانيكية الكمية وتكوينات الإلكترون


أهداف التعلم

  • تمثيل تنظيم الإلكترونات عن طريق تكوين الإلكترون والرسم المداري.

يتم تنظيم مسار رحلة طائرة تجارية بعناية من قبل إدارة الطيران الفيدرالية. يجب أن تحافظ كل طائرة على مسافة خمسة أميال من طائرة أخرى تحلق على نفس الارتفاع و 2000 قدم فوق وتحت طائرة أخرى (1000 قدم إذا كان الارتفاع أقل من 29000 قدم). لذلك ، كل طائرة لها مواقع معينة فقط يُسمح لها بالحفاظ عليها أثناء طيرانها. بينما نستكشف ميكانيكا الكم ، نرى أن للإلكترونات قيودًا مماثلة على مواقعها.

المدارات

يمكننا تطبيق معرفتنا بالأرقام الكمية لوصف ترتيب الإلكترونات لذرة معينة. نفعل هذا بشيء يسمى تكوينات الإلكترون. إنها بشكل فعال خريطة للإلكترونات لذرة معينة. ننظر إلى الأرقام الكمومية الأربعة لإلكترون معين ثم نخصص هذا الإلكترون لمدار محدد أدناه.

ق المدارات

لأي قيمة لـ (n ) ، فإن قيمة (l = 0 ) تضع هذا الإلكترون في ملف (ق ) المداري. هذا المدار كروي الشكل:

الشكل ( PageIndex {1} ): (s ) المدارات ليس لها تفضيل توجيهي وتشبه المجالات.

ع المدارات

بالنسبة للجدول أدناه ، نرى أنه يمكن أن يكون لدينا ثلاثة مدارات محتملة عندما (l = 1 ). تم تعيين هذه باسم (ع ) المدارات ولها أشكال الدمبل. كل من المدارات (ع ) لها اتجاه مختلف في الفضاء ثلاثي الأبعاد.

الشكل ( PageIndex {2} ): (p ) المدارات لها تفضيل توجيهي وتشبه الدمبل.

د المدارات

عندما (l = 2 ) ، يمكن أن تكون قيم (m_l ) (- 2 ، : -1 ، : 0 ، : +1 ، : +2 ) ليصبح المجموع خمسة (د ) المدارات. لاحظ أن جميع المدارات الخمسة لها اتجاهات ثلاثية الأبعاد محددة.

الشكل ( PageIndex {3} ): (d ) المدارات لها تفضيل توجيهي وتعرض بنى معقدة.

و المدارات

أكثر مجموعة المدارات تعقيدًا هي (و ) المدارات. عندما (l = 3 ) ، (m_l ) يمكن أن تكون قيم (- 3 ، : -2 ، : -1 ، : 0 ، : +1 ، : +2 ، : +3 ) لما مجموعه سبعة أشكال مدارية مختلفة. مرة أخرى ، لاحظ الاتجاهات المحددة لمدارات (f ) المختلفة.

الشكل ( PageIndex {4} ): (f ) المدارات لها تفضيل توجيهي وتعرض هياكل معقدة للغاية.

تشكل المدارات التي لها نفس قيمة الرقم الكمي الرئيسي أ الصدف. المدارات داخل قذيفة مقسمة إلى قشور فرعية التي لها نفس قيمة العدد الكمي الزاوي. تتم مقارنة بعض مجموعات الأرقام الكمية المسموح بها في Table ( PageIndex {1} ).

الجدول ( PageIndex {1} ): ترتيب الإلكترون ضمن مستويات الطاقة

رقم الكم الأساسي ( يسار (n يمين) )المستويات الفرعية المسموح بهاعدد المدارات لكل مستوى فرعيعدد المدارات لكل مستوى طاقة رئيسيعدد الإلكترونات لكل مستوى فرعيعدد الإلكترونات لكل مستوى طاقة رئيسي
1(س)1122
2(س)1428
(ع )36
3(س)19218
(ع )36
(د)510
4(س)116232
(ع )36
(د)510
(F)714

تكوينات الإلكترون

هل يمكنك تسمية شيء واحد يميزك بسهولة عن بقية العالم؟ ونحن لا نتحدث عن الحمض النووي - فهذا مكلف بعض الشيء للتسلسل. بالنسبة للعديد من الأشخاص ، هذا هو عنوان بريدهم الإلكتروني. يسمح عنوان بريدك الإلكتروني للأشخاص في جميع أنحاء العالم بالاتصال بك. إنها لا تخص أي شخص آخر ، ولكنها تعمل على تحديد هويتك. تحتوي الإلكترونات أيضًا على مجموعة فريدة من المعرفات في الأرقام الكمية التي تصف موقعها ودورانها. يستخدم الكيميائيون التكوين الإلكترونية لتمثيل تنظيم الإلكترونات في الأصداف والأجزاء الفرعية في الذرة. يسرد تكوين الإلكترون ببساطة تسميات الغلاف والجزء الفرعي ، مع كتابة مرتفعة صحيحة توضح عدد الإلكترونات في تلك المجموعة الفرعية. يتم سرد الأصداف والقذائف الفرعية بترتيب التعبئة. عادة ما يتم تنظيم الإلكترونات حول الذرة عن طريق البدء من أقل عدد ممكن من الأرقام الكمية أولاً ، وهي الأصداف الفرعية ذات الطاقات المنخفضة.

على سبيل المثال ، تحتوي ذرة H على إلكترون واحد في الجزء الفرعي 1s. تكوينه الإلكتروني هو

[ ce {H}: ، 1s ^ 1 nonumber ]

لديه إلكترونان في الغلاف الفرعي 1s. تكوينه الإلكتروني هو

[ ce {He}: ، 1s ^ 2 nonumber ]

يتم ترتيب الإلكترونات الثلاثة لـ Li في الجزء الفرعي 1s (إلكترونان) والقشرة الفرعية 2s (إلكترون واحد). تكوين الإلكترون لـ Li هو

[ ce {Li}: ، 1s ^ 22s ^ 1 nonumber ]

يحتوي Be على أربعة إلكترونات ، اثنان في الجزء الفرعي 1s واثنان في الجزء الفرعي 2s. تكوينه الإلكتروني هو

[ ce {Be}: ، 1s ^ 22s ^ 2 nonumber ]

الآن بعد أن تمتلئ الطبقة الفرعية 2s ، يجب أن تدخل الإلكترونات في الذرات الأكبر في الطبقة الفرعية 2p ، والتي يمكن أن تحتوي على ستة إلكترونات كحد أقصى. تملأ العناصر الستة التالية بشكل تدريجي النطاق الفرعي 2p:

  • ب: 1 ثانية22 ثانية22 ص1
  • ج: 1 ثانية22 ثانية22 ص2
  • N: 1 ثانية22 ثانية22 ص3
  • س: 1 ثانية22 ثانية22 ص4
  • المتوقع: 1 ثانية22 ثانية22 ص5
  • ني: 1 ثانية22 ثانية22 ص6

الآن بعد أن تم ملء القشرة الفرعية 2p (جميع الأجزاء الفرعية الممكنة في الغلاف n = 2) ، يجب أن يدخل الإلكترون التالي للذرة الأكبر التالية في n = 3 shell، s subshell.

عناصر الفترة الثانية

تشير الفترات إلى الصفوف الأفقية في الجدول الدوري. بالنظر إلى الجدول الدوري ، سترى أن الفترة الأولى تحتوي فقط على عنصري الهيدروجين والهيليوم. هذا لأن مستوى الطاقة الأساسي الأول يتكون من المستوى الفرعي (s ) فقط ولذلك يلزم إلكترونين فقط لملء مستوى الطاقة الأساسي بالكامل. في كل مرة يبدأ مستوى طاقة رئيسي جديد ، كما هو الحال مع عنصر الليثيوم الثالث ، تبدأ فترة جديدة في الجدول الدوري. عندما يتحرك المرء خلال الفترة الثانية ، تتم إضافة الإلكترونات على التوالي. مع البريليوم ( left (Z = 4 right) ) ، اكتمل المستوى الفرعي (2s ) ويبدأ المستوى الفرعي (2p ) بـ boron ( left (Z = 5 right) ). نظرًا لوجود ثلاثة مدارات (2p ) وكل مدار يحتوي على إلكترونين ، يتم ملء المستوى الفرعي (2p ) بعد ستة عناصر. يوضح الجدول ( PageIndex {1} ) تكوينات الإلكترون للعناصر في الفترة الثانية.

اسم العنصررمزالعدد الذريالتوزيع الإلكترون

الجدول ( PageIndex {2} ): تكوينات الإلكترون لعناصر الفترة الثانية

الليثيوم ( ce {Li} )3 (1 ثانية ^ 2 2 ثانية ^ 1 )
البريليوم ( م {Be} )4 (1 ثانية ^ 2 2 ثانية ^ 2 )
البورون ( م {ب} )5 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 1 )
كربون ( م {ج} )6 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 2 )
نتروجين ( ce {N} )7 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 3 )
الأكسجين(المدير التنفيذي})8 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 4 )
الفلور ( م {F} )9 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5 )
نيون ( ce {Ne} )10 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 )

مبدأ أوفباو

يبدأ تشييد المبنى من الأسفل. تم وضع الأساس والمبنى يرتفع خطوة بخطوة. من الواضح أنه لا يمكنك البدء بالسقف لأنه لا يوجد مكان لتعليقه. ينتقل المبنى من أدنى مستوى إلى أعلى مستوى بطريقة منهجية. من أجل إنشاء تكوينات إلكترونية للحالة الأرضية لأي عنصر ، من الضروري معرفة الطريقة التي يتم بها تنظيم المستويات الفرعية الذرية بترتيب زيادة الطاقة. يوضح الشكل ( PageIndex {5} ) ترتيب زيادة طاقة المستويات الفرعية.

أدنى مستوى فرعي للطاقة هو دائمًا المستوى الفرعي (1s ) ، والذي يتكون من مدار واحد. سيحتل الإلكترون المفرد لذرة الهيدروجين المدار (1s ) عندما تكون الذرة في حالتها الأساسية. بينما ننتقل مع الذرات ذات الإلكترونات المتعددة ، تتم إضافة تلك الإلكترونات إلى المستوى الفرعي الأدنى التالي: (2s ) ، (2p ) ، (3s ) ، وما إلى ذلك. ال مبدأ أوفباو ينص على أن الإلكترون يحتل المدارات بالترتيب من أدنى طاقة إلى أعلى. يُشار أحيانًا إلى مبدأ Aufbau (بالألمانية: "البناء ، البناء") على أنه مبدأ "البناء". وتجدر الإشارة إلى أن الذرات في الواقع لا تُبنى بإضافة البروتونات والإلكترونات واحدًا تلو الآخر ، وأن هذه الطريقة هي مجرد وسيلة مساعدة لنا لفهم النتيجة النهائية.

الشكل ( PageIndex {5} ): تتم إضافة الإلكترونات إلى المدارات الذرية بالترتيب من الطاقة المنخفضة (أسفل الرسم البياني) إلى الأعلى (أعلى الرسم البياني) وفقًا لمبدأ Aufbau. يتم ترميز مستويات الطاقة الأساسية باللون ، بينما يتم تجميع المستويات الفرعية معًا وتمثل كل دائرة مدارًا قادرًا على حمل إلكترونين.

كما هو موضح في الشكل أعلاه ، فإن طاقات المستويات الفرعية في مستويات الطاقة الرئيسية المختلفة تبدأ في النهاية في التداخل. بعد المستوى الفرعي (3p ) ، يبدو منطقيًا أن يكون المستوى الفرعي (3d ) هو الأدنى التالي في الطاقة. ومع ذلك ، فإن المستوى الفرعي (4s ) أقل قليلاً في الطاقة من المستوى الفرعي (3d ) وبالتالي يملأ أولاً. يتبع ملء المستوى الفرعي (3d ) (4p ) ، ثم (5s ) و (4d ). لاحظ أن المستوى الفرعي (4f ) لا يتم ملؤه إلا بعد المستوى الفرعي (6s ) مباشرة. الشكل ( PageIndex {6} ) أداة مساعدة مفيدة وبسيطة لتتبع ترتيب ملء المستويات الفرعية الذرية.

الشكل ( PageIndex {6} ): يقود السهم خلال كل قشرة فرعية بترتيب الملء المناسب لتكوينات الإلكترون. هذا الرسم البياني سهل البناء. ما عليك سوى إنشاء عمود لجميع المدارات s مع كل n shell في صف منفصل. كرر لـ p و d و f. تأكد من تضمين المدارات المسموح بها فقط من خلال الأرقام الكمية (لا 1p أو 2d ، وهكذا دواليك). أخيرًا ، ارسم خطوطًا قطرية من أعلى إلى أسفل كما هو موضح.

فيديو ( PageIndex {1} ): مستويات الطاقة والمستويات الفرعية والمدارات.

مثال ( PageIndex {1} ): ذرات النيتروجين

يحتوي النيتروجين على 7 إلكترونات. اكتب تكوين الإلكترون للنيتروجين.

حل:

ألق نظرة فاحصة على الشكل ( PageIndex {5} ) ، واستخدمه لمعرفة عدد الإلكترونات التي تدخل في كل مستوى فرعي ، وكذلك الترتيب الذي يتم به ملء المستويات الفرعية المختلفة.

1. ابدأ بملء 1س المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س2. الآن كل المدارات باللون الأحمر ن = 1 كتلة مملوءة.

بما أننا استخدمنا إلكترونين ، فهناك 7-2 = 5 إلكترونات متبقية

2. بعد ذلك ، املأ 2س المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س22س2. الآن كل المدارات الموجودة في س المستوى الفرعي للبرتقال ن = 2 كتلة مملوءة.

نظرًا لأننا استخدمنا إلكترونين آخرين ، فهناك 5-2 = 3 إلكترونات متبقية

3. لاحظ أننا لم نملأ الكل ن = 2 كتلة حتى الآن ... لا يزال هناك ص المدارات!

تدخل الإلكترونات الثلاثة الأخيرة في 2ص المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س22س22ص3

التكوين العام للإلكترون هو: 1س22س22ص3.

مثال ( PageIndex {2} ): ذرات البوتاسيوم

يحتوي البوتاسيوم على 19 إلكترونًا. اكتب كود تكوين الإلكترون للبوتاسيوم.

حل

هذه المرة ، ألق نظرة فاحصة على الشكل ( PageIndex {5} ).

1. الآن ن = 1 مستوى ممتلئ.

بما أننا استخدمنا إلكترونين ، فهناك 19-2 = بقي 17 إلكتروناً

2. هذا يعطي 1س22س2

بما أننا استخدمنا إلكترونين آخرين ، فهناك 17-2 = بقي 15 إلكتروناً

3. بعد ذلك ، املأ 2ص المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س22س22ص6. الآن ن = 2 مستوى ممتلئ.

بما أننا استخدمنا 6 إلكترونات أخرى ، فهناك 15-6 = 9 إلكترونات متبقية

4. بعد ذلك ، املأ الرقم 3س المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س22س22ص63س2

بما أننا استخدمنا إلكترونين آخرين ، فهناك 9-2 = 7 إلكترونات متبقية

5. بعد ذلك ، املأ الرقم 3ص المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س22س22ص63س23ص6

بما أننا استخدمنا 6 إلكترونات أخرى ، فهناك 7 - 6 = غادر 1 إلكترون

هذا هو المكان الذي يجب أن نكون حذرين فيه - مباشرة بعد 3ص6!

تذكر ، 4س يأتي قبل 3د

6. يذهب الإلكترون النهائي إلى 4س المستوى الفرعي. هذا يعطي 1س22س22ص63س23ص64س1

التكوين العام للإلكترون هو: 1س22س22ص63س23ص64س1

تمرين ( PageIndex {1} ): المغنيسيوم وذرات الصوديوم

ما هو تكوين الإلكترون لـ Mg و Na؟

إجابة Mg
ملغ: 1 ثانية22 ثانية22 ص63 ثانية2
الجواب نا
نا: 1 ثانية22 ثانية22 ص63 ثانية1

مبدأ استبعاد باولي

عندما ننظر إلى الاحتمالات المدارية لذرة معينة ، نرى أن هناك ترتيبات مختلفة للإلكترونات لكل نوع مختلف من الذرات. نظرًا لأن كل إلكترون يجب أن يحافظ على هويته الفريدة ، فإننا نشعر بشكل بديهي أن الأرقام الكمومية الأربعة لأي إلكترون معين يجب ألا تتطابق تمامًا مع الأرقام الكمومية الأربعة لأي إلكترون آخر في تلك الذرة.

بالنسبة لذرة الهيدروجين ، لا توجد مشكلة نظرًا لوجود إلكترون واحد فقط في ذرة ( ce {H} ). ومع ذلك ، عندما نصل إلى الهيليوم ، نرى أن الأرقام الكمية الثلاثة الأولى للإلكترونين هي نفسها: نفس مستوى الطاقة ، ونفس الشكل الكروي. ما يميز إلكترونين الهيليوم هو السبين. يحتوي أحد الإلكترونات على دوران (+ frac {1} {2} ) بينما يحتوي الإلكترون الآخر على دوران (- frac {1} {2} ). لذا فإن الإلكترونين الموجودين في المدار (1s ) فريدان ومميزان عن بعضهما البعض لأن دورانهما مختلف. هذه الملاحظة تؤدي إلى مبدأ استبعاد باولي، والتي تنص على أنه لا يوجد إلكترونين في الذرة يمكن أن يكون لهما نفس المجموعة المكونة من أربعة أرقام كمومية. يتم تحديد طاقة الإلكترون من خلال الزخم الزاوي الأساسي والأرقام الكمية المغناطيسية. إذا كانت هذه الأرقام الثلاثة متطابقة لإلكترونين ، فيجب أن تكون أرقام السبين مختلفة حتى يمكن تمييز الإلكترونين عن بعضهما البعض. تسمح قيمتا العدد الكمومي المغزلي لكل مدار بحمل إلكترونين. يوضح الشكل ( PageIndex {7} ) كيفية الإشارة إلى الإلكترونات في الرسم التخطيطي.

الشكل ( PageIndex {7} ): في مخطط ملء مداري ، يمثل المربع مدارًا ، بينما تمثل الأسهم الإلكترونات. يمثل السهم المتجه لأعلى اتجاه دوران واحد ، بينما يمثل السهم المتجه لأسفل اتجاه الدوران الآخر.

قاعدة هوند

تتطلب آخر القواعد الثلاث لبناء ترتيبات الإلكترونات وضع الإلكترونات واحدة تلو الأخرى في مجموعة من المدارات ضمن نفس المستوى الفرعي. هذا يقلل من قوى التنافر الطبيعية التي يمتلكها إلكترون لآخر. حكم هوند تنص على أن كل مدارات ذات طاقة متساوية يشغلها إلكترون واحد قبل أن يشغل إلكترون ثان أي مدار وأن كل من الإلكترونات المفردة يجب أن يكون لها نفس الدوران. يوضح الشكل أدناه كيف تمتلئ مجموعة من ثلاثة مدارات بإلكترونات واحد واثنان وثلاثة وأربعة إلكترونات.

الشكل ( PageIndex {8} ): المستوى الفرعي (2p ) للعناصر boron ( left (Z = 5 right) ) ، الكربون ( left (Z = 6 right) ) ، نيتروجين ( يسار (Z = 7 يمين) ) ، وأكسجين ( يسار (Z = 8 يمين) ). وفقًا لقاعدة هوند ، عند إضافة الإلكترونات إلى مجموعة من المدارات ذات الطاقة المتساوية ، يدخل إلكترون واحد كل مدار قبل أن يتلقى أي مدار إلكترونًا ثانيًا.

مخططات التعبئة المدارية

ان مخطط ملء المداري هي الطريقة الأكثر بصرية لتمثيل ترتيب كل الإلكترونات في ذرة معينة. في رسم تخطيطي للتعبئة المدارية ، تظهر المدارات الفردية على شكل دوائر (أو مربعات) ويتم رسم المدارات داخل مستوى فرعي بجانب بعضها البعض أفقياً. يتم تصنيف كل مستوى فرعي من خلال مستوى الطاقة الرئيسي والمستوى الفرعي. يشار إلى الإلكترونات بأسهم داخل الدوائر. يشير السهم المتجه لأعلى إلى اتجاه دوران واحد ، بينما يشير السهم المتجه لأسفل إلى الاتجاه الآخر. تظهر مخططات ملء المدار للهيدروجين والهيليوم والليثيوم في الشكل أدناه.

الشكل ( PageIndex {9} ): مخططات التعبئة المدارية للهيدروجين والهيليوم والليثيوم.

وفقًا لعملية Aufbau ، تمتلئ المستويات الفرعية والمدارات بالإلكترونات من أجل زيادة الطاقة. نظرًا لأن المستوى الفرعي (s ) يتكون من مدار واحد فقط ، فإن الإلكترون الثاني يتزاوج مع الإلكترون الأول كما هو الحال في الهيليوم. العنصر التالي هو الليثيوم ويتطلب استخدام المستوى الفرعي التالي المتاح ، (2s ).

يظهر مخطط ملء الكربون في الشكل ( PageIndex {10} ). يوجد إلكترونان (2p ) للكربون وكل منهما يشغل مداره (2p ).

الشكل ( PageIndex {10} ): رسم تخطيطي لملء المداري للكربون.

يحتوي الأكسجين على أربعة إلكترونات. بعد أن يحتوي كل مدار (2p ) على إلكترون واحد ، يمكن وضع الإلكترون الرابع في المدار الأول (2p ) مع دوران معاكس للإلكترون الآخر في ذلك المدار.

الشكل ( PageIndex {11} ): رسم تخطيطي لملء حجاجي الأكسجين.

إذا احتفظت بأوراقك في مجلدات مانيلا ، فيمكنك التقاط مجلد ومعرفة مقدار وزنه. إذا كنت تريد معرفة عدد الأوراق المختلفة (المقالات أو السجلات المصرفية أو أي شيء آخر تحتفظ به في مجلد) ، فعليك إخراج كل شيء وإحصاءه. من ناحية أخرى ، يخبرك دليل الكمبيوتر بالضبط بالمقدار الذي لديك في كل ملف. يمكننا الحصول على نفس المعلومات عن الذرات. إذا استخدمنا مخطط ملء مداري ، فعلينا عد الأسهم. عندما ننظر إلى بيانات تكوين الإلكترون ، فإننا ببساطة نجمع الأرقام.

مثال ( PageIndex {3} ): ذرات الكربون

ارسم مخطط الملء المداري للكربون واكتب تكوينه الإلكتروني.

حل

الخطوة 1: ضع قائمة بالكميات المعروفة وخطط للمشكلة.

معروف

  • العدد الذري للكربون ، Z = 6

استخدم ترتيب مخطط التعبئة لرسم مخطط ملء مداري بإجمالي ستة إلكترونات. اتبع حكم هوند. اكتب تكوين الإلكترون.

الخطوة 2: قم ببناء الرسم التخطيطي.

مخطط ملء المداري للكربون.

تكوين الإلكترون 1s22 ثانية22 ص2

الخطوة الثالثة: فكر في نتيجتك.

يتبع المستوى الفرعي 2s المستوى 2p ، وتتكون المستويات الفرعية p دائمًا من ثلاثة مدارات. يجب رسم جميع المدارات الثلاثة حتى لو كان واحدًا أو أكثر غير مشغول. وفقًا لقاعدة Hund ، فإن الإلكترون السادس يدخل الثاني من تلك المدارات p وله نفس دوران الإلكترون الخامس.

التمرين ( PageIndex {2} ): التكوينات الإلكترونية

اكتب تكوينات الإلكترون والمخططات المدارية لـ

  1. ذرة البوتاسيوم: ( ce {K} )
  2. ذرة الزرنيخ: ( ce {As} )
  3. ذرة الفوسفور: ( م {{ع} )
الجواب أ:

البوتاسيوم: (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 )

الجواب ب:

الزرنيخ: (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ {10} 4p ^ 3 )

الجواب ج:

الفوسفور (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 3 )

حي أتوم

الشكل ( PageIndex {12} ): حي الذرة. المصدر: الدكتور بينه داو ، كلية مدينة ساكرامنتو.

ملخص

هناك أربع فئات مختلفة من مدارات الإلكترون. يتم تحديد هذه المدارات من خلال قيمة عدد الكم الزخم الزاوي . المدار هو دالة موجية للإلكترون تحدده الأرقام الكمية الثلاثة ، ن, و م. تحدد المدارات المناطق في الفضاء حيث من المحتمل أن تجد الإلكترونات. س المدارات ( = 0) كروية الشكل. ص المدارات ( = 1) على شكل جرس غبي. الثلاثة ممكن ص المدارات دائمًا متعامدة مع بعضها البعض.

يعمل تدوين تكوين الإلكترون على تبسيط الإشارة إلى مكان وجود الإلكترونات في ذرة معينة. تُستخدم الحروف العالية للإشارة إلى عدد الإلكترونات في مستوى فرعي معين. يعطي مبدأ Aufbau ترتيب ملء الإلكترون في الذرة. يمكن استخدامه لوصف المواقع ومستويات الطاقة لكل إلكترون في ذرة معينة. تحدد قاعدة Hund ترتيب ملء الإلكترون داخل مجموعة من المدارات. مخططات الملء المدارية هي طريقة للإشارة إلى مواقع الإلكترون في المدارات. يحدد مبدأ استبعاد باولي حدودًا لكيفية تماثل الأرقام الكمية لإلكترونين في نفس الذرة.

كلمات

عدد الكم الرئيسي (ن)
يحدد مستوى الطاقة لوظيفة الموجة للإلكترون ، وحجم الموجة الدائمة للإلكترون ، وعدد العقد في تلك الموجة.
عدد الكمية
أعداد صحيحة مخصصة لكميات معينة في دالة موجة الإلكترون. نظرًا لأن موجات الإلكترون الدائمة يجب أن تكون مستمرة ولا يجب أن "تتضاعف" على نفسها ، فإن الأرقام الكمية تقتصر على القيم الصحيحة.

المساهمات والسمات


9.5: ذرات متعددة الإلكترون

يشار إلى الذرات التي تحتوي على أكثر من إلكترون ، مثل الهيليوم (He) والنيتروجين (N) ، على أنها ذرات متعددة الإلكترونات. الهيدروجين هو الذرة الوحيدة في الجدول الدوري التي تحتوي على إلكترون واحد في المدارات تحت حالة الأرض.

في الذرات الشبيهة بالهيدروجين (تلك التي تحتوي على إلكترون واحد فقط) ، تكون القوة الكلية المؤثرة على الإلكترون بنفس حجم الجذب الكهربائي من النواة. ومع ذلك ، عند مشاركة المزيد من الإلكترونات ، لا يشعر كل إلكترون (في غلاف nn) فقط بالجاذبية الكهرومغناطيسية من النواة الإيجابية ، ولكن أيضًا قوى التنافر من الإلكترونات الأخرى في الأصداف من & lsquo1 & rsquo إلى & lsquonn & lsquo. يؤدي هذا إلى أن تكون القوة الكلية المؤثرة على الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي أصغر بكثير من حيث الحجم. لذلك ، فإن هذه الإلكترونات ليست مرتبطة بقوة بالنواة مثل الإلكترونات الأقرب إلى النواة. غالبًا ما يشار إلى هذه الظاهرة باسم تأثير الاختراق المداري. تشرح نظرية التدريع أيضًا سبب سهولة إزالة إلكترونات غلاف التكافؤ من الذرة.

تأثير تدريع الإلكترون: ذرة متعددة الإلكترونات بها إلكترونات داخلية تحمي الإلكترونات الخارجية من النواة الموجبة الشحنة

يصعب حساب حجم تأثير التدريع بدقة بسبب تأثيرات ميكانيكا الكم. كتقريب ، يمكن تقدير الشحنة النووية الفعالة على كل إلكترون بواسطة: ( mathrm<>= Z & ناقص & سيجماز> _ نص = mathrm & n داش سيجما ) حيث ( mathrm) هو عدد البروتونات في النواة و & سيجما سيجما هو متوسط ​​عدد الإلكترونات بين النواة والإلكترون المعني. & sigma sigma باستخدام كيمياء الكم ومعادلة شرودنجر أو باستخدام صيغة Slater & rsquos التجريبية.

على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك كاتيون الصوديوم وأنيون الفلور وذرة النيون المحايدة. لكل منها 10 إلكترونات ، وعدد إلكترونات عدم التكافؤ اثنان (10 إلكترونات ناقص ثمانية إلكترونات تكافؤ) ، لكن الشحنة النووية الفعالة تختلف لأن لكل منها عدد مختلف من البروتونات

نتيجة لذلك ، فإن كاتيون الصوديوم لديه أكبر شحنة نووية فعالة ، وبالتالي أصغر نصف قطر ذري.


3.2 - تكوينات الذرات الإلكترونية

عندما تملأ الإلكترونات مستويات الطاقة ، فإنها تملأ مستويات الطاقة الأساسية ، والمستويات الفرعية ، والمدارات الذرية من أدنى طاقة أولاً. لعرض الترتيب الذي يتم به ترتيب المستويات الفرعية وفقًا للطاقة. انظر بعناية وسترى:

  1. بعض المستوى الفرعي 4 أقل في الطاقة من المستوى الفرعي 3 (أي 4س أقل في الطاقة من 3د)
  2. بعض المستوى الفرعي 5 أو 6 أقل في الطاقة من المستوى الفرعي 4 (أي 5ص و 6س أقل في الطاقة من 4F )

للوهلة الأولى يبدو أن تسلسل الإلكترونات لملء المدارات الذرية بترتيب عشوائي. تابع القراءة لتجد طريقة أسهل لتذكر ترتيب المدارات الذرية وفقًا للطاقة.

3F - ترتيب المستويات الفرعية

كيف نتذكر التسلسل الذي تملأ فيه الإلكترونات المستويات الفرعية؟

  1. اكتب مستويات الطاقة الرئيسية ومستوياتها الفرعية في أسطر منفصلة (كما هو موضح في الرسم التخطيطي).
  2. ارسم أسهمًا فوق المستويات الفرعية (انظر الخطوط الحمراء المائلة على الرسم التخطيطي بوضع مؤشر الفأرة فوق الرسم التخطيطي).
  3. انضم إلى الخطوط القطرية من النهاية إلى النهاية (انقر على الرسم البياني لترى كيف انضممت إلى الخطوط القطرية الحمراء).
  1. اتبع الأسهم. يتم ترتيب المستويات الفرعية بطريقة سحرية في التسلسل الصحيح من أدنى طاقة. قارن ترتيب ملء تسلسل المستوى الفرعي مع مخطط الطاقة للمستويات الفرعية.

3G - رموز تكوين الإلكترون

هناك طريقة لتمثيل ترتيب الإلكترون في الذرات بدقة. دعونا نلقي نظرة على أبسط ذرة ، الهيدروجين.

تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد. سيشغل هذا الإلكترون أدنى مستوى طاقة رئيسي ، ن = 1 ، والمستوى الفرعي الوحيد ، س. نشير إلى تكوين الإلكترون للهيدروجين

  • يحتوي الهيليوم على إلكترونين يشغل كل منهما إلكترونان س المستوى الفرعي في مستوى الطاقة الرئيسي 1.
    • تكوين إلكترون الهيليوم هو 1س 2
    • تكوين إلكترون الليثيوم هو 1س 2 2س 1
    • تكوين إلكترون البريليوم هو 1س 2 2س 2

    3H - تكوين الإلكترون والجدول الدوري

    يوجد نمط بين تكوين الإلكترون للعناصر ومواضعها في الجدول الدوري. يجب عليك إلقاء نظرة وإلقاء نظرة فاحصة على أول 20 عنصرًا. قارن بين تكوين الإلكترون لعنصر وموقعه في الجدول الدوري.


    النموذج الميكانيكي الكمومي للمدارات الذرية وتكوين الإلكترون - عرض بوربوينت PPT

    النموذج الميكانيكي الكمومي للمدارات الذرية وتكوين الإلكترون السيدة هايز الكيمياء الكمومية النموذج الميكانيكي المداري والميكانيكي الكمومي. & ndash عرض PowerPoint PPT

    يعد موقع PowerShow.com موقعًا رائدًا لمشاركة العروض التقديمية / عرض الشرائح. سواء كان تطبيقك يتعلق بالعمل ، أو الكيفية ، أو التعليم ، أو الطب ، أو المدرسة ، أو الكنيسة ، أو المبيعات ، أو التسويق ، أو التدريب عبر الإنترنت أو لمجرد التسلية ، فإن موقع PowerShow.com هو مورد رائع. والأفضل من ذلك كله ، أن معظم ميزاته الرائعة مجانية وسهلة الاستخدام.

    يمكنك استخدام PowerShow.com للعثور على أمثلة على عروض PowerPoint التقديمية عبر الإنترنت وتنزيلها حول أي موضوع يمكنك تخيله حتى تتمكن من تعلم كيفية تحسين الشرائح والعروض التقديمية مجانًا. أو استخدمه للعثور على عروض تقديمية عالية الجودة لـ PowerPoint وتنزيلها مع شرائح مصورة أو متحركة ستعلمك كيفية القيام بشيء جديد ، مجانًا أيضًا. أو استخدمه لتحميل شرائح PowerPoint الخاصة بك حتى تتمكن من مشاركتها مع المعلمين أو الفصل أو الطلاب أو الرؤساء أو الموظفين أو العملاء أو المستثمرين المحتملين أو العالم. أو استخدمه لإنشاء عروض شرائح صور رائعة حقًا - مع انتقالات ثنائية وثلاثية الأبعاد ورسوم متحركة وخيارات الموسيقى التي يمكنك مشاركتها مع أصدقائك على Facebook أو دوائر Google+. هذا كله مجاني أيضًا!

    مقابل رسوم رمزية ، يمكنك الحصول على أفضل خصوصية على الإنترنت في المجال أو الترويج للعروض التقديمية وعروض الشرائح مع أعلى التصنيفات. لكن بصرف النظر عن ذلك فهو مجاني. سنقوم بتحويل العروض التقديمية وعروض الشرائح إلى تنسيق الفلاش العالمي بكل مجدها الأصلي للوسائط المتعددة ، بما في ذلك الرسوم المتحركة ، وتأثيرات الانتقال ثنائية وثلاثية الأبعاد ، والموسيقى المضمنة أو أي صوت آخر ، أو حتى الفيديو المضمّن في الشرائح. كل هذا مجانا. يمكن مشاهدة معظم العروض التقديمية وعروض الشرائح على PowerShow.com مجانًا ، بل إن الكثير منها مجاني للتنزيل. (يمكنك اختيار ما إذا كنت ستسمح للأشخاص بتنزيل عروض PowerPoint التقديمية الأصلية وعروض شرائح الصور مقابل رسوم أو مجانًا أم لا على الإطلاق.) تحقق من PowerShow.com اليوم - مجانًا. حقا هناك شيء للجميع!

    العروض التقديمية مجانًا. أو استخدمه للعثور على عروض تقديمية عالية الجودة لـ PowerPoint وتنزيلها مع شرائح مصورة أو متحركة ستعلمك كيفية القيام بشيء جديد ، مجانًا أيضًا. أو استخدمه لتحميل شرائح PowerPoint الخاصة بك حتى تتمكن من مشاركتها مع المعلمين أو الفصل أو الطلاب أو الرؤساء أو الموظفين أو العملاء أو المستثمرين المحتملين أو العالم. أو استخدمها لإنشاء عروض شرائح صور رائعة حقًا - مع انتقالات ثنائية وثلاثية الأبعاد ورسوم متحركة وخيارات الموسيقى التي يمكنك مشاركتها مع أصدقائك على Facebook أو دوائر Google+. هذا كله مجاني أيضًا!


    أمثلة

    يتم توفير التكوينات الإلكترونية لبعض العناصر مع الرسوم التوضيحية في هذا القسم الفرعي.

    هيدروجين

    العدد الذري للهيدروجين هو 1. لذلك ، تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد ، والذي سيتم وضعه في القشرة الفرعية للقشرة / المدار الأول. التكوين الإلكتروني للهيدروجين هو 1 ثانية 1 ، كما هو موضح أدناه.

    الأكسجين

    العدد الذري للأكسجين هو 8 ، مما يعني أن ذرة الأكسجين تحتوي على 8 إلكترونات. تمتلئ إلكتروناتها بالترتيب التالي:

    لذلك ، فإن التكوين الإلكتروني للأكسجين هو 1s 2 2s 2 2p 4 ، كما هو موضح في الرسم التوضيحي أدناه.

    هل المقصود بالتكوين الإلكتروني لعنصر ما؟

    التكوين الإلكتروني للعنصر هو تدوين رمزي للطريقة التي يتم بها توزيع إلكترونات ذراته على مدارات ذرية مختلفة. أثناء كتابة تكوينات الإلكترون ، يتم اتباع تدوين معياري يتم فيه كتابة مستوى الطاقة ونوع المدار أولاً ، متبوعًا بعدد الإلكترونات الموجودة في المدار المكتوبة بخط مرتفع. على سبيل المثال ، التكوين الإلكتروني للكربون (الرقم الذري: 6) هو 1s22s22p2.

    لماذا التكوينات الإلكترونية مهمة؟

    توفر تكوينات الإلكترون نظرة ثاقبة للسلوك الكيميائي للعناصر من خلال المساعدة في تحديد إلكترونات التكافؤ للذرة. كما أنه يساعد في تصنيف العناصر إلى كتل مختلفة (مثل عناصر الكتلة s وعناصر p-block وعناصر d-block وعناصر f-block). هذا يجعل من السهل دراسة خصائص العناصر بشكل جماعي.

    هل التكوين الإلكتروني للنحاس؟

    التكوين الإلكتروني للنحاس هو [Ar] 3d104s1. هذا التكوين يخالف مبدأ aufbau بسبب فجوة الطاقة الصغيرة نسبيًا بين المداري 3d و 4 s. يوفر المدار d المملوء بالكامل ثباتًا أكبر من التكوين المملوء جزئيًا.


    غلاف الإلكترون الثاني

    قد تحتوي غلاف الإلكترون الثاني على ثمانية إلكترونات. تحتوي هذه القذيفة على مدار كروي آخر وثلاثة مدارات p على شكل & # 8220dumbbell & # 8221 ، كل منها يمكن أن يحمل إلكترونين. بعد ملء المدار 1s ، تمتلئ غلاف الإلكترون الثاني ، أولاً تملأ مداراتها 2s ثم مداراتها الثلاثة p. عند ملء المدارات p ، يأخذ كل منها إلكترونًا واحدًا بمجرد أن يكون لكل مدار p إلكترون ، ويمكن إضافة ثانية. يحتوي الليثيوم (Li) على ثلاثة إلكترونات تشغل الغلافين الأول والثاني. يملأ إلكترونان مدار 1s ، ثم يملأ الإلكترون الثالث مدار 2s. تكوين الإلكترون الخاص به هو 1s 2 2s 1. نيون (Ne) ، من ناحية أخرى ، لديه ما مجموعه عشرة إلكترونات: اثنان في مداراتها الآحاد ، وثمانية تملأ غلافها الثاني (اثنان في كل من المدارات 2s وثلاثة مدارات p). وبالتالي ، فهو غاز خامل ومستقر من حيث الطاقة: ونادرًا ما يشكل رابطة كيميائية مع ذرات أخرى.

    رسم تخطيطي لمداري S و P.تتشكل الطبقات الفرعية على شكل كرات. كل من الغلافين الرئيسيين 1n و 2n لهما مدار s ، لكن حجم الكرة أكبر في المدار 2n. كل كرة هي مدار واحد. تتكون الصدفات الفرعية من ثلاثة مدارات على شكل دمبل. الصدفة الرئيسية 2n تحتوي على p subshell ، لكن القشرة 1 لا تمتلكها.


    المدارات الذرية

    تحدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي المملوء جزئيًا (أو الأصداف) الخصائص الكيميائية للذرة التي يطلق عليها غلاف التكافؤ. تتكون كل قشرة من قشرة فرعية واحدة أو أكثر ، وتتكون كل قشرة فرعية من واحد أو أكثر من المدارات الذرية.

    تعتمد خصائص الذرة في النهاية على عدد الإلكترونات في المدارات المختلفة ، وعلى الشحنة النووية التي تحدد انضغاط المدارات. من أجل ربط خصائص العناصر بمواقعها في الجدول الدوري ، غالبًا ما يكون من الملائم الاستفادة من عرض مبسط للذرة حيث تُحاط النواة بواحد أو أكثر من الكرات الكروية متحدة المركز & # 8220 ، & # 8221 يتكون كل منها من أعلى عدد من المدارات الكمومية الرئيسية التي تحتوي على إلكترون واحد على الأقل ، وهي مدارات s و p ويمكن أن تشتمل على مدارات d أو f ، والتي تعتمد على الذرة. نموذج الصدفة ، كما هو الحال مع أي نموذج علمي ، ليس وصفًا للعالم بقدر ما هو طريقة مبسطة للنظر إليه تساعدنا على فهم الظواهر المتنوعة وربطها.

    سننظر في عدة تصورات للجدول الدوري. أولاً ، ومع ذلك ، سيكون من المفيد أن نرى كيف يتم بناؤه من وجهة نظر منطقية. الجدول اليوم هو نتيجة جهد مستمر لأكثر من 100 عام من المراقبة والقياس والتنبؤ وإثبات العلاقات بين الظواهر الكيميائية والفيزيائية لتكوينات وشحنات الإلكترون.


    مرحلة المدارات

    عند إنشاء مدارات جزيئية ، فإن مرحلة المدارات التي تتحد معًا تخلق مدارات ترابط ومضادة للترابط.

    أهداف التعلم

    صف كيف تتحد المدارات الذرية لتكوين مدارات جزيئية.

    الماخذ الرئيسية

    النقاط الرئيسية

    • لا يمكن أن يكون للإلكترون ، باعتباره جسيمًا كميًا ، موقعًا مميزًا ، لكن يمكن تعريف مدار الإلكترون & # 8217s على أنه منطقة الفضاء حول النواة التي يتجاوز فيها عتبة الاحتمال الرياضي لإيجاد الإلكترون بعض القيمة التعسفية ، مثل 90٪ أو 99٪.
    • المدارات هي ببساطة وظائف رياضية تصف أنماط موجات واقفة معينة يمكن رسمها على الرسم البياني ولكن ليس لها حقيقة فيزيائية.
    • يمكن أن يتداخل مداريان ذريان بطريقتين اعتمادًا على علاقة الطور بينهما. إن مرحلة المدار هي نتيجة مباشرة لخصائص الإلكترونات الشبيهة بالموجة.

    الشروط الاساسية

    • المداري الجزيئي: السلوك الميكانيكي الكمومي للإلكترون في جزيء يصف احتمالية احتلال الإلكترون لموقع وطاقة معينين ، والتي يتم تقريبها من خلال مجموعة خطية من المدارات الذرية.
    • مرحلة: Any one point or portion in a recurring series of changes, as in the changes of motion of one of the particles constituting a wave or vibration one portion of a series of such changes, in distinction from a contrasted portion, as the portion on one side of a position of equilibrium, in contrast with that on the opposite side.

    Defining Electron Orbitals

    The electron is a quantum particle and cannot have a distinct location, but the electron’s orbital can be defined as the region of space around the nucleus in which the probability of finding the electron exceeds some arbitrary threshold value, such as 90% or 99%.

    Because of the wave-like character of matter, the orbital corresponds to a standing-wave pattern in 3-dimensional space that we can often represent more clearly in a 2-dimensional cross section. The quantity that is varying (“waving”) is a number denoted by ψ (psi), whose value varies from point to point according to the wavefunction for that particular orbital.

    Orbitals of all types are simply mathematical functions that describe particular standing-wave patterns that can be plotted on a graph but have no physical reality of their own. Because of their wavelike nature, two or more orbitals (i.e., two or more functions ψ) can be combined both in-phase and out-of-phase to yield a pair of resultant orbitals that, to be useful, must have squares that describe actual electron distributions in the atom or molecule.

    Molecular Orbitals and Their Phases

    When combining orbitals to describe a bonding interaction between two species, the symmetry requirements for the system dictate that the two starting orbitals must make two new orbitals. One orbital, based on in-phase mixing of the orbitals, will be lower in energy and termed bonding. Another orbital, based on out-of-phase mixing of the orbitals, will be higher in energy and termed anti-bonding.

    Hydrogen molecular orbitals: The dots here represent electrons. The in-phase combination of the s orbitals from the two hydrogen atoms provides a bonding orbital that is filled, whereas the out-of-phase combination provides an anti-bonding orbital that remains unfilled.

    Orbitals that Overlap

    Two atomic orbitals can overlap in two ways depending on their phase relationship. The phase of an orbital is a direct consequence of the wave-like properties of electrons. In graphical representations of orbitals, orbital phase is depicted either by a plus or minus sign (which have no relationship to electric charge) or by shading one lobe. The sign of the phase itself does not have physical meaning except when mixing orbitals to form molecular orbitals.

    Constructive Overlap

    Two same-sign orbitals have a constructive overlap forming a molecular orbital with the bulk of the electron density located between the two nuclei. This molecular orbital is called the bonding orbital and its energy is lower than that of the original atomic orbitals. A bond involving molecular orbitals that are symmetric with respect to rotation around the bond axis is called a sigma bond (σ-bond). If the phase changes, the bond becomes a pi bond (π-bond). Symmetry labels are further defined by whether the orbital maintains its original character after an inversion about its center if it does, it is defined gerade (g), German for “straight.” If the orbital does not maintain its original character, it is ungerade (u), German for “odd.”

    Destructive Overlap

    Atomic orbitals can also interact with each other out-of-phase, which leads to destructive cancellation and no electron density between the two nuclei at the so-called nodal plane depicted as a perpendicular dashed line. In this anti-bonding molecular orbital with energy much higher than the original atomic orbitals, any electrons present are located in lobes pointing away from the central internuclear axis. For a corresponding σ-bonding orbital, such an orbital would be symmetrical but differentiated from it by an asterisk, as in σ*. For a π-bond, corresponding bonding and antibonding orbitals would not have such symmetry around the bond axis and would be designated π and π*, respectively.

    Two p-orbitals forming a π-bond: If two parallel p-orbitals experience sideways overlap on adjacent atoms in a molecule, then a double or triple bond can develop. Although the π-bond is not as strong as the original σ-bond, its strength is added to the existing single bond.

    P-orbital overlap is less than head-on overlap between two s orbitals in a σ-bond due to orbital orientation. This makes the π-bond a weaker bond than the original σ-bond that connects two neighboring atoms however the fact that its strength is added to the underlying σ-bond bond makes for a stronger overall linkage. Electrons in π-bonds are often referred to as π- electrons. They limit rotational freedom about the double bond because a parallel orientation of the p-orbitals must be preserved to maintain the double or triple bond.


    Electron Configuration

    Many-electron atoms

    For many-electron atoms, as we have already mentioned, SE cannot be solved analytically because of the electron–electron interaction. The starting point is to ignore this part of the Hamiltonian. This leads to the orbital approximation أو ال independent electron model. The multielectron wave function is approximated as a product of one-electron wave functions, orbitals. This product is called electron configuration . Each electron is described with its own, hydrogen-like orbital, obtained from its own SE (obviously with modified nuclear charge ض). What we have learned in previous subsections is that the lowest energy solution of the one-electron SE is 1s orbital. Would that mean that in the ground state of a multielectron atom, all electrons are going to be described by their 1s orbitals? Obviously, this is not correct. We know that independent electrons are not really independent. It is impossible that two electrons are in the same place. Remember, electrons are moving in four-dimensional space (spatial+spin), but their position is not known exactly. Instead of the particle’s position, we need to think of electrons as waves described completely by the set of four quantum numbers. Thus two electrons cannot have all four quantum numbers identical. هذا هو Pauli’s exclusion principle. Another way of stating this is that each orbital can accommodate up to two electrons (with “opposite spins,” i.e., one α, the other β). The last expression is commonly used while speaking about electron configuration. It may also look convenient to draw the configurations either in boxes or as line/arrow diagrams. It is also common to use an expression like “there are two electrons in d orbital,” or “1s orbital is occupied by two electrons.” However, never forget that an orbital (spin–orbital), by definition, is a one-electron wave function—it describes one, and only one electron. And strictly speaking, one cannot “put an electron in,” and an orbital cannot “accommodate an electron.” Again, orbitals are one-electron wave functions, described by four quantum numbers, used to approximate the multielectron wave function ( Autschbach, 2012 ). All the statements above are, of course, completely valid, but only if we are aware of their true meaning.

    We need to admit that the orbital approximation is very crude. Electron–electron interactions cannot be so small to be neglected. But there is a simple way our model can be improved, while still ignoring electron–electron repulsion explicitly. An electron in a multielectron atom can be considered as moving in the effective field created by the nucleus and all the other electrons. That means that the electron is “feeling” the nuclear charge, but it is reduced due to the presence of other electrons. Thus electron–electron repulsion is mimicked by the so-called electron shielding. The electrons with different ن و ل quantum numbers will be shielded differently, that is, will feel different effective nuclear charge, ضeff. This points to one important difference compared to the hydrogen atom—the energy of the orbitals will depend both on ن (as in the H-atom case), but also on ل quantum number. Thus the degeneracy of s, p, d levels with the same ن is removed. However, we still use the orbital approximation. The electron configuration is symbolically written as the product of all the “occupied” subshells, with a superscript indicating the number of electrons “in” it. A maximum number of electrons in each subshell is given by its degeneracy, 2(2ل+1). For example, the ground state of He-atom is described as 1s 2 , of Li-atom 1s 2 2s 1 , of O-atom 1s 2 2s 2 2p 4 . ضeff can be determined by a set of semiempirical rules. More often it is a variable which can systematically improve an initial approximate wave function by the means of the variational calculations.

    To understand the effect of shielding we refer to Fig. 2.2 , which depicts the radial distributions of H-like orbitals. The angular wave function of each orbital is still described by spherical harmonics. While the radial part in the multielectron system will be different, the qualitative picture will still hold. Because of the higher nuclear charge (ضeff>1) nucleus will more strongly attract electrons, and the region of maximum probability density will be closer to the nucleus. The maximum radial probability of orbitals with the same ن is still on a similar distance from the nucleus regardless of different ل values. The shell model of an atom gives rough features of the electron density of an atom. Within each shell, a finer picture is provided by the subshells. Electrons with lower ن are closer to the nucleus. They are tightly bound to the nucleus because they are only slightly shielded from the full nuclear charge. However, these electrons will reduce the average charge of the nucleus experienced by the electrons in orbitals with higher ن. Thus similarly to the H-atom, energy will be higher for orbitals with higher ن. Let us now try to understand why the orbitals with the same ن but different ل will be shielded differently. Let us think about 2s and 2p orbitals. In the one-electron system, 2s and 2p orbitals are degenerate. 2s orbital will have higher kinetic energy in the radial part of the wave function (one radial node), but 2p orbital will have higher kinetic energy in angular part (one angular node), and the total energy will be the same in both cases (as it depends only on ن). But what happens in a multielectron atom, for example, in configurations 1s 2 2s 1 or 1s 2 2p 1 , which one would have lower energy? If we look into radial distributions of 2s and 2p orbitals ( Fig. 2.2 ), we see that 2s electron is, on average, slightly further away from the nucleus than a 2p electron. From that, naively, we could expect that energy of 2s electron will be higher than that of the 2p electron. But at the same time, the maximum of the 2p distribution is closer to the region occupied by the 1s electrons. Therefore 1s and 2p electrons are, on average, closer together than the 1s and 2s electrons. Consequently, the 1s and 2p electrons will repel each other more than 1s and 2s electrons ( Cooksy, 2014 ). Here, we are approximating the electron–electron repulsion by shielding, so 2p orbitals will be more shielded than 2s, and 2s orbital will have lower energy. Similar reasoning could be applied for 3s, 3p, and 3d orbitals. Within each subshell, 2(2ل+1) degeneracy is not removed. The energy order of orbitals in the ground state of multielectron atoms is typically 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, (3d, 4s), 4p… The order of 3d and 4s orbitals will depend on atoms as they lie close in energy. Constructing the electron configuration is typically based on the Aufbau principle. The orbitals are arranged by increasing energy, and electrons are added one by one, according to this energy order, subject to the Pauli exclusion principle. A maximum of two electrons can be assigned to one orbital, and if so, then they will have paired spins. So far, we have not talked too much about the spin, but there is an additional rule that is accounted for during this build-up principle. When more than one orbital is available for occupation, which happens due to the degeneracies of subshells, electrons occupy separate orbitals (with different مل values) before entering an already half-occupied orbital. Doing so, they will have parallel spins (e.g., both with α spin). هذا Hund’s rule of maximum multiplicity is obviously important only if we care about the occupation of orbitals with the same ل القيمة. For example, O-atom’s configuration, 1s 2 2s 2 2p 4 , can be written as 1 s 2 2 s 2 2 p x 2 2 p y 1 2 p z 1 , where the last two electrons are both α spin, and px, pذ, pض indicates three electrons with مل values −1, 0, +1, respectively. Qualitatively, occupying two different degenerate orbitals gives them a greater spatial separation, hence lower energy. Maximum spin is related to the effects of so-called spin correlation, which will be discussed shortly later. However, in the orbital approximation, all different occupations of subshells, microstates, are still degenerate. Specification of subshell occupation in electron configuration imitates the real ground state of atoms, with explicit electron–electron repulsion. Completely filled shells are tightly bound to the nucleus and these electrons are called core electrons. Electrons in partially filled shells are valence electrons and are further away from the nucleus. As explained, core electrons shield valence ones from the nucleus. Core electrons usually do not contribute to the chemistry of atoms. Chemistry is often related mainly to the properties of valence electrons.

    Periodic system of elements

    The electron configuration of atoms explains the common form of the periodic system of elements ( Fig. 2.3 ). Elements are classified into “blocks” according to the subshell that is being “filled” as the atomic number increases. Each period starts with the elements whose highest energy electrons are in the نs orbital. These are s-elements, with group 1 having نs 1 and group 2 having نs 2 configuration of outermost electrons. The first period has only H and He because with ن=1 only s-orbitals are available. The second period will have six more elements, p-block (groups 13–18) elements that will have 2p orbitals occupied, obviously up to 2p 6 . The third period will also have eight elements, because of the occupation of 3s and 3p orbitals. The complications start with the fourth period. Orbital energies depend on ضeff, which is important for the relative order of, for example, 3d and 4s orbitals ( Eugen Schwarz, 2010 Eugen Schwarz and Rich, 2010 ). For K and Ca the order is 4s<3d, thus these two elements belong to the s-block and start the fourth period. However, from Sc on, the order is reversed, and the 3d orbital is lower in energy. The ground state configuration of Sc is however 3d 1 4s 2 . Because the 3d orbital is much more localized than the 4s orbital, the much greater repulsion energy of the two electrons in the 3d orbital is more important than the simple energy order of the orbitals. The total energy of the atom is lower despite populating the higher energy 4s orbital. The same reasoning is generally true for atoms Sc to Zn, and first-row d-block elements in the periodic system typically have valence electron configuration 3d ن 4s 2 . Exceptions are Cr (3d 5 4s 1 ) and Cu (3d 10 4s 1 ). A similar trend is observed in the fifth period. In the sixth period, filling 4f orbitals generates the f-block, rare earth elements. The energies of the 4f, 5d, and 6s orbitals are comparable, and true electronic configuration must be deduced considering effects that go beyond the one-electron picture. The ground state of cations is obtained by removing electrons from neutral atom configuration. In 3d metal cations that means removing electrons first from the 4s orbitals. Electronic configuration of TM cations, d ن , is the starting point of the LF approach for understanding the properties of coordination compounds (see details in the Ligand field theory section, as well as a discussion related to the oxidation states and using ionic configuration in complexes in the previous edition of this book Neese, 2013 ).

    Figure 2.3 . Periodic system of elements.

    We see that electronic configuration alone is not enough to describe the ground states of atoms. The true ground state is the state of lowest energy and needs to have included other effects, most notably electron–electron repulsion. Thus in principle, we cannot use electronic configuration and we must introduce terms. And spectroscopically determined ground electronic configurations are deduced from the transitions between true electronic states (terms).


    Quantum Numbers

    Quantum numbers refer to electrons, so I'll assume you mean the electron number that would correspond with the atomic number of the element. Quantum numbers are basically like an address for electrons, giving us information about the location of an electron from most general to most specific.

    We need to apply the Aufbau principle, Hund's rule and the Pauli exclusion principle to answer this question.

    Quantum numbers are listed in the following order: n, l, #m_l# , #m_s#

    n = principal number - tells us which energy level an electron is in
    l = angular number - tells us which sublevel and electron is in
    #m_l# = magnetic number - tells us which orbital the e- is in
    #m_s# = spin number - tells us if the electron is spin up or spin down

    The quantum numbers for electron 1 (hydrogen) are: 1,0,0,+1/2
    2 (He): 1,0,0,-1/2
    3 (Li): 2,0,0,+1/2
    4 (Be): 2,0,0,-1/2

    There is a lot of info you'll need to understand. - I'll recommend this video to help. Quantum numbers are discussed in the final minute but there is info through the entire video you'll use to determine quantum numbers.

    Zero electrons.
    Electrons don't share all four identical quantum numbers. Each electron has its own set of four quantum numbers. Something similar like people have unique fingerprint. Quantum number "is telling" us everything about electron.


    شاهد الفيديو: ميكانيكا الكم. الجنون الذي ينسف كل قواعد الفيزياء التقليدية. (شهر اكتوبر 2021).