ДИФЕРЕНЦІАЛЬНИЙ ЕЛЕКТРОН: КВАНТОВІ ЧИСЛА ТА ПРИКЛАДИ - ХІМІЯ - 2025

Диференціальні або диференціація електрони є останнім електроном , поміщеним в послідовності електронної конфігурації атома. Як його звати? Щоб відповісти на це питання, необхідна основна структура атома: його ядро, вакуум та електрони.

Ядро являє собою щільний і компактний сукупність позитивних частинок, званих протонами, а нейтральних частинок - нейтронами. Протони визначають атомне число Z і разом з нейтронами складають атомну масу. Однак атом не може нести лише позитивні заряди; тому електрони орбітують навколо ядра, щоб нейтралізувати його.

Таким чином, для кожного протона, який приєднується до ядра, новий електрон приєднується до своїх орбіталей, щоб протидіяти зростаючому позитивному заряду. Таким чином, щойно доданий електрон, диференціальний електрон, тісно пов'язаний з атомним числом Z.

Диференціальний електрон знаходиться в самій зовнішній електронній оболонці: валентній оболонці. Тому чим далі ви знаходитесь від ядра, тим більше енергії, пов'язаної з ним. Саме ця енергія відповідає за їх участь, а також енергію решти валентних електронів у характерних хімічних реакціях елементів.

Квантові числа

Як і решта електронів, диференціальний електрон можна визначити за його чотирма квантовими числами. Але що таке квантові числа? Вони є "n", "l", "m" і "s".

Квантове число "n" позначає розмір атома та рівні енергії (K, L, M, N, O, P, Q). «L» - це вторинне або азимутальне квантове число, яке вказує на форму атомних орбіталей і приймає значення 0, 1, 2 і 3 для орбіталей «s», «p», «d» і «f» відповідно.

"М" - магнітне квантове число і вказує на просторову орієнтацію орбіталей під магнітним полем. Таким чином, 0 для орбітального «s»; -1, 0, +1, для орбіталі "р"; -2, -1, 0, +1, +2, для орбіталі "d"; і -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, для орбіталі "f". Нарешті, спінове квантове число «s» (+1/2 для ↑, а -1/2 для ↓).

Тому диференціальний електрон пов'язував попередні квантові числа ("n", "l", "m", "s"). Оскільки він протидіє новому позитивному заряду, породженому додатковим протоном, він також забезпечує атомне число елемента Z.

Як знати диференціальний електрон?

Зображення вище зображує електронну конфігурацію елементів від водню до неонового газу (H → Ne).

При цьому електрони відкритих оболонок позначаються червоним кольором, тоді як електронні закриті оболонки позначаються синім кольором. Шари відносяться до квантового числа "n", першого з чотирьох.

Таким чином, валентна конфігурація H (↑ червоним кольором) додає ще один електрон з протилежною орієнтацією, щоб перетворитись на He (↓ ↑, обидва сині, тому що рівень 1 закритий). Цей доданий електрон - це диференціальний електрон.

Таким чином, графічно видно, як диференціальний електрон додає валентну оболонку (червоні стрілки) елементів, відрізняючи їх один від одного. Електрони заповнюють орбіталі, дотримуючись правила Гунда та принципу виключення Полінга (чудово спостерігається від B до Ne).

А як щодо квантових чисел? Вони визначають кожну стрілку - тобто кожен електрон - і їх значення можна підтвердити конфігурацією електронів, щоб знати, чи є вони різницевим електроном чи ні.

Приклади в декількох елементах

Хлор

У випадку хлору (Cl) його атомне число Z дорівнює 17. Електронна конфігурація дорівнює 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵ . Орбіталі, позначені червоним кольором, відповідають тій, що має валентну оболонку, яка має відкритий рівень 3.

Диференціальний електрон - це останній електрон, який повинен бути розміщений у конфігурації електронів, а атом хлору - це орбіталь 3p, розміщення якої така:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Дотримуючись правила Гунда, 3p орбіталі рівної енергії заповнюються спочатку (стрілка вгору в кожній орбіталі). По-друге, інші електрони спарюються з самотніми електронами зліва направо. Диференціальний електрон представлений у зеленій рамці.

Таким чином, диференціальний електрон для хлору має такі квантові числа: (3, 1, 0, -1/2). Тобто "n" дорівнює 3; "L" дорівнює 1, орбітальний "p"; "M" дорівнює 0, тому що це середня орбітальна "p"; а "s" - -1/2, оскільки стрілка вказує вниз.

Магній

Конфігурація електронів для атома магнію дорівнює 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² , представляючи орбіталь та його валентний електрон так само:

↑ ↓

3с

0

Цього разу диференціальний електрон має квантові числа 3, 0, 0, -1/2. Єдина відмінність у цьому випадку щодо хлору полягає в тому, що квантове число «l» дорівнює 0, оскільки електрон займає орбітальне «s» (3s).

Цирконій

Конфігурація електронів для атома цирконію (перехідного металу) дорівнює 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ² . Так само, як і в попередніх випадках, представлення орбіталей і валентних електронів відбувається таким чином:

Таким чином, квантові числа для диференціального електрона, позначеного зеленим кольором, становлять: 4, 2, -1, +1/2. Тут, оскільки електрон займає другу "d" орбіталу, він має квантове число "m", що дорівнює -1. Крім того, оскільки стрілка вказує вгору, її число віджимання "s" дорівнює +1/2.

Невідомий елемент

Диференціальні квантові числа електронів для невідомого елемента дорівнюють 3, 2, +2, -1/2. Яке атомне число Z елемента? Знаючи Z, ви можете зрозуміти, що таке елемент.

Цього разу, оскільки "n" дорівнює 3, це означає, що елемент знаходиться в третьому періоді періодичної таблиці, з орбіталями "d" як валентною оболонкою ("l" дорівнює 2). Тому орбіталі представлені так, як у попередньому прикладі:

↑ ↓

Квантові числа "m", що дорівнює +2, і "s", що дорівнює -1/2, є ключовими для правильного розміщення диференціального електрона в останній 3d-орбіталі.

Таким чином, шуканий елемент має повну 3d ¹⁰ орбіталей , а також його внутрішні електронні оболонки. На закінчення елементом є металевий цинк (Zn).

Однак квантові числа диференціального електрона не можуть розрізнити цинк і мідь, оскільки останній елемент також має повні 3d орбіталі. Чому? Тому що мідь - це метал, який не відповідає правилам заповнення електронів з квантових причин.

Список літератури

1. Джим Бренсон. (2013). Правила Ханда. Отримано 21 квітня 2018 року з: quantummechanics.ucsd.edu
2. Лекція 27: Правила Гунда. Отримано 21 квітня 2018 року з: ph.qmul.ac.uk
3. Університет Пердю. Квантові числа та електронні конфігурації. Отримано 21 квітня 2018 року з: chemed.chem.purdue.edu
4. Сальватська енциклопедія наук. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​том 12, Іспанія, стор. 314-322.
5. Вальтер Дж. Мур. (1963). Фізична хімія. У частинках і хвилях. Четверте видання, Лонгманс.