Hva er energinivåene?

den sub-nivåer av energi I atomet er de formet som elektronene er organisert i de elektroniske lagene, deres fordeling i molekylet eller atomet. Disse energinivåene kalles orbitaler.

Organiseringen av elektronene i undernivåer er det som tillater de kjemiske kombinasjonene av forskjellige atomer og definerer også deres posisjon innenfor elementets periodiske tabell.

Elektronene er arrangert i atomens elektroniske lag på en bestemt måte ved en kombinasjon av kvanteforhold. I det øyeblikket en av disse tilstandene er okkupert av et elektron, må de andre elektronene plasseres i en annen tilstand.

introduksjon

Hvert kjemisk element i det periodiske systemet består av atomer, som igjen består av nøytroner, protoner og elektroner. Elektroner er negativt ladede partikler som finnes rundt kjernen til et hvilket som helst atom, fordelt i elektronens orbitaler.

Elektron-orbitaler er volumet av plass hvor et elektron har en 95% sjanse for å bli funnet. Det finnes forskjellige typer orbitaler, med forskjellige former. I hver omgang kan maksimalt to elektroner plasseres. Det første orbitalet av et atom er hvor det er størst sannsynlighet for å finne elektroner.

Orbitaler er betegnet med bokstavene s, p, d og f, det vil si Sharp, Principle, Diffuse og Fundamental, og kombinere når atomene blir sammen for å danne et større molekyl. Disse kombinasjonene av orbitaler finnes i hvert lag av atomet.

For eksempel er i lag 1 av atomet S-orbitaler, i lag 2 er det S- og P-orbitaler, inne i lag 3 av atomet er det S, P og D-orbitaler og til slutt i lag 4 av atomet er det alle S, P, D og F orbitaler.

Også i orbitaler finner vi forskjellige undernivåer, som igjen kan lagre flere elektroner. Orbitaler i forskjellige energinivåer ligner hverandre, men opptar forskjellige områder i rommet.

Den første bane og den andre bane har de samme egenskapene at en bane S har radiale noder, har større sannsynlighet for sfærisk volum og kan bare holde to elektroner. Imidlertid ligger de på forskjellige energinivåer og opptar dermed forskjellige rom rundt kjernen.

Plassering i elementets periodiske tabell

Hver av de elektroniske konfigurasjonene av elementene er unike, og derfor bestemmer de sin posisjon i det periodiske elementet. Denne posisjonen er definert av perioden til hvert element og dets atomnummer ved antall elektroner som elementets atom har.

På denne måten er det viktig å bruke det periodiske tabellen for å bestemme konfigurasjonen av elektroner i atomer. Elementene er delt inn i grupper i henhold til deres elektroniske konfigurasjoner som følger:

Hvert orbital er representert i spesifikke blokker i det periodiske elementets tabell. For eksempel, er blokken orbital S regionen av alkalimetallene, den første gruppen av bordet og som er seks Litium (Li), rubidium (Rb), kalium (K), natrium (Na), francium elementer ( fr) og cesium (Cs) og hydrogen (H), som ikke er et metall, men en gass.

Denne gruppen av elementer har en elektron, som vanligvis er lett tapt for å danne en positivt ladet ion. De er de mest aktive metaller og mest reaktive.

Hydrogen, i dette tilfellet er en gass, men det er innenfor gruppe 1 i det periodiske elementet, siden det også har bare en elektron. Hydrogen kan danne ioner med en enkelt positiv ladning, men å oppnå sin enkeltelektron krever mye mer energi enn å fjerne elektronene fra de andre alkalimetaller. Ved dannelse av forbindelser genererer hydrogen vanligvis kovalente bindinger.

Under meget høye trykk blir hydrogen imidlertid metallisk og oppfører seg som resten av elementene i sin gruppe. Dette skjer for eksempel innenfor kjerne av Jupiter.

Gruppe 2 tilsvarer jordalkalimetaller, siden deres oksider har alkaliske egenskaper. Blant elementene i denne gruppen finner vi Magnesium (Mg) og Kalsium (Ca). Deres orbitaler tilhører også S-nivået.

Overgangsmetallene, som korresponderer med gruppene 3 til 12 i det periodiske tabell, har type D-orbitaler.

Elementene som går fra gruppe 13 til 18 i tabellen, svarer til P. orbitaler. Og til slutt har elementene kjent som lantanider og actinider orbitaler med navn F.

Plassering av elektronen i orbitaler

Elektroner finnes i atomets orbitaler som en måte å redusere energi på. Derfor, hvis du forsøker å øke energien, vil elektronene fylle hovedbanenivåene, bevege seg bort fra atomkjernen.

Vi må vurdere at elektroner har en egen egenskap kjent som spin. Dette er et kvantekonsept som blant annet bestemmer elektronens spinn i orbitalet. Hva er viktig for å bestemme posisjonen din i energinivåene.

Reglene som bestemmer plasseringen av elektronene i atomets orbitaler er følgende:

• Prinsipp for Aufbau: Elektroner går først inn i orbitaler med lavere energi. Dette prinsippet er basert på diagrammer av energinivåene av visse atomer.

• Pauli Utelukkingsprinsipp: Et atomomløp kan beskrive minst to elektroner. Dette betyr at bare to elektroner med forskjellig elektronspinn kan okkupere et atomomrør.

Dette innebærer at et atomomløp er en energisk tilstand.

• Hundens regel: Når elektronene okkuperer orbitaler av samme energi, vil elektronene komme inn i de tomme orbitaler først. Dette betyr at elektroner foretrekker parallelle spinn i separate orbitaler av energinivåene.

Elektronene vil fylle alle orbitaler i delnivåene før de møter motsatte spinn.

Spesielle elektroniske konfigurasjoner

Det er også atomer med spesielle tilfeller av energinivåer. Når to elektroner okkupere den samme bane, må de ikke bare har forskjellige spinn (som indikert av Pauliprinsippet), men å kople energi elektroner stiger noe.

Når det gjelder energinivåer, reduserer et halvfullt og ett fullt fullt undernivå atomens energi. Dette fører at atomet har større stabilitet.

referanser

1. Elektronkonfigurasjon. Hentet fra Wikipedia.com.
2. Elektronisk konfigurasjon Intro. Hentet fra chem.libretexts.org.
3. Orbitaler og Obligasjoner. Hentet fra chem.fsu.edu.
4. Periodisk tabell, hovedgruppeelementer. Hentet fra newworldencyclopedia.org.
5. Elektrokonfigurasjonsprinsipper. Gjenopprettet fra sartep.com.
6. Elektronisk konfigurasjon av elementer. Hentet fra science.uwaterloo.ca.
7. Electron Spin. Hentet fra hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.