Was sind die Energieunterebenen?

Die Unterebenen von Energie im Atom sind sie die Form, in der die Elektronen in den elektronischen Schichten organisiert sind, ihre Verteilung im Molekül oder Atom. Diese Unterebenen von Energie heißen Orbitale.

Die Organisation von Elektronen in Unterebenen ermöglicht chemische Kombinationen verschiedener Atome und definiert auch deren Position innerhalb des Periodensystems der Elemente.

Durch eine Kombination von Quantenzuständen werden die Elektronen in den elektronischen Schichten des Atoms in bestimmter Weise angeordnet. Sobald einer dieser Zustände von einem Elektron besetzt ist, müssen die anderen Elektronen in einen anderen Zustand versetzt werden.

Einleitung

Jedes chemische Element im Periodensystem besteht aus Atomen, die ihrerseits aus Neutronen, Protonen und Elektronen bestehen. Elektronen sind negativ geladene Teilchen, die sich um den Atomkern eines jeden Atoms befinden und in den Orbitalen von Elektronen verteilt sind.

Elektronenorbitale sind das Raumvolumen, in dem ein Elektron eine 95% ige Chance hat, gefunden zu werden. Es gibt verschiedene Arten von Orbitalen mit unterschiedlichen Formen. In jedem Orbital können maximal zwei Elektronen lokalisiert werden. Das erste Orbital eines Atoms ist dort, wo die höchste Wahrscheinlichkeit besteht, Elektronen zu finden.

Orbitale sind mit den Buchstaben s bezeichnet wird, p, d und f, dh Sharp, Prinzip und Grund Diffuse und kombinieren, wenn Atome verbunden sind, ein größeres Molekül zu bilden. Diese Orbitalkombinationen finden sich in jeder Schicht des Atoms.

Beispielsweise Schicht 1 aus S-Atom-Orbitale in der Schicht 2 befindet sich Orbitale S und P, in der Schicht 3 Atom dort Orbitale S, P und D, und schließlich in der Schicht 4 Atom sind Orbitale S, P, D und F.

Auch in den Orbitalen finden wir verschiedene Unterebenen, die wiederum mehr Elektronen speichern können. Orbitale auf verschiedenen Energieniveaus sind einander ähnlich, besetzen aber unterschiedliche Bereiche des Weltraums.

Die ersten und die zweiten Orbital Orbital haben die gleichen Eigenschaften wie ein orbitale S radialen Knoten, sind wahrscheinlicher, Band gibt und zwei Elektronen aufrechterhalten kann. Sie befinden sich jedoch auf unterschiedlichen Energieniveaus und besetzen somit unterschiedliche Räume um den Kern herum.

Ort im Periodensystem der Elemente

Jede der elektronischen Konfigurationen der Elemente ist einzigartig, weshalb sie ihre Position im Periodensystem der Elemente bestimmen. Diese Position wird durch die Periode jedes Elements und seine Ordnungszahl durch die Anzahl der Elektronen definiert, die das Atom des Elements besitzt.

Daher ist die Verwendung des Periodensystems zur Bestimmung der Konfiguration von Elektronen in Atomen der Schlüssel. Die Elemente sind gemäß ihrer elektronischen Konfiguration wie folgt in Gruppen unterteilt:

Jedes Orbital ist in bestimmten Blöcken innerhalb des Periodensystems der Elemente dargestellt. Beispielsweise ist der Block orbital S der Bereich der Alkalimetalle, wobei die erste Gruppe der Tabelle und welche sechs Lithium (Li), Rubidium (Rb), Kalium (K), Natrium (Na), Francium Elemente ( Fr) und Cäsium (Cs) und auch Wasserstoff (H), der kein Metall, sondern ein Gas ist.

Diese Gruppe von Elementen hat ein Elektron, das normalerweise leicht verloren geht, um ein positiv geladenes Ion zu bilden. Sie sind die aktivsten Metalle und am reaktivsten.

Wasserstoff ist in diesem Fall ein Gas, befindet sich aber innerhalb der Gruppe 1 des Periodensystems der Elemente, da es auch nur ein Elektron hat. Wasserstoff kann Ionen bilden eine einzelne positive Ladung, aber sein einziges Elektron Ausstieg erfordert viel mehr Energie Elektronen von anderen Alkalimetalle zu entfernen. Bei der Bildung von Verbindungen erzeugt Wasserstoff gewöhnlich kovalente Bindungen.

Unter sehr hohen Drücken wird Wasserstoff jedoch metallisch und verhält sich wie der Rest der Elemente seiner Gruppe. Dies geschieht zum Beispiel im Kern des Planeten Jupiter.

Gruppe 2 entspricht Erdalkalimetallen, da ihre Oxide alkalische Eigenschaften haben. Unter den Elementen dieser Gruppe finden wir Magnesium (Mg) und Kalzium (Ca). Ihre Orbitale gehören ebenfalls zur S-Ebene.

Die Übergangsmetalle, die den Gruppen von 3 bis 12 im Periodensystem entsprechen, haben Typ-D-Orbitale.

Die Elemente, die in der Tabelle von Gruppe 13 bis 18 gehen, entsprechen den P-Orbitalen, und schließlich haben die als Lanthaniden und Aktiniden bekannten Elemente Orbitale des Namens F.

Lage des Elektrons in den Orbitalen

Elektronen werden in den Orbitalen des Atoms gefunden, um die Energie zu verringern. Deshalb, wenn Energie zu erhöhen sucht, füllen Elektronen die Bahnebene von dem Kern des Atoms wegführt.

Wir müssen berücksichtigen, dass Elektronen eine intrinsische Eigenschaft haben, die als Spin bekannt ist. Dies ist ein Quantenkonzept, das unter anderem den Spin des Elektrons im Orbital bestimmt. Was ist wichtig, um Ihre Position in den Energiesubleveln zu bestimmen.

Die Regeln, die die Position der Elektronen in den Orbitalen des Atoms bestimmen, sind die folgenden:

• Prinzip des Aufbaus: Die Elektronen treten zuerst mit niedrigerer Energie in die Orbitale ein. Dieses Prinzip basiert auf den Diagrammen der Energieniveaus bestimmter Atome.

• Ausschlussprinzip von Pauli: Ein Atomorbital kann mindestens zwei Elektronen beschreiben. Dies bedeutet, dass nur zwei Elektronen mit unterschiedlichem Elektronenspin ein Atomorbital besetzen können.

Dies impliziert, dass ein Atomorbital ein energetischer Zustand ist.

• Hunds Regel: Wenn Elektronen Orbitale der gleichen Energie besetzen, werden Elektronen zuerst in die leeren Orbitale eintreten. Dies bedeutet, dass Elektronen parallele Spins in getrennten Orbitalen der Energieunterebenen bevorzugen.

Die Elektronen werden alle Orbitale in den Unterebenen füllen, bevor sie gegenläufige Spins treffen.

Spezielle elektronische Konfigurationen

Es gibt auch Atome mit speziellen Fällen von Energieunterebenen. Wenn zwei Elektronen dasselbe Orbital einnehmen, müssen sie nicht nur verschiedene Spins haben (wie durch das Pauli-Ausschluss-Prinzip angezeigt), sondern die Kopplung der Elektronen erhöht leicht die Energie.

Im Fall von energetischen Unterebenen reduziert eine halbvolle und eine volle volle Unterstufe die Energie des Atoms. Dies führt zu einer größeren Stabilität des Atoms.

Referenzen

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