Configurazione elettronica zn2. Esempi di risoluzione dei problemi. Dove cercare un elettrone
Il risultato più importante del TCT è una buona spiegazione delle ragioni del colore particolare dei composti complessi. Prima di provare a spiegare il motivo della comparsa del colore nei composti complessi, ricordiamo che la luce visibile è una radiazione elettromagnetica, la cui lunghezza d'onda è compresa tra 400 e 700 nm. L'energia di questa radiazione è inversamente proporzionale alla sua lunghezza d'onda:
E = h×n = h×c/l
Energia 162 193 206 214 244 278 300
E,kJ/mol
Lunghezza d'onda 760 620 580 560 490 430 400
Si scopre che l'energia della divisione del livello d da parte di un campo cristallino, indicata dal simbolo D, è dello stesso ordine di grandezza dell'energia di un fotone di luce visibile. Pertanto, i complessi di metalli di transizione possono assorbire la luce nella regione visibile dello spettro. Il fotone assorbito eccita l'elettrone dal livello energetico inferiore degli orbitali d a un livello superiore. Spieghiamolo utilizzando l'esempio 3+. Il titanio (III) ha solo 1 elettrone d; il complesso ha un solo picco di assorbimento nella regione visibile dello spettro. Intensità massima 510 nm. La luce a questa lunghezza d'onda fa sì che un elettrone d si sposti dal livello energetico inferiore degli orbitali d a quello superiore. Come risultato dell'assorbimento della radiazione, la molecola della sostanza assorbita passa dallo stato fondamentale con energia minima E 1 a uno stato energetico più elevato E 2. L'energia di eccitazione viene distribuita sui singoli livelli energetici vibrazionali della molecola, trasformandosi in energia termica. Le transizioni elettroniche causate dall'assorbimento di quanti di energia luminosa strettamente definiti sono caratterizzate dalla presenza di bande di assorbimento rigorosamente definite. Inoltre, l'assorbimento della luce avviene solo nel caso in cui l'energia del quanto assorbito coincide con la differenza di energia DE tra i livelli di energia quantistica negli stati finale e iniziale della molecola assorbente:
DE = E 2 – E 1 = h×n = h×c/l,
dove h è la costante di Planck; n è la frequenza della radiazione assorbita; c è la velocità della luce; l è la lunghezza d'onda della luce assorbita.
Quando un campione di una sostanza viene illuminato dalla luce, i raggi riflessi di tutti i colori non assorbiti dal campione entrano nel nostro occhio. Se un campione assorbe la luce di tutte le lunghezze d'onda, i raggi non vengono riflessi da esso e un tale oggetto ci appare nero. Se il campione non assorbe affatto la luce, lo percepiamo come bianco o incolore. Se un campione assorbe tutti i raggi tranne l'arancione, apparirà arancione. Un'altra opzione è possibile: il campione può apparire arancione anche quando i raggi di tutti i colori tranne il blu entrano nei nostri occhi. Al contrario, se un campione assorbe solo raggi arancioni, apparirà blu. Il blu e l’arancione sono detti colori complementari.
Sequenza dei colori spettrali: A ogni O cacciatore E vuole H no, G de Con va F adhan- A rosso, O allineare, E giallo, H verde , G blu, Con blu , F viola.
Per un acquacomplesso 3+ il valore numerico di D calc. = 163 kJ/mol corrisponde al limite della radiazione rossa visibile, quindi le soluzioni acquose di sali Fe 3+ sono praticamente incolori. L'esacianoferrato (III) ha D dist. = 418 kJ/mol, che corrisponde all'assorbimento nella parte blu-viola dello spettro e alla riflessione nella parte giallo-arancio. Le soluzioni contenenti ioni esacianoferrato (III) sono gialle con una sfumatura arancione. Valore dist 3+ è piccolo rispetto a 3-, il che riflette l'energia legante non molto elevata di Fe 3+ -OH 2. L'elevata energia di scissione di 3- indica che l'energia di legame di Fe 3+ -CN è maggiore e, pertanto, è necessaria più energia per la rimozione di CN. Dai dati sperimentali è noto che le molecole di H 2 O nella sfera di coordinazione 3+ hanno una vita media di circa 10 -2 s, e il complesso 3- si stacca dai ligandi CN molto lentamente.
Diamo un'occhiata a diversi esempi che ci consentono di risolvere problemi utilizzando TCP.
Esempio: lo ione del complesso trans‑+ assorbe la luce principalmente nella regione rossa dello spettro - 640 nm. Qual è il colore di questo complesso?
Soluzione: poiché il complesso in questione assorbe la luce rossa, il suo colore dovrebbe essere verde, complementare al rosso.
Esempio: gli ioni A1 3+, Zn 2+ e Co 2+ si trovano nell'ambiente ottaedrico dei ligandi. Quali di questi ioni possono assorbire la luce visibile e, di conseguenza, apparirci colorati?
Soluzione: lo ione A1 3+ ha una configurazione elettronica di . Poiché non ha elettroni d esterni, non è colorato. Lo ione Zn 2+ ha una configurazione elettronica - 3d 10. In questo caso, tutti gli orbitali d sono pieni di elettroni. Gli orbitali d x 2– y2 e d x 2 non possono accettare un elettrone eccitato dal livello energetico inferiore degli orbitali d xy , d yz , d xz. Pertanto anche il complesso Zn 2+ è incolore. Lo ione Co 2+ ha una configurazione elettronica - d 7. In questo caso, è possibile spostare un elettrone d dal livello energetico inferiore degli orbitali d xy, d yz, d xz al livello energetico superiore degli orbitali d x 2– y2 e d x 2. Pertanto, il complesso di ioni Co 2+ è colorato.
Esempio: come spiegare perché il colore dei complessi diamagnetici 3+, 3+, 3– è arancione, mentre il colore dei complessi paramagnetici 3–, 0 è blu?
Soluzione: il colore arancione dei complessi indica l'assorbimento nella parte blu-viola dello spettro, cioè nella regione delle lunghezze d'onda corte. Pertanto, la suddivisione di questi complessi ha un valore elevato, il che garantisce la loro appartenenza a complessi a basso spin (D>P). L'accoppiamento elettronico (configurazione d 6, tutti e sei gli elettroni sul sottolivello t 2g) è dovuto al fatto che i ligandi NH 3 , en, NO 2 - appartengono al lato destro della serie spettrochimica. Pertanto, quando si complessano, creano un campo forte. Colorare il secondo gruppo di complessi in blu significa che assorbono energia giallo-rossa, cioè parte dello spettro a onde lunghe. Poiché la lunghezza d'onda alla quale il complesso assorbe la luce determina l'entità della scissione, possiamo dire che il valore di D in questo caso è relativamente piccolo (D<Р). Это и понятно: лиганды F – и H 2 O находятся в левой части спектрохимического ряда и образуют слабое поле. Поэтому энергии расщепления D в данном случае недостаточно для спаривания электронов кобальта (III) и электронная конфигурация в этом случае - t 4 2g ,е 2 g , а не t 6 2g e 0 g .
Esempio: utilizzando la teoria del campo cristallino, spiegare perché lo ione complesso è incolore in una soluzione acquosa e 2 è colorato in verde?
Soluzione : complesso - formato dal catione rame Cu+ con configurazione elettronica 3d 10 4s 0, tutti gli orbitali d sono pieni, il trasferimento di elettroni è impossibile, quindi la soluzione non è colorata. Il complesso 2- è formato dal catione Cu 2+, la cui configurazione elettronica è 3d 9 4s 0, quindi c'è un posto vacante al sottolivello d–. La transizione degli elettroni dopo l'assorbimento della luce al sottolivello d determina il colore del complesso. Gli acquacomplessi di rame (C) hanno un colore blu in una soluzione acquosa; l'introduzione di ioni cloruro nella sfera interna del complesso porta alla formazione di un complesso di leganti misti, che fa cambiare colore alla soluzione in verde.
Esempio: Utilizzando il metodo del legame di valenza, tenendo conto della teoria del campo cristallino, determinare il tipo di ibridazione dell'atomo centrale e prevedere la forma geometrica dei complessi:
- + -
Soluzione: Scegliamo tra i complessi indicati i composti formati da E+, questi sono:
+ - 3-
- + .
Il legame chimico in questi complessi è formato da un meccanismo donatore-accettore. I donatori di elettroni sono ligandi: molecole di ammoniaca e ioni cianuro (ligandi monodentati) e ioni tiosolfato (ligando bidentato); L'accettore di elettroni è il catione E+. Configurazione elettronica (n-1)d 10 ns 0 np 0 . Nella formazione di due legami con ligandi monodentati prendono parte orbitali ns e np esterni, il tipo di ibridazione dell'atomo centrale è sp, la forma geometrica dei complessi è lineare, non ci sono elettroni spaiati, lo ione è diamagnetico . Quando si formano quattro legami donatore-accettore con un ligando bidentato, un orbitale s e tre orbitali p dell'atomo centrale prendono parte al MBC, il tipo di ibridazione è sp 3, la forma geometrica del complesso è tetraedrica, vi non ci sono elettroni spaiati.
Il secondo gruppo di complessi:
- - - 3+
formato da uno ione oro(III), la cui configurazione elettronica è 5d 8 6s 0. I ligandi coinvolti nella formazione dei complessi possono essere suddivisi, secondo la serie spettrochimica dei ligandi, in deboli: ioni cloruro e bromuro e forti: ioni ammoniaca e cianuro. Secondo la regola di Hund, ci sono due elettroni spaiati negli orbitali 5d e vengono trattenuti durante la formazione dei legami donatore-accettore con ligandi a campo debole. Per formare i legami, il catione d'oro fornisce un orbitale 6s e tre orbitali 6p. Tipo di ibridazione dell'atomo centrale sp 3. La struttura spaziale dello ione complesso è tetraedrica. Ci sono due elettroni spaiati, il complesso è paramagnetico.
Sotto l'influenza di forti ligandi di campo, gli elettroni dello ione oro (III) vengono accoppiati con il rilascio di un orbitale 5d. Un orbitale 5d, uno 6s e due 6p dell'atomo centrale prendono parte alla formazione di quattro legami donatore-accettore. Tipo di ibridazione dsp 2. Ciò si traduce in una struttura quadrata planare dello ione complesso. Non ci sono elettroni spaiati, i complessi sono diamagnetici.
Il colore di una soluzione di un complesso dipende dalla sua composizione, struttura ed è determinato dalla lunghezza d'onda l max corrispondente al massimo della banda di assorbimento, l'intensità della banda, che dipende dal fatto che la transizione elettronica corrispondente dal punto di vista chimico quantistico sia vietata , e l'offuscamento della banda di assorbimento, che dipende da una serie di parametri, come la struttura elettronica del complesso, l'intensità del movimento termico nel sistema, il grado di distorsione della forma geometrica regolare del poliedro di coordinazione, ecc.
Teoria del metodo del legame di valenza
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4p 0 4d 0
Secondo La regola di Hund gli elettroni nel livello energetico esterno sono disposti come segue:
Agente complessante ha numero di coordinamento c.n. = 6, quindi può attaccare 6 ligandi, ciascuno dei quali ha una coppia elettronica solitaria ed è, quindi, un donatore di elettroni. Un accettore (agente complessante) deve fornire sei orbitali vacanti per ospitare sei coppie di elettroni. Quando si forma uno ione complesso 3+, quattro elettroni spaiati nello stato d – di Co 3+ formano prima coppie di elettroni, a seguito delle quali vengono rilasciati due orbitali 3d:
Successivamente si forma lo ione complesso 3+, avente la seguente struttura:
Gli orbitali 3d interni e gli orbitali esterni 4s e 4p prendono parte alla formazione di questo ione complesso. Tipo di ibridazione - D 2 sp 3 .
La presenza di soli elettroni accoppiati indica le proprietà diamagnetiche dello ione.
Teoria del campo cristallino
Teoria del campo cristallino si basa sul presupposto che la connessione tra l'agente complessante ed i leganti sia parziale. Viene tuttavia presa in considerazione l'influenza del campo elettrostatico dei ligandi sullo stato energetico degli elettroni dello ione centrale.
Consideriamo due sali complessi: K 2 e K 3 .
K 2 – ha una struttura spaziale tetraedrica ( sp 3 - ibridazione)
K 3 – ha una struttura spaziale ottaedrica ( sp 3 D 2 -ibridazione)
Gli agenti complessanti hanno quanto segue configurazione elettronica:
d – gli elettroni dello stesso livello energetico sono gli stessi nel caso di un atomo o ione libero. Ma l'azione del campo elettrostatico dei ligandi contribuisce alla scissione dei livelli energetici degli orbitali d nello ione centrale. E quanto più forte è il campo creato dai ligandi, tanto maggiore è la scissione (per lo stesso agente complessante). A seconda della loro capacità di provocare la scissione dei livelli energetici, i ligandi sono disposti in fila:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
La struttura dello ione complesso influenza la natura della scissione dei livelli energetici dell'agente complessante.
A struttura ottaedrica ione complesso, d γ -orbitali (d z 2 -, d x 2 - y 2 -orbitali) sono soggetti a forte interazione del campo del ligando, e gli elettroni di questi orbitali possono avere un'energia maggiore rispetto agli elettroni degli orbitali d ε (orbitali d xy, d xz, d yz).
La suddivisione dei livelli energetici per gli elettroni nello stato d nel campo ottaedrico dei ligandi può essere rappresentata in forma del diagramma:
Qui Δ ott è l'energia di scissione nel campo ottaedrico dei ligandi.
Con struttura tetraedrica di uno ione complesso, gli orbitali d γ hanno un'energia inferiore rispetto agli orbitali d ε:
Qui Δ tetr è l'energia di scissione nel campo tetraedrico dei ligandi.
Energia di scissione Δ sono determinati sperimentalmente dagli spettri di assorbimento dei quanti di luce da parte di una sostanza, la cui energia è uguale all'energia delle corrispondenti transizioni elettroniche. Lo spettro di assorbimento, così come il colore dei composti complessi di elementi d, è dovuto alla transizione degli elettroni da un orbitale d a energia inferiore a un orbitale d a energia più elevata.
Pertanto, nel caso del sale K 3, dopo l'assorbimento di un quanto di luce, è probabile una transizione elettronica dall'orbitale d ε all'orbitale d γ. Questo spiega che questo sale ha un colore rosso-arancio. E il sale K2 non può assorbire la luce e, di conseguenza, è incolore. Ciò è spiegato dal fatto che la transizione degli elettroni dall'orbitale d γ all'orbitale d ε non è fattibile.
Teoria degli orbitali molecolari
Metodo MOè stato precedentemente discusso nella sezione.
Utilizzando questo metodo, descriveremo la configurazione elettronica dello ione complesso ad alto spin 2+.
Configurazione elettronica dello ione Ni 2+:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 o …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
In uno ione complesso 2+ partecipano alla formazione dei legami chimici 8 elettroni uno ione centrale Ni 2+ e 12 elettroni da sei ligandi NH 3.
Ione complesso Esso ha struttura ottaedrica. La formazione di MO è possibile solo quando le energie delle particelle interagenti iniziali sono vicine nei loro valori e sono anche orientate di conseguenza nello spazio.
Nel nostro caso, l'orbitale 4s dello ione Ni 2+ si sovrappone equamente agli orbitali di ciascuno dei sei ligandi. Di conseguenza, si formano orbitali molecolari: legame σ s b e antilegame σ s dis.
Sovrapposizione di tre orbitali 4p di un agente complessante con gli orbitali dei ligandi porta alla formazione di sei orbitali σp: legame σ x, σ y, σ z e antilegame σ x, σ y, σ z.
Agente complessante sovrapposto d z 2 e d x 2 - y 2 con gli orbitali dei ligandi contribuisce alla formazione di quattro orbitali molecolari: due legami σ legame x 2 - y 2, legame σ z 2 e due legami σ antilegame x 2 - y 2, taglio σ z 2.
Gli orbitali d xy , d xz , d yz dello ione Ni 2+ non si legano agli orbitali dei ligandi, perché non sono diretti verso di loro. Di conseguenza, non prendono parte alla formazione del legame σ e sono orbitali di non legame: π xz, π xy, π yz.
Totale lo ione complesso 2+ contiene 15 orbitali molecolari. La disposizione degli elettroni può essere rappresentata come segue:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (dimensione σ x 2 - y 2) (dimensione σ z 2)
La formazione degli orbitali molecolari è mostrata schematicamente nel diagramma seguente:
Diamo un'occhiata all'attività n. 1 delle opzioni dell'Esame di Stato Unificato per il 2016.
Compito n. 1.
La formula elettronica dello strato elettronico esterno 3s²3p6 corrisponde alla struttura di ciascuna delle due particelle:
1. Arº e Kº 2. Cl‾ e K+ 3. S²‾ e Naº 4. Clº e Ca2+
Spiegazione: tra le opzioni di risposta ci sono gli atomi negli stati non eccitati ed eccitati, cioè la configurazione elettronica, ad esempio, di uno ione potassio non corrisponde alla sua posizione nella tavola periodica. Consideriamo l'opzione 1 Arº e Kº. Scriviamo le loro configurazioni elettroniche: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - configurazione elettronica adatta solo per argon. Consideriamo l'opzione di risposta n. 2 - Cl‾ e K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Quindi, la risposta corretta è 2.
Compito n. 2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Spiegazione: poiché scriviamo la configurazione elettronica dell'argon: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Il calcio non è adatto perché ha 2 elettroni in più. Per il potassio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. La risposta corretta è 2.
Compito n. 3.
Un elemento la cui configurazione elettronica atomica è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 forma un composto di idrogeno
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Spiegazione: Diamo un'occhiata alla tavola periodica, l'atomo di zolfo ha questa configurazione elettronica. La risposta corretta è 4.
Compito n. 4.
Gli atomi di magnesio e
1. Calcio 2. Cromo 3. Silicio 4. Alluminio
Spiegazione: Il magnesio ha una configurazione del livello di energia esterna: 3s2. Per il calcio: 4s2, per il cromo: 4s2 3d4, per il silicio: 3s2 2p2, per l'alluminio: 3s2 3p1. La risposta corretta è 1.
Compito n.5.
L'atomo di argon nello stato fondamentale corrisponde alla configurazione elettronica della particella:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Spiegazione: La configurazione elettronica dell'argon nello stato fondamentale è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ ha la configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). La risposta corretta è 1.
Compito n.6.
Gli atomi di fosforo e fosforo hanno una configurazione simile del livello energetico esterno.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Spiegazione: Scriviamo la configurazione elettronica del livello esterno dell'atomo di fosforo: 3s2 3p3.
Per alluminio: 3s2 3p1;
Per l'argon: 3s2 3p6;
Per il cloro: 3s2 3p5;
Per l'azoto: 2s2 2p3.
La risposta corretta è 4.
Compito n.7.
La configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corrisponde alla particella
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Spiegazione: questa configurazione elettronica corrisponde all'atomo di argon nello stato fondamentale. Consideriamo le opzioni di risposta:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
La risposta corretta è 2.
Compito n. 8.
Quale configurazione elettronica corrisponde alla distribuzione degli elettroni di valenza nell'atomo di cromo:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Spiegazione: Scriviamo la configurazione elettronica del cromo nello stato fondamentale: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Gli elettroni di valenza si trovano negli ultimi due sottolivelli 4s e 3d (qui un elettrone salta dal sottolivello s a d). La risposta corretta è 3.
Compito n. 9.
L'atomo contiene tre elettroni spaiati nel livello elettronico esterno nello stato fondamentale.
1. Titanio 2. Silicio 3. Magnesio 4. Fosforo
Spiegazione: Per avere 3 elettroni spaiati, l'elemento deve essere nel gruppo 5. Quindi, la risposta corretta è 4.
Compito n. 10.
Un atomo di un elemento chimico il cui ossido più alto è RO2 ha la configurazione a livello esterno:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Spiegazione: questo elemento ha uno stato di ossidazione (in questo composto) pari a +4, cioè deve avere 4 elettroni di valenza nel livello esterno. Quindi, la risposta corretta è 2.
(potresti pensare che la risposta corretta sia 1, ma un tale atomo avrebbe uno stato di ossidazione massimo di +6 (poiché ci sono 6 elettroni nel livello esterno), ma abbiamo bisogno che l'ossido più alto abbia la formula RO2, e tale un elemento avrebbe l'ossido RO3 più elevato)
Incarichi di lavoro autonomo.
1. La configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 corrisponde ad un atomo
1. Alluminio 2. Azoto 3. Cloro 4. Fluoro
2. La particella ha un guscio esterno di otto elettroni
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Il numero atomico di un elemento la cui struttura elettronica atomica è 1s2 2s2 2p3 è uguale a
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Il numero di elettroni nello ione rame Cu2+ è
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Gli atomi di azoto e
1. Zolfo 2. Cloro 3. Arsenico 4. Manganese
6. Quale composto contiene un catione e un anione con la configurazione elettronica 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Il numero di elettroni nello ione ferro Fe2+ è
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Lo ione ha la configurazione elettronica di un gas inerte
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Il fluoro e gli atomi di fluoro hanno una configurazione simile del livello energetico esterno
1. Ossigeno 2. Litio 3. Bromo 4. Neon
10. Un elemento la cui formula elettronica atomica è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 corrisponde a un composto di idrogeno
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Questa nota utilizza attività della raccolta dell'Esame di Stato Unificato 2016 curata da A.A. Kaverina.
È necessario abilitare JavaScript per eseguire questa app.Configurazione elettronica di un atomoè una formula che mostra la disposizione degli elettroni in un atomo per livelli e sottolivelli. Dopo aver studiato l'articolo, imparerai dove e come si trovano gli elettroni, conoscerai i numeri quantici e sarai in grado di costruire la configurazione elettronica di un atomo in base al suo numero, alla fine dell'articolo c'è una tabella degli elementi;
Perché studiare la configurazione elettronica degli elementi?
Gli atomi sono come un insieme di costruzioni: c'è un certo numero di parti, differiscono l'una dall'altra, ma due parti dello stesso tipo sono assolutamente identiche. Ma questo set da costruzione è molto più interessante di quello in plastica ed ecco perché. La configurazione cambia a seconda di chi si trova nelle vicinanze. Ad esempio, l'ossigeno accanto all'idrogeno Forse si trasforma in acqua, quando è vicino al sodio si trasforma in gas e quando è vicino al ferro si trasforma completamente in ruggine. Per rispondere alla domanda sul perché ciò accade e prevedere il comportamento di un atomo accanto a un altro, è necessario studiare la configurazione elettronica, di cui parleremo di seguito.
Quanti elettroni ci sono in un atomo?
Un atomo è costituito da un nucleo e da elettroni che ruotano attorno ad esso; il nucleo è costituito da protoni e neutroni; Nello stato neutro ogni atomo ha un numero di elettroni pari al numero di protoni nel suo nucleo. Il numero di protoni è indicato dal numero atomico dell'elemento, ad esempio lo zolfo ha 16 protoni, il 16° elemento della tavola periodica. L'oro ha 79 protoni, il 79° elemento della tavola periodica. Di conseguenza, lo zolfo ha 16 elettroni nello stato neutro e l'oro ha 79 elettroni.
Dove cercare un elettrone?
Osservando il comportamento dell'elettrone sono stati derivati alcuni schemi descritti da numeri quantici, ce ne sono quattro in totale:
- Numero quantico principale
- Numero quantico orbitale
- Numero quantico magnetico
- Numero quantico di spin
Orbitale
Inoltre, al posto della parola orbita, useremo il termine “orbitale”; un orbitale è la funzione d'onda di un elettrone, grossomodo, è la regione in cui l'elettrone trascorre il 90% del suo tempo;
Livello N
L - conchiglia
M l - numero orbitale
M s - primo o secondo elettrone nell'orbitale
Numero quantico orbitale l
Come risultato dello studio della nuvola di elettroni, hanno scoperto che, a seconda del livello di energia, la nuvola assume quattro forme principali: una palla, manubri e altre due più complesse. In ordine di energia crescente, queste forme sono chiamate gusci s, p, d ed f. Ciascuno di questi gusci può avere 1 (su s), 3 (su p), 5 (su d) e 7 (su f). Il numero quantico orbitale è il guscio in cui si trovano gli orbitali. Il numero quantico orbitale per gli orbitali s,p,d e f assume rispettivamente i valori 0,1,2 o 3.
C'è un orbitale sul guscio s (L=0) - due elettroni
Ci sono tre orbitali sul guscio p (L=1) - sei elettroni
Ci sono cinque orbitali sul guscio D (L=2) - dieci elettroni
Ci sono sette orbitali sul guscio f (L=3) - quattordici elettroni
Numero quantico magnetico m l
Ci sono tre orbitali sul guscio p, sono designati dai numeri da -L a +L, cioè per il guscio p (L=1) ci sono gli orbitali “-1”, “0” e “1” . Il numero quantico magnetico è indicato con la lettera m l.
All'interno del guscio, è più facile che gli elettroni si trovino in orbitali diversi, quindi i primi elettroni ne riempiono uno in ciascun orbitale, quindi una coppia di elettroni viene aggiunta a ciascuno.
Considera la d-shell:
Il guscio d corrisponde al valore L=2, cioè cinque orbitali (-2,-1,0,1 e 2), i primi cinque elettroni riempiono il guscio assumendo i valori M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.
Numero quantico di spin m s
Lo spin è la direzione di rotazione di un elettrone attorno al proprio asse, ci sono due direzioni, quindi il numero quantico di spin ha due valori: +1/2 e -1/2. Un sottolivello energetico può contenere solo due elettroni con spin opposti. Il numero quantico di spin è indicato con m s
Numero quantico principale n
Il numero quantico principale è il livello energetico; attualmente si conoscono sette livelli energetici, ciascuno indicato da un numero arabo: 1,2,3,...7. Il numero di gusci ad ogni livello è uguale al numero del livello: il primo livello ha un guscio, il secondo ne ha due, ecc.
Numero di elettroni
Quindi, qualsiasi elettrone può essere descritto da quattro numeri quantici, la combinazione di questi numeri è unica per ogni posizione dell'elettrone, prendiamo il primo elettrone, il livello energetico più basso è N = 1, al primo livello c'è un guscio, il il primo guscio a qualsiasi livello ha la forma di una palla (s -shell), cioè L=0, il numero quantico magnetico può assumere un solo valore, M l =0 e lo spin sarà pari a +1/2. Se prendiamo il quinto elettrone (in qualunque atomo sia), allora i suoi numeri quantici principali saranno: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.