Διαμόρφωση ηλεκτρονίων

Η κατανομή των ηλεκτρονίων στα ατομικά τροχιακά ενός στοιχείου περιγράφεται από τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων του. Οι διαμορφώσεις ατομικών ηλεκτρονίων ακολουθούν μια παραδειγματική ονοματολογία στην οποία όλα τα ατομικά υποκέλυφα που περιέχουν ηλεκτρόνια είναι διατεταγμένα σε μια ακολουθία (με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που διαθέτουν γραμμένο σε εκθέτη). Η διάταξη ηλεκτρονίων του νατρίου, για παράδειγμα, είναι 1s22s22p63s1.
Η συμβατική σημείωση, από την άλλη πλευρά, παράγει τακτικά μεγάλες διαμορφώσεις ηλεκτρονίων (ειδικά για στοιχεία που έχουν σχετικά μεγάλο ατομικό αριθμό. Η σειρά των πλήρως γεμισμένων υποκεφαλωμάτων που αντιστοιχούν σε Η ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ευγενούς αερίου αντικαθίσταται με το σύμβολο του ευγενούς αερίου σε αγκύλες στη συντομογραφία. Ως αποτέλεσμα, η συνοπτική διαμόρφωση ηλεκτρονίων του νατρίου είναι [Ne]3s1.

Αυτή η ονοματολογία για την κατανομή των ηλεκτρονίων στα ατομικά τροχιακά έγινε δημοφιλής αμέσως μετά τη δημοσίευση των Ernest Rutherford και Niels Bohr στο μοντέλο του ατόμου Bohr το 1913.

Εφαρμογές ηλεκτρονικής διαμόρφωσης:

Υπολογισμός του σθένους ενός στοιχείου.
Πρόβλεψη ιδιοτήτων μιας ομάδας στοιχείων (στοιχεία με παρόμοιες διαμορφώσεις ηλεκτρονίων τείνουν να παρουσιάζουν παρόμοιες ιδιότητες).
Η ερμηνεία των ατομικών φασμάτων

Απεικόνιση ηλεκτρονικών διαμορφώσεων:

Κοχύλια:

Ο κύριος κβαντικός αριθμός καθορίζει τον μεγαλύτερο αριθμό ηλεκτρονίων που μπορούν να φιλοξενηθούν σε ένα κέλυφος (n). Ο αριθμός του κελύφους αρθρώνεται με τον τύπο 2n2, όπου «n» είναι ο αριθμός των κελυφών. Παρακάτω είναι ένας πίνακας που αναφέρει τα κελύφη, τις τιμές n και τον συνολικό αριθμό ηλεκτρονίων που μπορούν να φιλοξενηθούν.

SHELL AND "n" VALUE	Μέγ. όχι. των ηλεκτρονίων
K Shell, n=1	2x(1)2=2
L Shell, n=2	2x(2)2=8
M Shell, n=3	2x(3)2=18
N Shell, n=4	2x(4)2=32

Υποκελύφη:

Ο αζιμουθιακός κβαντικός αριθμός (συντομογραφία ως "l") καθορίζει τα υποφλοιώματα στα οποία κατανέμονται τα ηλεκτρόνια.
Τα υποκελύφη καθορίζονται από κύριους κβαντικούς αριθμούς. Ως αποτέλεσμα, όταν n =4, είναι δυνατά τέσσερα εναλλακτικά υποκελύφη.
Όταν χρησιμοποιείται n=4. Τα υποκέλυφα s, p, d και f καλούνται μετά τα l=0, l=1, l=2 και l=3 υποκέλυφοι, με αυτή τη σειρά.
Ο τύπος 2*(2l + 1) δίνει τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων που μπορεί να χειριστεί ένα υποκέλυφος.

Σημείωση:

Οι ετικέτες υποφλοιού χρησιμοποιούνται για να αναπαραστήσουν τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων ενός ατόμου.
Ο αριθμός του κελύφους (που καθορίζεται από τον κύριο κβαντικό αριθμό), το όνομα του υποφλοιού (που καθορίζεται από τον αζιμουθιακό κβαντικό αριθμό) και ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων στο υποκέλυφος παρατίθενται σε εκθέτη σε αυτές τις ετικέτες.
Για παράδειγμα, εάν δύο ηλεκτρόνια είναι κατειλημμένα στο υποκέλυφος του πρώτου φλοιού, ο συμβολισμός γίνεται "1s2".
Η διαμόρφωση ηλεκτρονίων του μαγνησίου (ατομικός αριθμός 12) μπορεί να εκφραστεί ως 1s22s22p63s2 χρησιμοποιώντας αυτές τις ετικέτες υποφλοιού.

Γέμισμα τροχιακών:

1. Aufbau’s Principle-

Η γερμανική λέξη "Aufbeen", που σημαίνει "χτίζω", ενέπνευσε το όνομα αυτής της ιδέας.
Σύμφωνα με την αρχή του Aufbau, τα ηλεκτρόνια αρχικά θα καταλαμβάνουν λιγότερα τροχιακά ενέργειας πριν προχωρήσουν σε τροχιακά υψηλότερης ενέργειας.
Το άθροισμα του κύριου και του αζιμουθιακού κβαντικού αριθμού χρησιμοποιείται για τον υπολογισμό της ενέργειας ενός τροχιακού.
Τα ηλεκτρόνια συμπληρώνονται ως:1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p…

2. Αρχή αποκλεισμού του Pauli –

Σύμφωνα με την αρχή του αποκλεισμού Pauli, ένα τροχιακό μπορεί να συγκρατήσει μόνο το μεγαλύτερο μέρος δύο ηλεκτρονίων με αντίστροφα σπιν.
"Δεν υπάρχουν δύο ηλεκτρόνια στο ίδιο άτομο που να έχουν παρόμοιες τιμές και για τους τέσσερις κβαντικούς αριθμούς", λέει αυτή η αρχή.
Σαν αποτέλεσμα, αν δύο ηλεκτρόνια έχουν τον ίδιο κύριο, αζιμουθιακό και μαγνητικό αριθμό, πρέπει να έχουν αντίστροφα σπιν.

3. Κανόνας του Hund-

Δηλώνει ότι πριν ένα επόμενο ηλεκτρόνιο τοποθετηθεί σε ένα τροχιακό, κάθε τροχιακό σε ένα συγκεκριμένο υποκέλυφος καταλαμβάνεται μεμονωμένα από ηλεκτρόνια.
Τα ηλεκτρόνια σε τροχιακά με ένα μόνο ηλεκτρόνιο έχουν το ίδιο σπιν για να μεγιστοποιήσουν το συνολικό σπιν (ή τις ίδιες τιμές του κβαντικού αριθμού σπιν).

Χημικές ιδιότητες των μετάλλων:

Αντίδραση μετάλλων με οξυγόνο- Τα οξείδια μετάλλων σχηματίζονται όταν τα μέταλλα αντιδρούν με το οξυγόνο. Τα οξείδια μετάλλων σχηματίζονται όταν τα μέταλλα συνεισφέρουν ηλεκτρόνια στο οξυγόνο. Για παράδειγμα,
4K + O2 → 2 K2O.
Αντίδραση μετάλλων με νερό-Μερικά μέταλλα παράγουν υδροξείδιο μετάλλων όταν έρχονται σε επαφή με το νερό, ενώ άλλα όχι. Η αντιδραστικότητα των μετάλλων με το νερό ποικίλλει. Το νάτριο και το κάλιο είναι πολύ δραστικά μέταλλα. Αλκάλια όπως το υδροξείδιο του νατρίου και το υδροξείδιο του καλίου σχηματίζονται όταν αντιδρούν με το νερό.
Αντίδραση με αραιά οξέα- Μέταλλα όπως το νάτριο, το κάλιο, το λίθιο και το ασβέστιο παράγουν μεταλλικά άλατα και υδρογόνο όταν αντιδρούν έντονα με αραιό HCl και H2SO4. Το μαγνήσιο, ο ψευδάργυρος, ο σίδηρος, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος, από την άλλη πλευρά, δεν αντιδρούν επιθετικά με τα οξέα.
Αντίδραση μετάλλων με άλατα άλλων μετάλλων- Τα μέταλλα που είναι πιο δραστικά θα αντιδράσουν γρήγορα με μέταλλα που είναι λιγότερο αντιδραστικά. Το λιγότερο δραστικό μέταλλο εκτοπίζεται από τα οξείδια, τα χλωρίδια ή τα σουλφίδια του από το πιο δραστικό μέταλλο.

Χημικές ιδιότητες των μη μετάλλων:

Αντίδραση με νερό- Τα μη μέταλλα δεν αντιδρούν με το νερό. Ο φώσφορος, για παράδειγμα, είναι ένα εξαιρετικά αντιδραστικό αμέταλλο που παίρνει φωτιά όταν εκτίθεται στον αέρα, γι' αυτό και διατηρείται στο νερό για να αποφευχθεί η επαφή με το οξυγόνο του περιβάλλοντος.
Αντίδραση με οξέα- Δεν υπάρχει απόδειξη ότι κάποιο από τα αμέταλλα αντιδρά με οξέα.
Αντίδραση με βάσεις- Η αλληλεπίδραση των μη μετάλλων με τις βάσεις είναι αρκετά περίπλοκη. Όταν το χλώριο αντιδρά με βάσεις όπως το υδροξείδιο του νατρίου, παράγει υποχλωριώδες νάτριο, χλωριούχο νάτριο και νερό.
Αντίδραση με οξυγόνο-Όταν τα μη μέταλλα αντιδρούν με το οξυγόνο, παράγουν οξείδια. Τα οξείδια μη μετάλλων έχουν όξινο ή ουδέτερο χαρακτήρα.

Συμπέρασμα:

Η ηλεκτρονική διαμόρφωση των στοιχείων βασίζεται σε τρεις αρχές ή κανόνες που είναι - οι αρχές του Aufbau, η αρχή του αποκλεισμού του Pauli και ο κανόνας του Hund. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση των στοιχείων μας λέει εάν το δεδομένο στοιχείο εμπίπτει στην κατηγορία των μετάλλων, των μη μετάλλων, των ευγενών αερίων ή των μεταλλοειδών. Γενικά, εάν ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι μέχρι 3, το στοιχείο ταξινομείται ως μέταλλο. Εάν ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι 4 έως 7, τότε το δεδομένο στοιχείο είναι μη μέταλλο και εάν ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι γενικά 8, το δεδομένο στοιχείο λέγεται ότι είναι ευγενές αέριο. Η αντιδραστικότητα των μετάλλων καθώς και των μη μετάλλων κατηγοριοποιείται με τη βοήθεια της αντίστοιχης ηλεκτρονικής τους διαμόρφωσης.