Was ist die externe elektronische Konfiguration?

Die elektronische Konfiguration, auch elektronische Struktur genannt, ist die Anordnung von Elektronen in Energieniveaus um einen Atomkern herum.

Nach dem alten Atommodell von Bohr besetzen Elektronen mehrere Ebenen in Umlaufbahnen um den Kern herum, von der ersten Schicht, die dem Kern K am nächsten liegt, bis zur siebten Schicht Q, die am weitesten vom Kern entfernt ist.

Im Hinblick auf einem anspruchsvollere quantenmechanischen Modell werden die K-Q Schichten in einen Satz von Orbitalen unterteilt, von denen jeder um nicht mehr als ein Paar von Elektronen (Encyclopædia Britannica, 2011) belegt werden.

Üblicherweise wird die elektronische Konfiguration der Orbitale eines Atoms in seinem Grundzustand, sondern kann auch ein Atom darstellen, die in ihren jeweiligen Orbitale in ein Kation oder Anion ist, Kompensieren verwendet werden, um zu beschreiben, die für den Verlust oder den Gewinn von Elektronen ionisiert wurde.

Viele der physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente können mit ihren einzigartigen elektronischen Konfigurationen korreliert werden. Die Valenzelektronen, die Elektronen in der äußersten Schicht, sind der bestimmende Faktor für die einzigartige Chemie des Elements.

Grundlegende Konzepte elektronischer Konfigurationen

Bevor man die Elektronen eines Atoms den Orbitalen zuordnen kann, muss man sich mit den grundlegenden Konzepten elektronischer Konfigurationen vertraut machen. Jedes Element des Periodensystems besteht aus Atomen, die aus Protonen, Neutronen und Elektronen bestehen.

Die Elektronen weisen eine negative Ladung auf und sind um den Kern des Atoms in den Orbitalen des Elektrons lokalisiert, definiert als das Volumen des Raums, in dem das Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 95% gefunden werden kann.

Die vier verschiedenen Arten von Orbitalen (s, p, d und f) haben unterschiedliche Formen, und ein Orbital kann maximal zwei Elektronen enthalten. Die p-, d- und f-Orbitale haben unterschiedliche Unterebenen, so dass sie mehr Elektronen enthalten können.

Wie angegeben, ist die elektronische Konfiguration jedes Elements für seine Position im Periodensystem einzigartig. Das Energieniveau wird durch die Periode bestimmt und die Anzahl der Elektronen ist durch die Ordnungszahl des Elements gegeben.

Orbitale auf verschiedenen Energieniveaus sind einander ähnlich, besetzen jedoch unterschiedliche Gebiete im Weltraum.

Das 1s-Orbital und das 2s-Orbital haben die Eigenschaften eines Orbits s (radiale Knoten, sphärische Volumenwahrscheinlichkeiten, können nur zwei Elektronen enthalten, etc.). Aber da sie in verschiedenen Energieniveaus gefunden werden, besetzen sie unterschiedliche Räume um den Kern herum. Jedes Orbital kann durch bestimmte Blöcke im Periodensystem repräsentiert werden.

Der Block s ist der Bereich der Alkalimetalle einschließlich Helium (Gruppen 1 und 2), Block d sind Übergangsmetalle (Gruppen 3 bis 12), Block p sind die Elemente der Hauptgruppe der Gruppen 13 bis 18 , Und Block f sind die Lanthanoid- und Actinidenreihe (Faizi, 2016).

Abbildung 1: Elemente des Periodensystems und ihre Perioden, die je nach den Energieniveaus der Orbitale variieren.

Prinzip des Aufbaus

Aufbau kommt vom deutschen Wort "Bauen". Wenn wir Elektronenkonfigurationen schreiben, konstruieren wir Elektronenorbitale, wenn wir uns von einem Atom zum anderen bewegen.

Wenn wir die elektronische Konfiguration eines Atoms schreiben, füllen wir die Orbitale in aufsteigender Ordnung der Ordnungszahl.

Das Prinzip des Aufbaus geht auf das Pauli-Prinzip zurück, das besagt, dass es in einem Atom keine zwei Fermionen (zum Beispiel Elektronen) gibt. Sie können die gleiche Menge an Quantenzahlen haben, so dass sie sich bei höheren Energien "akkumulieren" müssen.

Wie sich Elektronen anreichern, ist Gegenstand von Elektronenkonfigurationen (Aufbau Prinzip, 2015).

Stabile Atome haben so viele Elektronen wie Protonen im Kern. Elektronen sammeln sich in Quantenorbitalen um den Kern, wobei vier Grundregeln, das Aufbau-Prinzip, beachtet werden.

1. Es gibt keine zwei Elektronen im Atom, die die gleichen vier Quantenzahlen n, l, m und s teilen.
2. Die Elektronen werden zuerst die Orbitale des niedrigsten Energieniveaus besetzen.
3. Die Elektronen füllen immer die Orbitale mit der gleichen Spinzahl. Wenn die Orbitale voll sind, wird es beginnen.
4. Die Elektronen füllen Orbitale mit der Summe der Quantenzahlen n und l. Orbitale mit gleichen Werten von (n + l) werden zuerst mit den Werten von n lower gefüllt.

Die zweite und die vierte Regel sind im Wesentlichen gleich. Ein Beispiel für Regel vier wären die 2p- und 3s-Orbitale.

A 2P-Orbital ist, n = 2 und L = 2 und 3s-Orbital ist n = 3 und L = 1 (N + l) = 4 in beiden Fällen, aber die 2P-Orbital die niedrigste Energie oder niedriger n-Wert, bevor der gefüllt werden 3s Schicht.

Glücklicherweise kann das in Abbildung 2 gezeigte Moeller-Diagramm verwendet werden, um Elektronen zu füllen. Der Graph wird gelesen, indem die Diagonalen von 1s ausgeführt werden.

Abbildung 2: Moeller-Diagramm zum Füllen der elektronischen Konfiguration.

Abbildung 2 zeigt die Atomorbitale und Pfeile folgen dem Pfad zu folgen.

Jetzt, wo bekannt ist, dass die Orbitale voll sind, bleibt nur noch die Größe jedes Orbitals.

S-Orbitale haben 1 möglichen Wert von m_l um 2 Elektronen zu enthalten

P-Orbitale haben 3 mögliche Werte von m_l um 6 Elektronen zu enthalten

D-Orbitale haben 5 mögliche Werte von m_l um 10 Elektronen zu enthalten

F-Orbitale haben 7 mögliche Werte von m_l um 14 Elektronen zu enthalten

Dies ist alles was benötigt wird, um die elektronische Konfiguration eines stabilen Atoms eines Elements zu bestimmen.

Nimm zum Beispiel das Stickstoffelement. Stickstoff hat sieben Protonen und damit sieben Elektronen. Das erste zu füllende Orbital ist das 1s-Orbital.

Ein Orbital hat zwei Elektronen, also sind noch fünf Elektronen übrig. Das nächste Orbital ist das 2s-Orbital und enthält die nächsten zwei. Die drei Endelektronen gehen in das 2p-Orbital, das bis zu sechs Elektronen enthalten kann (Helmenstin, 2017).

Bedeutung der externen elektronischen Konfiguration

Elektronenkonfigurationen spielen eine wichtige Rolle bei der Bestimmung der Eigenschaften von Atomen.

Alle Atome derselben Gruppe haben mit Ausnahme der Ordnungszahl n die gleiche äußere elektronische Konfiguration, weshalb sie ähnliche chemische Eigenschaften haben.

Zu den Schlüsselfaktoren, die die atomaren Eigenschaften beeinflussen, gehören die Größe der größten besetzten Orbitale, die Energie der höheren Energieorbitale, die Anzahl der Orbitale und die Anzahl der Elektronen in den höheren Energieorbitalen (Elektronenkonfigurationen und die Eigenschaften von Atomen, SF).

Die meisten atomaren Eigenschaften können mit dem Grad der Anziehung zwischen Elektronen außerhalb des Kerns und der Anzahl der Elektronen in der äußersten Elektronenschicht, der Anzahl der Valenzelektronen, zusammenhängen.

Die Elektronen der äußeren Schicht sind solche, die kovalente chemische Bindungen bilden können, sind diejenigen, die die Fähigkeit besitzen, zu Kationen oder Anionen zu ionisieren und diejenigen sind, die den chemischen Elementen den Oxidationszustand verleihen (Khan, 2014).

Sie werden auch den Atomradius bestimmen. Wenn n größer wird, erhöht sich der Atomradius. Wenn ein Atom ein Elektron verliert, kommt es aufgrund der Abnahme der negativen Ladung um den Kern zu einer Kontraktion des Atomradius.

Die Elektronen der äußeren Schicht sind diejenigen, die von der Valenzbindungs-Theorie, der kristallinen Feldtheorie und der Molekülorbital-Theorie berücksichtigt werden, um die Eigenschaften der Moleküle und die Hybridisierungen der Bindungen zu erhalten (Bozeman Science, 2013).

Referenzen

1. Aufbau Prinzip. (2015, 3. Juni). Von chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Wissenschaft. (2013, Agoto 4). Elektronenkonfiguration. Von youtube genommen: youtube.com.
3. Elektronenkonfigurationen und die Eigenschaften von Atomen. (S.F.) Von oneonta.edu genommen: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. September). Elektronische Konfiguration. Aus Britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (2016, 12. Juli). Elektronische Konfigurationen. Genommen von chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7. März). Das Aufbau Prinzip - Elektronische Struktur und das Aufbauprinzip. Genommen von thinkco: thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8. Juni). Valenzelektronen und Bindung. Entnommen von khanacademy: khanacademy.org.