DIFERENCIJALNI ELEKTRON: KVANTNI BROJEVI I PRIMJERI - KEMIJA - 2026

Diferencijal ili razlikovanje elektrona je posljednji postavljen elektrona u slijedu konfiguracije elektrona atoma. Kako se zove? Za odgovor na ovo pitanje potrebna je osnovna struktura atoma: njegovo jezgro, vakuum i elektroni.

Jezgro je gusti i kompaktni skup pozitivnih čestica zvanih protoni, a neutralnih čestica koje se nazivaju neutroni. Protoni definiraju atomski broj Z i zajedno s neutronima čine atomsku masu. Međutim, atom ne može nositi samo pozitivne naboje; stoga elektroni kruže oko jezgre kako bi ga neutralizirali.

Dakle, za svaki proton koji se pridružuje jezgri, novi se elektron pridružuje svojim orbitalima kako bi se suprotstavio sve većem pozitivnom naboju. Na taj je način novo dodani elektron, diferencijalni elektron, usko povezan s atomskim brojem Z.

Diferencijalni elektron nalazi se u najudaljenijoj elektroničkoj ljusci: valentnoj ljusci. Stoga, što ste dalje od jezgre, to je veća energija povezana s njom. Upravo je ta energija odgovorna za njihovo sudjelovanje, kao i preostala energija valencije u karakterističnim kemijskim reakcijama elemenata.

Kvantni brojevi

Kao i ostali elektroni, diferencijalni elektron se može prepoznati po svoja četiri kvantna broja. Ali što su kvantni brojevi? Oni su "n", "l", "m" i "s".

Kvantni broj "n" označava veličinu atoma i energetske razine (K, L, M, N, O, P, Q). «L» je sekundarni ili azimutni kvantni broj, koji označava oblik atomske orbitale i uzima vrijednosti 0, 1, 2 i 3 za orbitale «s», «p», «d» i «f», odnosno.

"M" je magnetski kvantni broj i pokazuje prostornu orijentaciju orbitala pod magnetskim poljem. Dakle, 0 za orbitalnu «s»; -1, 0, +1, za orbital "p"; -2, -1, 0, +1, +2, za orbital "d"; i -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, za orbital "f". Konačno, spin kvantni broj «s» (+1/2 za ↑, i -1/2 za ↓).

Stoga je diferencijalni elektron povezao prethodne kvantne brojeve ("n", "l", "m", "s"). Budući da se suprotstavlja novom pozitivnom naboju koji stvara dodatni protoni, daje i atomski broj elementa Z.

Kako znati diferencijalni elektron?

Slika iznad predstavlja elektronsku konfiguraciju za elemente od vodika do neonskog plina (H → Ne).

Pri tome su elektroni otvorenih ljuski označeni crvenom bojom, dok su oni zatvorenih ljuski označeni plavom bojom. Slojevi se odnose na kvantni broj "n", prvi od četiri.

Na ovaj način, valentna konfiguracija H (↑ crvene boje) dodaje još jedan elektron s suprotnom orijentacijom da bi postao He (↓ ↑, oba plava, jer je sada nivo 1 zatvoren). Taj dodani elektron je tada diferencijalni elektron.

Dakle, grafički se može vidjeti kako diferencijalni elektron dodaje valentnu ljusku (crvene strelice) elemenata, razlikujući ih jedan od drugog. Elektroni ispunjavaju orbitu poštujući Hundovo pravilo i Paulingovo načelo isključenja (savršeno promatrano od B do Ne).

A što je s kvantnim brojevima? Oni definiraju svaku strelicu - to jest svaki elektron - i njihove vrijednosti mogu se potvrditi konfiguracijom elektrona da bi se znalo jesu li one ili one diferencijalnog elektrona.

Primjeri u više elemenata

Klor

U slučaju klora (Cl), njegov atomski broj Z jednak je 17. Konfiguracija elektrona je tada 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵. Orbitale označene crvenom bojom odgovaraju onima valentne ljuske, koja predstavlja otvorenu razinu 3.

Diferencijalni elektron je posljednji elektron koji se smjestio u konfiguraciju elektrona, a atom klora je 3-orbitala, čija je raspored sljedeća:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Poštujući Hundovo pravilo, 3p orbitale jednake energije prvo se pune (strelica prema gore u svakoj orbiti). Drugo, drugi elektroni se spajaju s usamljenim elektronima s lijeva na desno. Diferencijalni elektron predstavljen je zelenim okvirom.

Dakle, diferencijalni elektron za klor ima sljedeće kvantne brojeve: (3, 1, 0, -1/2). Odnosno, "n" je 3; "L" je 1, orbitalna "p"; "M" je 0, jer je to srednja "p" orbitala; a "s" je -1/2, jer strelica pokazuje prema dolje.

Magnezij

Konfiguracija elektrona za atom magnezija je 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ², koja predstavlja orbitalu i njen valentni elektron na isti način:

↑ ↓

3s

0

Ovoga puta diferencijalni elektron ima kvantne brojeve 3, 0, 0, -1/2. Jedina razlika u ovom slučaju u odnosu na klor je ta što je kvantni broj «l» 0, jer elektron zauzima orbitalnu «s» (3s).

cirkonij

Konfiguracija elektrona za atom cirkonija (prijelaznog metala) je 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ². Na isti način kao u prethodnim slučajevima, prikaz orbitala i valentnih elektrona je sljedeći:

Dakle, kvantni brojevi za diferencijalni elektron označeni zelenom bojom su: 4, 2, -1, +1/2. Ovdje, budući da elektron zauzima drugu orbitalu "d", ima kvantni broj "m" jednak -1. Također, jer strelica pokazuje prema gore, njegov broj okretanja "s" jednak je +1/2.

Nepoznati element

Diferencijalni kvantni brojevi elektrona za nepoznati element su 3, 2, +2, -1/2. Koliki je atomski broj Z elementa? Znajući Z možete shvatiti što je element.

Ovaj put, budući da je "n" jednak 3, znači da je element u trećem razdoblju periodične tablice, a "d" orbitale su kao valentna ljuska ("l" jednaka 2). Stoga su orbitale predstavljene kao u prethodnom primjeru:

↑ ↓

Kvantni brojevi "m" jednaki +2, i "s" jednaki -1/2, ključni su za pravilno lociranje diferencijalnog elektrona u posljednjoj 3d orbitali.

Dakle, element koji se traži ima pune 3d ¹⁰ orbitale, kao i svoje interne elektroničke ljuske. Zaključno, element je metalni cink (Zn).

Međutim, kvantni brojevi diferencijalnog elektrona ne mogu razlikovati cink i bakar, jer potonji element također ima pune 3d orbitale. Zašto? Jer bakar je metal koji iz kvantnih razloga ne udovoljava pravilima za punjenje elektrona.

Reference

1. Jim Branson. (2013). Hundova pravila. Preuzeto 21. travnja 2018. s: Quantummechanics.ucsd.edu
2. 27. predavanje: Hundova pravila. Preuzeto 21. travnja 2018. s: ph.qmul.ac.uk
3. Sveučilište Purdue. Kvantni brojevi i elektronske konfiguracije. Preuzeto 21. travnja 2018. s: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvatska enciklopedija. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​svezak 12, Španjolska, stranice 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Fizička kemija. U česticama i valovima. Četvrto izdanje, Longmans.