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9.5: Quantenmechanische Orbitale und Elektronenkonfigurationen


Lernziele

  • Stellen Sie die Organisation von Elektronen durch eine Elektronenkonfiguration und ein Orbitaldiagramm dar.

Die Flugroute eines Verkehrsflugzeugs wird von der Federal Aviation Administration sorgfältig geregelt. Jedes Flugzeug muss einen Abstand von fünf Meilen zu einem anderen Flugzeug einhalten, das auf derselben Höhe und 2.000 Fuß über und unter einem anderen Flugzeug fliegt (1.000 Fuß, wenn die Höhe weniger als 29.000 Fuß beträgt). Jedes Flugzeug hat also nur bestimmte Positionen, die es während des Fluges beibehalten darf. Wenn wir die Quantenmechanik erforschen, sehen wir, dass Elektronen ähnliche Einschränkungen hinsichtlich ihrer Position haben.

Orbitale

Wir können unser Wissen über Quantenzahlen anwenden, um die Anordnung von Elektronen für ein gegebenes Atom zu beschreiben. Wir tun dies mit etwas namens Elektronenkonfigurationen. Sie sind effektiv eine Karte der Elektronen für ein gegebenes Atom. Wir betrachten die vier Quantenzahlen für ein gegebenes Elektron und ordnen dieses Elektron dann einem bestimmten Orbital zu.

S-Orbitale

Für jeden Wert von (n) platziert ein Wert von (l=0) dieses Elektron in an (s)-Orbital. Dieses Orbital ist kugelförmig:

Abbildung (PageIndex{1}): (s)-Orbitale haben keine Orientierungspräferenz und ähneln Kugeln.

P Orbitale

Für die folgende Tabelle sehen wir, dass wir drei mögliche Orbitale haben können, wenn (l=1). Diese werden bezeichnet als (p)-Orbitale und haben Hantelformen. Jedes der (p)-Orbitale hat eine andere Orientierung im dreidimensionalen Raum.

Abbildung (PageIndex{2}): (p)-Orbitale haben eine Orientierungspräferenz und ähneln Hanteln.

D Orbitale

Wenn (l=2), (m_l)-Werte (-2, : -1, : 0, : +1, : +2) für insgesamt fünf (d)-Orbitale. Beachten Sie, dass alle fünf Orbitale spezifische dreidimensionale Orientierungen haben.

Abbildung (PageIndex{3}): (d)-Orbitale haben eine Orientierungspräferenz und weisen komplexe Strukturen auf.

F Orbitale

Die komplexeste Menge von Orbitalen sind die (f)-Orbitale. Wenn (l=3), (m_l)-Werte (-3, : -2, : -1, : 0, : +1, : +2, : +3 . sein können ) für insgesamt sieben verschiedene Orbitalformen. Beachten Sie auch hier die spezifischen Orientierungen der verschiedenen (f)-Orbitale.

Abbildung (PageIndex{4}): (f)-Orbitale haben eine Orientierungspräferenz und weisen recht komplexe Strukturen auf.

Orbitale mit gleichem Wert der Hauptquantenzahl bilden a Schale. Orbitale innerhalb einer Schale sind unterteilt in Unterschalen die den gleichen Wert der Winkelquantenzahl haben. Einige der zulässigen Kombinationen von Quantenzahlen werden in Tabelle (PageIndex{1}) verglichen.

Tabelle (PageIndex{1}): Elektronenanordnung innerhalb von Energieniveaus

Hauptquantenzahl (left( n ight))Zulässige UnterebenenAnzahl der Orbitale pro UnterebeneAnzahl der Orbitale pro HauptenergieniveauAnzahl der Elektronen pro UnterebeneAnzahl der Elektronen pro Hauptenergieniveau
1(s)1122
2(s)1428
(p)36
3(s)19218
(p)36
(d)510
4(s)116232
(p)36
(d)510
(f)714

Elektronenkonfigurationen

Können Sie eine Sache nennen, die Sie leicht vom Rest der Welt unterscheidet? Und wir sprechen hier nicht über DNA – die Sequenzierung ist etwas teuer. Für viele Menschen ist es ihre E-Mail-Adresse. Ihre E-Mail-Adresse ermöglicht es Menschen auf der ganzen Welt, Sie zu kontaktieren. Es gehört keinem anderen, sondern dient dazu, Sie zu identifizieren. Elektronen haben auch einen eindeutigen Satz von Identifikatoren in den Quantenzahlen, die ihre Position und ihren Spin beschreiben. Chemiker verwenden ein elektronische Konfiguration um die Organisation von Elektronen in Schalen und Unterschalen in einem Atom darzustellen. Eine Elektronenkonfiguration listet einfach die Schalen- und Unterschalenbezeichnungen auf, wobei ein rechts hochgestellter Index die Anzahl der Elektronen in dieser Unterschale angibt. Die Schalen und Unterschalen sind in der Reihenfolge der Füllung aufgelistet. Elektronen werden typischerweise um ein Atom herum organisiert, indem zuerst mit den niedrigsten möglichen Quantenzahlen begonnen wird, die die Schalen-Unterschalen mit niedrigeren Energien sind.

Zum Beispiel hat ein H-Atom ein einzelnes Elektron in der 1s-Unterschale. Seine Elektronenkonfiguration ist

[ce{H}:, 1s^1 onumber]

Er hat zwei Elektronen in der 1s-Unterschale. Seine Elektronenkonfiguration ist

[ce{He}:, 1s^2 onumber]

Die drei Elektronen für Li sind in der 1s-Unterschale (zwei Elektronen) und der 2s-Unterschale (ein Elektron) angeordnet. Die Elektronenkonfiguration von Li ist

[ce{Li}:, 1s^22s^1 onumber]

Be hat vier Elektronen, zwei in der 1. Unterschale und zwei in der 2. Unterschale. Seine Elektronenkonfiguration ist

[ce{Be}:, 1s^22s^2 onumber]

Nachdem nun die 2s-Unterschale gefüllt ist, müssen Elektronen in größeren Atomen in die 2p-Unterschale gehen, die maximal sechs Elektronen aufnehmen kann. Die nächsten sechs Elemente füllen nach und nach die 2p-Subshell:

  • B: 1s22s22p1
  • C: 1s22s22p2
  • N: 1s22s22p3
  • O: 1s22s22p4
  • F: 1s22s22p5
  • Ne: 1s22s22p6

Nachdem nun die 2p-Unterschale gefüllt ist (alle möglichen Unterschalen in der n = 2-Schale), muss das nächste Elektron für das nächstgrößere Atom in die n = 3-Schale, s-Unterschale, gehen.

Elemente der zweiten Periode

Perioden beziehen sich auf die horizontalen Zeilen des Periodensystems. Wenn Sie ein Periodensystem betrachten, sehen Sie, dass die erste Periode nur die Elemente Wasserstoff und Helium enthält. Dies liegt daran, dass das erste Hauptenergieniveau nur aus dem (s)-Unterniveau besteht und daher nur zwei Elektronen benötigt werden, um das gesamte Hauptenergieniveau zu füllen. Jedes Mal, wenn ein neues Hauptenergieniveau beginnt, wie beim dritten Element Lithium, beginnt eine neue Periode im Periodensystem. Wenn man sich über die zweite Periode bewegt, werden sukzessive Elektronen hinzugefügt. Mit Beryllium (left( Z=4 ight)) ist die Unterebene (2s) vollständig und die Unterebene (2p) beginnt mit Bor (left( Z=5 ight)). Da es drei (2p)-Orbitale gibt und jedes Orbital zwei Elektronen enthält, ist die (2p)-Unterebene nach sechs Elementen gefüllt. Tabelle (PageIndex{1}) zeigt die Elektronenkonfigurationen der Elemente in der zweiten Periode.

ElementnameSymbolOrdnungszahlElektronenkonfiguration

Tabelle (PageIndex{2}): Elektronenkonfigurationen von Elementen der zweiten Periode

Lithium(ce{Li})3(1s^2 2s^1)
Beryllium(ce{Sei})4(1s^2 2s^2)
Bor(ce{B})5(1s^2 2s^2 2p^1)
Kohlenstoff(ce{C})6(1s^2 2s^2 2p^2)
Stickstoff(ce{N})7(1s^2 2s^2 2p^3)
Sauerstoff(CEO})8(1s^2 2s^2 2p^4)
Fluor(ce{F})9(1s^2 2s^2 2p^5)
Neon(ce{Ne})10(1s^2 2s^2 2p^6)

Aufbauprinzip

Der Bau eines Gebäudes beginnt unten. Das Fundament ist gelegt und das Gebäude wird Schritt für Schritt gebaut. Sie können natürlich nicht mit dem Dach beginnen, da es keinen Platz zum Aufhängen gibt. Das Gebäude geht systematisch von der niedrigsten Ebene zur höchsten Ebene. Um Grundzustandselektronenkonfigurationen für ein beliebiges Element zu erzeugen, ist es notwendig zu wissen, wie die atomaren Unterniveaus in der Reihenfolge steigender Energie organisiert sind. Abbildung (PageIndex{5}) zeigt die Reihenfolge der steigenden Energie der Unterniveaus.

Das Unterniveau mit der niedrigsten Energie ist immer das Unterniveau (1s), das aus einem Orbital besteht. Das einzelne Elektron des Wasserstoffatoms wird das (1s)-Orbital besetzen, wenn sich das Atom im Grundzustand befindet. Wenn wir mit Atomen mit mehreren Elektronen fortfahren, werden diese Elektronen der nächstniedrigeren Unterebene hinzugefügt: (2s), (2p), (3s) und so weiter. Das Aufbauprinzip besagt, dass ein Elektron Orbitale in der Reihenfolge von der niedrigsten Energie zur höchsten besetzt. Das Aufbau-Prinzip wird manchmal auch als „Aufbau-Prinzip“ bezeichnet. Es ist erwähnenswert, dass Atome in Wirklichkeit nicht durch Hinzufügen von Protonen und Elektronen nacheinander aufgebaut werden und dass diese Methode uns nur eine Hilfestellung ist, um das Endergebnis zu verstehen.

Abbildung (PageIndex{5}): Elektronen werden den Atomorbitalen in der Reihenfolge von niedriger Energie (unten im Diagramm) nach hoch (oben im Diagramm) nach dem Aufbau-Prinzip hinzugefügt. Hauptenergieniveaus sind farbcodiert, während Unterniveaus gruppiert sind und jeder Kreis ein Orbital darstellt, das zwei Elektronen aufnehmen kann.

Wie in der obigen Abbildung zu sehen ist, beginnen sich die Energien der Unterniveaus in verschiedenen Hauptenergieniveaus schließlich zu überlappen. Nach der (3p)-Unterebene erscheint es logisch, dass die (3d)-Unterebene die nächstniedrigste Energie sein sollte. Das Unterniveau (4s) hat jedoch eine etwas niedrigere Energie als das Unterniveau (3d) und füllt sich daher zuerst. Auf die Füllung der (3d)-Unterebene folgt die (4p), dann die (5s) und die (4d). Beachten Sie, dass die Unterebene (4f) erst unmittelbar nach der Unterebene (6s) gefüllt wird. Abbildung (PageIndex{6}) ist eine nützliche und einfache Hilfe, um die Füllreihenfolge der atomaren Unterebenen zu verfolgen.

Abbildung (PageIndex{6}): Der Pfeil führt durch jede Unterschale in der entsprechenden Füllreihenfolge für Elektronenkonfigurationen. Dieses Diagramm ist einfach zu erstellen. Erstellen Sie einfach eine Spalte für alle s-Orbitale mit jeder n-Schale in einer separaten Zeile. Wiederholen Sie für p, d und f. Achten Sie darauf, nur Orbitale einzubeziehen, die von den Quantenzahlen zugelassen sind (kein 1p oder 2d usw.). Zeichnen Sie zum Schluss wie abgebildet diagonale Linien von oben nach unten.

Video (PageIndex{1}): Energieniveaus, Unterniveaus und Orbitale.

Beispiel (PageIndex{1}): Stickstoffatome

Stickstoff hat 7 Elektronen. Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration für Stickstoff.

Lösung:

Schauen Sie sich Abbildung (PageIndex{5}) genau an und verwenden Sie sie, um herauszufinden, wie viele Elektronen in jede Unterebene gehen und in welcher Reihenfolge die verschiedenen Unterebenen gefüllt werden.

1. Beginnen Sie mit dem Ausfüllen der 1so Unterebene. Dies ergibt 1so2. Jetzt sind alle Orbitale im roten Bereich nein = 1 Block sind gefüllt.

Da wir 2 Elektronen verwendet haben, gibt es 7 − 2 = 5 Elektronen übrig

2. Als nächstes füllen Sie die 2so Unterebene. Das gibt 1so22so2. Jetzt sind alle Orbitale in der so Unterebene der Orange nein = 2 Blöcke sind gefüllt.

Da wir 2 weitere Elektronen verwendet haben, gibt es 5 − 2 = 3 Elektronen übrig

3. Beachten Sie, dass wir nicht das gesamte Formular ausgefüllt haben nein = 2 Block noch… es gibt noch die p Orbitale!

Die letzten 3 Elektronen gehen in die 2p Unterebene. Das gibt 1so22so22p3

Die Gesamtelektronenkonfiguration ist: 1so22so22p3.

Beispiel (PageIndex{2}): Kaliumatome

Kalium hat 19 Elektronen. Schreiben Sie den Elektronenkonfigurationscode für Kalium.

Lösung

Schauen Sie sich diesmal Abbildung (PageIndex{5}) genau an.

1. Jetzt die nein = 1 Ebene ist gefüllt.

Da wir 2 Elektronen verwendet haben, gibt es 19 − 2 = 17 Elektronen übrig

2. Dies ergibt 1so22so2

Da wir noch 2 weitere Elektronen verwendet haben, gibt es 17 − 2 = 15 Elektronen übrig

3. Als nächstes füllen Sie die 2p Unterebene. Dies ergibt 1so22so22p6. Jetzt die nein = 2 Ebene ist gefüllt.

Da wir weitere 6 Elektronen verwendet haben, gibt es 15 − 6 = 9 Elektronen übrig

4. Als nächstes füllen Sie die 3so Unterebene. Das gibt 1so22so22p63so2

Da wir noch 2 weitere Elektronen verwendet haben, gibt es 9 − 2 = 7 Elektronen übrig

5. Als nächstes füllen Sie die 3p Unterebene. Dies ergibt 1so22so22p63so23p6

Da wir weitere 6 Elektronen verwendet haben, gibt es 7 − 6 = 1 Elektron übrig

Hier müssen wir aufpassen – gleich nach 3p6!

Denken Sie daran, 4so kommt vor 3d

6. Das letzte Elektron geht in die 4so Unterebene. Dies ergibt 1so22so22p63so23p64so1

Die Gesamtelektronenkonfiguration ist: 1so22so22p63so23p64so1

Übung (PageIndex{1}): Magnesium- und Natriumatome

Wie ist die Elektronenkonfiguration für Mg und Na?

Antwort Mg
Mg: 1s22s22p63s2
Antwort Nein
Nein: 1s22s22p63s1

Pauli-Ausschlussprinzip

Wenn wir uns die Orbitalmöglichkeiten für ein gegebenes Atom ansehen, sehen wir, dass es für jeden Atomtyp unterschiedliche Anordnungen von Elektronen gibt. Da jedes Elektron seine einzigartige Identität bewahren muss, spüren wir intuitiv, dass die vier Quantenzahlen eines bestimmten Elektrons nicht genau mit den vier Quantenzahlen eines anderen Elektrons in diesem Atom übereinstimmen müssen.

Für das Wasserstoffatom ist das kein Problem, da im (ce{H})-Atom nur ein Elektron vorhanden ist. Wenn wir jedoch zu Helium kommen, sehen wir, dass die ersten drei Quantenzahlen für die beiden Elektronen gleich sind: gleiches Energieniveau, gleiche Kugelform. Was die beiden Heliumelektronen unterscheidet, ist ihr Spin. Eines der Elektronen hat einen (+frac{1}{2})-Spin, während das andere Elektron einen (-frac{1}{2})-Spin hat. Die beiden Elektronen im (1s)-Orbital sind also jeweils einzigartig und unterscheiden sich voneinander, weil ihre Spins unterschiedlich sind. Diese Beobachtung führt zu dem Pauli-Ausschlussprinzip, die besagt, dass keine zwei Elektronen in einem Atom die gleiche Menge von vier Quantenzahlen haben können. Die Energie des Elektrons wird durch die Haupt-, Drehimpuls- und magnetische Quantenzahl angegeben. Wenn diese drei Zahlen für zwei Elektronen identisch sind, müssen die Spinzahlen unterschiedlich sein, damit die beiden Elektronen voneinander unterschieden werden können. Die beiden Werte der Spinquantenzahl ermöglichen es jedem Orbital, zwei Elektronen zu halten. Abbildung (PageIndex{7}) zeigt, wie die Elektronen in einem Diagramm dargestellt werden.

Abbildung (PageIndex{7}): In einem Orbitalfüllungsdiagramm stellt ein Quadrat ein Orbital dar, während Pfeile Elektronen darstellen. Ein nach oben zeigender Pfeil repräsentiert eine Drehrichtung, während ein nach unten zeigender Pfeil die andere Drehrichtung repräsentiert.

Hunds Regel

Die letzte der drei Regeln für die Konstruktion von Elektronenanordnungen erfordert, dass Elektronen einzeln in einem Satz von Orbitalen innerhalb derselben Unterebene platziert werden. Dies minimiert die natürlichen Abstoßungskräfte, die ein Elektron für ein anderes hat. Hunds Regel besagt, dass Orbitale gleicher Energie jeweils von einem Elektron besetzt sind, bevor jedes Orbital von einem zweiten Elektron besetzt wird und dass jedes einzelne Elektron den gleichen Spin haben muss. Die folgende Abbildung zeigt, wie ein Satz von drei (p)-Orbitalen mit einem, zwei, drei und vier Elektronen gefüllt wird.

Abbildung (PageIndex{8}): Die (2p)-Unterebene, für die Elemente Bor (left( Z=5 ight)), Kohlenstoff (left( Z=6 ight) ), Stickstoff (left( Z=7 ight)) und Sauerstoff (left( Z=8 ight)). Nach der Hundschen Regel tritt ein Elektron in jedes Orbital ein, bevor ein Orbital ein zweites Elektron erhält, wenn Elektronen zu einem Satz von Orbitalen gleicher Energie hinzugefügt werden.

Orbitale Füllungsdiagramme

Ein Orbitalfüllungsdiagramm ist die visuellere Art, die Anordnung aller Elektronen in einem bestimmten Atom darzustellen. In einem Orbitalfüllungsdiagramm werden die einzelnen Orbitale als Kreise (oder Quadrate) und Orbitale innerhalb einer Unterebene horizontal nebeneinander gezeichnet. Jedes Unterniveau ist durch sein Hauptenergieniveau und Unterniveau gekennzeichnet. Elektronen sind durch Pfeile innerhalb der Kreise gekennzeichnet. Ein nach oben zeigender Pfeil zeigt eine Drehrichtung an, während ein nach unten zeigender Pfeil die andere Richtung anzeigt. Die Orbitalfüllungsdiagramme für Wasserstoff, Helium und Lithium sind in der folgenden Abbildung dargestellt.

Abbildung (PageIndex{9}): Orbitalfüllungsdiagramme für Wasserstoff, Helium und Lithium.

Nach dem Aufbau-Verfahren werden Unterniveaus und Orbitale mit Elektronen in der Reihenfolge steigender Energie gefüllt. Da die (s)-Unterebene nur aus einem Orbital besteht, paart sich das zweite Elektron einfach wie beim Helium mit dem ersten Elektron. Das nächste Element ist Lithium und erfordert die Verwendung der nächsten verfügbaren Unterebene, der (2s).

Das Fülldiagramm für Kohlenstoff ist in Abbildung (PageIndex{10}) dargestellt. Es gibt zwei (2p)-Elektronen für Kohlenstoff und jedes besetzt sein eigenes (2p)-Orbital.

Abbildung (PageIndex{10}): Orbitalfüllungsdiagramm für Kohlenstoff.

Sauerstoff hat vier (2p)-Elektronen. Nachdem jedes (2p)-Orbital ein Elektron enthält, kann das vierte Elektron in das erste (2p)-Orbital mit einem entgegengesetzten Spin des anderen Elektrons in diesem Orbital platziert werden.

Abbildung (PageIndex{11}): Orbitalfüllungsdiagramm für Sauerstoff.

Wenn Sie Ihre Papiere in Manila-Ordnern aufbewahren, können Sie einen Ordner aufheben und sehen, wie viel er wiegt. Wenn Sie wissen möchten, wie viele verschiedene Papiere (Artikel, Bankunterlagen oder was Sie sonst noch in einem Ordner aufbewahren), müssen Sie alles herausnehmen und zählen. Ein Computerverzeichnis hingegen sagt Ihnen genau, wie viel Sie in jeder Datei haben. Wir können die gleichen Informationen über Atome erhalten. Wenn wir ein Orbitalfüllungsdiagramm verwenden, müssen wir Pfeile zählen. Wenn wir Elektronenkonfigurationsdaten betrachten, addieren wir einfach die Zahlen.

Beispiel (PageIndex{3}): Kohlenstoffatome

Zeichnen Sie das Orbitalfüllungsdiagramm für Kohlenstoff und schreiben Sie seine Elektronenkonfiguration.

Lösung

Schritt 1: Listen Sie die bekannten Mengen auf und planen Sie das Problem.

Bekannt

  • Ordnungszahl von Kohlenstoff, Z=6

Verwenden Sie das Füllreihenfolgediagramm, um ein Orbitalfülldiagramm mit insgesamt sechs Elektronen zu zeichnen. Folgen Sie Hunds Regel. Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration.

Schritt 2: Konstruieren Sie das Diagramm.

Orbitalfüllungsdiagramm für Kohlenstoff.

Elektronenkonfiguration 1s22s22p2

Schritt 3: Denken Sie über Ihr Ergebnis nach.

Auf die 2s-Unterebene folgt die 2p, und p-Unterebenen bestehen immer aus drei Orbitalen. Alle drei Orbitale müssen gezeichnet werden, auch wenn eines oder mehrere unbesetzt sind. Nach der Hundschen Regel tritt das sechste Elektron in das zweite dieser p-Orbitale ein und hat den gleichen Spin wie das fünfte Elektron.

Übung (PageIndex{2}): Elektronische Konfigurationen

Schreiben Sie die Elektronenkonfigurationen und Bahndiagramme für

  1. Kaliumatom: (ce{K})
  2. Arsenatom: (ce{As})
  3. Phosphoratom: (ce{P})
Antwort a:

Kalium: (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1)

Antwort b:

Arsen: (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^3)

Antwort c:

Phosphor (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3)

Die Atom-Nachbarschaft

Abbildung (PageIndex{12}): Die Atomumgebung. Quelle: Dr. Binh Dao, Sacramento City College.

Zusammenfassung

Es gibt vier verschiedene Klassen von Elektronenorbitalen. Diese Orbitale werden bestimmt durch den Wert der Drehimpulsquantenzahl l. Ein Orbital ist eine Wellenfunktion für ein Elektron, definiert durch die drei Quantenzahlen, nein, l und ichl. Orbitale definieren Regionen im Weltraum, in denen Sie wahrscheinlich Elektronen finden. so Orbitale (l = 0) sind kugelförmig. p Orbitale (l = 1) sind hantelförmig. Die drei möglichen p Orbitale stehen immer senkrecht aufeinander.

Die Notation der Elektronenkonfiguration vereinfacht die Angabe, wo sich Elektronen in einem bestimmten Atom befinden. Hochgestellte Zeichen werden verwendet, um die Anzahl der Elektronen in einer bestimmten Unterebene anzuzeigen. Das Aufbauprinzip gibt die Ordnung der Elektronenfüllung in einem Atom an. Es kann verwendet werden, um die Orte und Energieniveaus jedes Elektrons in einem gegebenen Atom zu beschreiben. Die Hundsche Regel gibt die Reihenfolge der Elektronenfüllung innerhalb einer Menge von Orbitalen an. Orbitalfüllungsdiagramme sind eine Möglichkeit, Elektronenpositionen in Orbitalen anzuzeigen. Das Pauli-Ausschlussprinzip legt Grenzen fest, wie identische Quantenzahlen für zwei Elektronen im selben Atom sein können.

Wortschatz

Hauptquantenzahl (nein)
Definiert das Energieniveau der Wellenfunktion für ein Elektron, die Größe der stehenden Welle des Elektrons und die Anzahl der Knoten in dieser Welle.
Quantenzahlen
Ganzzahlige Zahlen, die bestimmten Größen in der Elektronenwellenfunktion zugeordnet sind. Da stehende Elektronenwellen kontinuierlich sein müssen und sich nicht auf sich selbst "verdoppeln" dürfen, sind Quantenzahlen auf ganzzahlige Werte beschränkt.

Beiträge und Namensnennungen


9.5: Mehrelektronenatome

Atome mit mehr als einem Elektron, wie Helium (He) und Stickstoff (N), werden als Mehrelektronenatome bezeichnet. Wasserstoff ist das einzige Atom im Periodensystem, das ein Elektron in den Orbitalen im Grundzustand hat.

In wasserstoffähnlichen Atomen (solchen mit nur einem Elektron) ist die Nettokraft auf das Elektron genauso groß wie die elektrische Anziehungskraft des Kerns. Wenn jedoch mehr Elektronen beteiligt sind, spürt jedes Elektron (in der nn-Schale) nicht nur die elektromagnetische Anziehung des positiven Kerns, sondern auch Abstoßungskräfte anderer Elektronen in Schalen von &lsquo1&rsquo bis &lsquonn&lsquo. Dies führt dazu, dass die Nettokraft auf Elektronen in den äußeren Elektronenschalen betragsmäßig deutlich kleiner ist. Daher sind diese Elektronen nicht so stark an den Kern gebunden wie Elektronen näher am Kern. Dieses Phänomen wird oft als Orbitalpenetrationseffekt bezeichnet. Die Abschirmungstheorie erklärt auch, warum Valenzschalenelektronen leichter aus dem Atom entfernt werden.

Elektronenabschirmungseffekt: Ein Mehrelektronenatom mit inneren Elektronen, die äußere Elektronen vom positiv geladenen Kern abschirmen

Die Größe des Abschirmeffekts ist aufgrund von Effekten aus der Quantenmechanik schwer genau zu berechnen. Als Näherung kann die effektive Kernladung jedes Elektrons abgeschätzt werden durch: (mathrm<>=Z&minus&sigmaZ>_ ext = mathrm &ndash sigma), wobei (mathrm) ist die Anzahl der Protonen im Kern und &sigmasigma ist die durchschnittliche Anzahl der Elektronen zwischen dem Kern und dem betreffenden Elektron. &sigmasigma kann unter Verwendung der Quantenchemie und der Schrödinger-Gleichung oder unter Verwendung der empirischen Formel von Slater gefunden werden.

Betrachten Sie beispielsweise ein Natriumkation, ein Fluoranion und ein neutrales Neonatom. Jedes hat 10 Elektronen, und die Anzahl der Nichtvalenzelektronen beträgt zwei (10 Gesamtelektronen minus acht Valenzelektronen), aber die effektive Kernladung variiert, da jedes eine andere Anzahl von Protonen hat:

Folglich hat das Natriumkation die größte effektive Kernladung und damit den kleinsten Atomradius.


3.2 - Elektronenkonfigurationen von Atomen

Wenn Elektronen die Energieniveaus füllen, füllt es die Hauptenergieniveaus, Unterniveaus, Atomorbitale von der niedrigsten Energie zuerst. , um die Reihenfolge anzuzeigen, in der die Unterebenen nach Energie geordnet sind. Schauen Sie genau hin und Sie werden sehen:

  1. einige 4 Unterniveaus haben eine niedrigere Energie als ein 3 Unterniveau (d. h. 4so ist energieärmer als 3d)
  2. ein Unterniveau von 5 oder 6 hat eine niedrigere Energie als ein Unterniveau von 4 (d. h. 5p und 6so sind energieärmer als 4f )

Auf den ersten Blick scheint es, als ob die Reihenfolge der Elektronen zum Auffüllen der Atomorbitale zufällig ist. Lesen Sie weiter, um eine einfachere Möglichkeit zu finden, sich die Reihenfolge der Atomorbitale nach Energie zu merken.

3F - Füllreihenfolge der Unterebenen

Wie erinnern wir uns an die Reihenfolge, in der Elektronen die Unterebenen füllen?

  1. Schreiben Sie die Hauptenergieniveaus und ihre Unterniveaus in separate Linien (wie im Diagramm gezeigt).
  2. Zeichnen Sie Pfeile über die Unterebenen (siehe die roten diagonalen Linien im Diagramm, indem Sie die Maus über das Diagramm bewegen).
  3. Verbinden Sie die diagonalen Linien von einem Ende zum anderen (klicken Sie auf das Diagramm, um zu sehen, wie ich die roten diagonalen Linien verbunden habe).
  1. Folge den Pfeilen. Die Unterebenen sind von der niedrigsten Energie aus magisch in der richtigen Reihenfolge angeordnet. Vergleichen Sie die Reihenfolge der Befüllung der Unterebenen mit dem Energiediagramm der Unterebenen.

3G - Notationen der Elektronenkonfiguration

Es gibt eine Möglichkeit, die Elektronenanordnung in Atomen genau darzustellen. Werfen wir einen Blick auf das einfachste Atom, Wasserstoff.

Ein Wasserstoffatom hat 1 Elektron. Dieses Elektron wird das niedrigste Hauptenergieniveau besetzen, nein = 1, und die einzige Unterebene, so. Die Elektronenkonfiguration von Wasserstoff bezeichnen wir als

  • Helium hat 2 Elektronen die 2 Elektronen besetzen beide die so Unterebene der Hauptenergieebene 1.
    • Die Elektronenkonfiguration von Helium ist 1so 2
    • Die Elektronenkonfiguration von Lithium ist 1so 2 2so 1
    • Die Elektronenkonfiguration von Beryllium ist 1so 2 2so 2

    3H - Elektronenkonfiguration und das Periodensystem

    Es gibt ein Muster zwischen der Elektronenkonfiguration für die Elemente und ihren Positionen im Periodensystem. Sie sollten sich die ersten 20 Elemente genau ansehen und genau anschauen. Vergleichen Sie die Elektronenkonfiguration eines Elements und seine Position im Periodensystem.


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    Beispiele

    Die Elektronenkonfigurationen einiger weniger Elemente sind in diesem Unterabschnitt mit Illustrationen versehen.

    Wasserstoff

    Die Ordnungszahl von Wasserstoff ist 1. Daher enthält ein Wasserstoffatom 1 Elektron, das in die Unterschale der ersten Schale/Bahn platziert wird. Die Elektronenkonfiguration von Wasserstoff ist 1s 1 , wie unten dargestellt.

    Sauerstoff

    Die Ordnungszahl von Sauerstoff ist 8, was bedeutet, dass ein Sauerstoffatom 8 Elektronen enthält. Seine Elektronen werden in der folgenden Reihenfolge gefüllt:

    Daher ist die Elektronenkonfiguration von Sauerstoff 1s 2 2s 2 2p 4 , wie in der Abbildung unten gezeigt.

    ist es mit der elektronischen Konfiguration eines Elements gemeint?

    Die elektronische Konfiguration eines Elements ist eine symbolische Notation dafür, wie die Elektronen seiner Atome auf verschiedene Atomorbitale verteilt sind. Beim Schreiben von Elektronenkonfigurationen wird eine standardisierte Schreibweise verwendet, bei der zuerst das Energieniveau und die Art des Orbitals geschrieben werden, gefolgt von der Anzahl der im Orbital vorhandenen Elektronen hochgestellt. Die elektronische Konfiguration von Kohlenstoff (Ordnungszahl: 6) ist beispielsweise 1s22s22p2.

    Warum sind elektronische Konfigurationen wichtig?

    Elektronenkonfigurationen geben Einblick in das chemische Verhalten von Elementen, indem sie helfen, die Valenzelektronen eines Atoms zu bestimmen. Es hilft auch, Elemente in verschiedene Blöcke zu klassifizieren (wie die S-Block-Elemente, die P-Block-Elemente, die D-Block-Elemente und die F-Block-Elemente). Dies macht es einfacher, die Eigenschaften der Elemente gemeinsam zu untersuchen.

    ist die elektronische Konfiguration von Kupfer?

    Die elektronische Konfiguration von Kupfer ist [Ar]3d104s1. Diese Konfiguration widerspricht dem Aufbauprinzip aufgrund der relativ kleinen Energielücke zwischen dem 3d- und dem 4s-Orbital. Das vollständig gefüllte d-Orbital bietet mehr Stabilität als die teilgefüllte Konfiguration.


    Zweite Elektronenhülle

    Die zweite Elektronenschale kann acht Elektronen enthalten. Diese Schale enthält ein weiteres sphärisches s-Orbital und drei “hantel”-förmige p-Orbitale, von denen jedes zwei Elektronen aufnehmen kann. Nachdem das 1s-Orbital gefüllt ist, wird die zweite Elektronenschale gefüllt, zuerst ihr 2s-Orbital und dann ihre drei p-Orbitale. Beim Füllen der p-Orbitale nimmt jedes ein einzelnes Elektron auf, sobald jedes p-Orbital ein Elektron hat, kann ein zweites hinzugefügt werden. Lithium (Li) enthält drei Elektronen, die die erste und zweite Schale besetzen. Zwei Elektronen füllen das 1s-Orbital und das dritte Elektron füllt dann das 2s-Orbital. Seine Elektronenkonfiguration ist 1s 2 2s 1 . Neon (Ne) hingegen hat insgesamt zehn Elektronen: Zwei befinden sich in seinem innersten 1s-Orbital und acht füllen seine zweite Schale (je zwei in den 2s- und drei p-Orbitalen). Somit ist es ein Edelgas und energetisch stabil: Es geht selten eine chemische Bindung mit anderen Atomen ein.

    Diagramm der S- und P-OrbitaleDie Unterschalen sind kugelförmig. Sowohl die 1n- als auch die 2n-Hauptschale haben ein s-Orbital, aber die Kugel ist im 2n-Orbital größer. Jede Kugel ist ein einzelnes Orbital. p-Unterschalen bestehen aus drei hantelförmigen Orbitalen. Die Hauptschale 2n hat eine Unterschale p, aber die Schale 1 nicht.


    Atomorbitale

    Die Elektronen in der teilweise gefüllten äußersten Schale (oder Schalen) bestimmen die chemischen Eigenschaften des Atoms, das als Valenzschale bezeichnet wird. Jede Schale besteht aus einer oder mehreren Unterschalen, und jede Unterschale besteht aus einem oder mehreren Atomorbitalen.

    Die Eigenschaften eines Atoms hängen letztlich von der Anzahl der Elektronen in den verschiedenen Orbitalen und von der Kernladung ab, die die Kompaktheit der Orbitale bestimmt. Um die Eigenschaften der Elemente mit ihren Positionen im Periodensystem in Beziehung zu setzen, ist es oft praktisch, eine vereinfachte Ansicht des Atoms zu verwenden, in dem der Kern von einer oder mehreren konzentrischen kugelförmigen “Schalen,” . umgeben ist von denen jedes aus den höchsten Hauptquantenzahlorbitalen besteht, die mindestens ein Elektron enthalten. Dies sind s- und p-Orbitale und können d- oder f-Orbitale enthalten, was atomabhängig ist. Das Schalenmodell ist wie jedes wissenschaftliche Modell weniger eine Beschreibung der Welt als eine vereinfachte Betrachtungsweise, die uns hilft, verschiedene Phänomene zu verstehen und zu korrelieren.

    Wir werden uns verschiedene Visualisierungen des Periodensystems ansehen. Zunächst wäre es jedoch aufschlussreich, zu sehen, wie es logisch aufgebaut ist. Die heutige Tabelle ist das Ergebnis einer kontinuierlichen Anstrengung von mehr als 100 Jahren Beobachtung, Messung, Vorhersage und Beweis der Beziehungen chemischer und physikalischer Phänomene zu Elektronenkonfigurationen und -ladungen.


    Die Phase der Orbitale

    Beim Aufbau von Molekülorbitalen erzeugt die Phase der beiden Orbitale, die zusammenkommen, bindende und antibindende Orbitale.

    Lernziele

    Beschreiben Sie, wie sich Atomorbitale zu Molekülorbitalen verbinden.

    Die zentralen Thesen

    Wichtige Punkte

    • Das Elektron als Quantenteilchen kann keinen bestimmten Ort haben, aber das Orbital des Elektrons kann als die Raumregion um den Kern herum definiert werden, in der die mathematische Wahrscheinlichkeitsschwelle, das Elektron zu finden, einen beliebigen Wert überschreitet, z. B. 90% oder 99%.
    • Orbitale sind einfach mathematische Funktionen, die bestimmte Muster stehender Wellen beschreiben, die in einem Graphen dargestellt werden können, aber keine physikalische Realität haben.
    • Zwei Atomorbitale können sich in Abhängigkeit von ihrer Phasenbeziehung auf zwei Arten überlappen. Die Phase eines Orbitals ist eine direkte Folge der wellenartigen Eigenschaften von Elektronen.

    Schlüsselbegriffe

    • Molekülorbital: Das quantenmechanische Verhalten eines Elektrons in einem Molekül, das die Wahrscheinlichkeit beschreibt, dass das Elektron eine bestimmte Position und Energie einnimmt, die durch eine Linearkombination von Atomorbitalen angenähert wird.
    • Phase: Jeder Punkt oder Teil einer wiederkehrenden Reihe von Veränderungen, wie bei den Bewegungsänderungen eines der Teilchen, die eine Welle oder Schwingung bilden, ein Teil einer Reihe solcher Veränderungen, im Unterschied zu einem kontrastierenden Teil, als der Teil auf einem Seite einer Gleichgewichtslage, im Gegensatz zu der auf der gegenüberliegenden Seite.

    Elektronenorbitale definieren

    The electron is a quantum particle and cannot have a distinct location, but the electron’s orbital can be defined as the region of space around the nucleus in which the probability of finding the electron exceeds some arbitrary threshold value, such as 90% or 99%.

    Because of the wave-like character of matter, the orbital corresponds to a standing-wave pattern in 3-dimensional space that we can often represent more clearly in a 2-dimensional cross section. The quantity that is varying (“waving”) is a number denoted by ψ (psi), whose value varies from point to point according to the wavefunction for that particular orbital.

    Orbitals of all types are simply mathematical functions that describe particular standing-wave patterns that can be plotted on a graph but have no physical reality of their own. Because of their wavelike nature, two or more orbitals (i.e., two or more functions ψ) can be combined both in-phase and out-of-phase to yield a pair of resultant orbitals that, to be useful, must have squares that describe actual electron distributions in the atom or molecule.

    Molecular Orbitals and Their Phases

    When combining orbitals to describe a bonding interaction between two species, the symmetry requirements for the system dictate that the two starting orbitals must make two new orbitals. One orbital, based on in-phase mixing of the orbitals, will be lower in energy and termed bonding. Another orbital, based on out-of-phase mixing of the orbitals, will be higher in energy and termed anti-bonding.

    Hydrogen molecular orbitals: The dots here represent electrons. The in-phase combination of the s orbitals from the two hydrogen atoms provides a bonding orbital that is filled, whereas the out-of-phase combination provides an anti-bonding orbital that remains unfilled.

    Orbitals that Overlap

    Two atomic orbitals can overlap in two ways depending on their phase relationship. The phase of an orbital is a direct consequence of the wave-like properties of electrons. In graphical representations of orbitals, orbital phase is depicted either by a plus or minus sign (which have no relationship to electric charge) or by shading one lobe. The sign of the phase itself does not have physical meaning except when mixing orbitals to form molecular orbitals.

    Constructive Overlap

    Two same-sign orbitals have a constructive overlap forming a molecular orbital with the bulk of the electron density located between the two nuclei. This molecular orbital is called the bonding orbital and its energy is lower than that of the original atomic orbitals. A bond involving molecular orbitals that are symmetric with respect to rotation around the bond axis is called a sigma bond (σ-bond). If the phase changes, the bond becomes a pi bond (π-bond). Symmetry labels are further defined by whether the orbital maintains its original character after an inversion about its center if it does, it is defined gerade (g), German for “straight.” If the orbital does not maintain its original character, it is ungerade (u), German for “odd.”

    Destructive Overlap

    Atomic orbitals can also interact with each other out-of-phase, which leads to destructive cancellation and no electron density between the two nuclei at the so-called nodal plane depicted as a perpendicular dashed line. In this anti-bonding molecular orbital with energy much higher than the original atomic orbitals, any electrons present are located in lobes pointing away from the central internuclear axis. For a corresponding σ-bonding orbital, such an orbital would be symmetrical but differentiated from it by an asterisk, as in σ*. For a π-bond, corresponding bonding and antibonding orbitals would not have such symmetry around the bond axis and would be designated π and π*, respectively.

    Two p-orbitals forming a π-bond: If two parallel p-orbitals experience sideways overlap on adjacent atoms in a molecule, then a double or triple bond can develop. Although the π-bond is not as strong as the original σ-bond, its strength is added to the existing single bond.

    P-orbital overlap is less than head-on overlap between two s orbitals in a σ-bond due to orbital orientation. This makes the π-bond a weaker bond than the original σ-bond that connects two neighboring atoms however the fact that its strength is added to the underlying σ-bond bond makes for a stronger overall linkage. Electrons in π-bonds are often referred to as π- electrons. They limit rotational freedom about the double bond because a parallel orientation of the p-orbitals must be preserved to maintain the double or triple bond.


    Elektronenkonfiguration

    Many-electron atoms

    For many-electron atoms, as we have already mentioned, SE cannot be solved analytically because of the electron–electron interaction. The starting point is to ignore this part of the Hamiltonian. This leads to the orbital approximation oder der independent electron model. The multielectron wave function is approximated as a product of one-electron wave functions, orbitals. This product is called electron configuration . Each electron is described with its own, hydrogen-like orbital, obtained from its own SE (obviously with modified nuclear charge Z). What we have learned in previous subsections is that the lowest energy solution of the one-electron SE is 1s orbital. Would that mean that in the ground state of a multielectron atom, all electrons are going to be described by their 1s orbitals? Obviously, this is not correct. We know that independent electrons are not really independent. It is impossible that two electrons are in the same place. Remember, electrons are moving in four-dimensional space (spatial+spin), but their position is not known exactly. Instead of the particle’s position, we need to think of electrons as waves described completely by the set of four quantum numbers. Thus two electrons cannot have all four quantum numbers identical. Das ist Pauli’s exclusion principle. Another way of stating this is that each orbital can accommodate up to two electrons (with “opposite spins,” i.e., one α, das andere β). The last expression is commonly used while speaking about electron configuration. It may also look convenient to draw the configurations either in boxes or as line/arrow diagrams. It is also common to use an expression like “there are two electrons in d orbital,” or “1s orbital is occupied by two electrons.” However, never forget that an orbital (spin–orbital), by definition, is a one-electron wave function—it describes one, and only one electron. And strictly speaking, one cannot “put an electron in,” and an orbital cannot “accommodate an electron.” Again, orbitals are one-electron wave functions, described by four quantum numbers, used to approximate the multielectron wave function ( Autschbach, 2012 ). All the statements above are, of course, completely valid, but only if we are aware of their true meaning.

    We need to admit that the orbital approximation is very crude. Electron–electron interactions cannot be so small to be neglected. But there is a simple way our model can be improved, while still ignoring electron–electron repulsion explicitly. An electron in a multielectron atom can be considered as moving in the effective field created by the nucleus and all the other electrons. That means that the electron is “feeling” the nuclear charge, but it is reduced due to the presence of other electrons. Thus electron–electron repulsion is mimicked by the so-called electron shielding. The electrons with different nein und l quantum numbers will be shielded differently, that is, will feel different effective nuclear charge, Zeff. This points to one important difference compared to the hydrogen atom—the energy of the orbitals will depend both on nein (as in the H-atom case), but also on l quantum number. Thus the degeneracy of s, p, d levels with the same nein is removed. However, we still use the orbital approximation. The electron configuration is symbolically written as the product of all the “occupied” subshells, with a superscript indicating the number of electrons “in” it. A maximum number of electrons in each subshell is given by its degeneracy, 2(2l+1). For example, the ground state of He-atom is described as 1s 2 , of Li-atom 1s 2 2s 1 , of O-atom 1s 2 2s 2 2p 4 . Zeff can be determined by a set of semiempirical rules. More often it is a variable which can systematically improve an initial approximate wave function by the means of the variational calculations.

    To understand the effect of shielding we refer to Fig. 2.2 , which depicts the radial distributions of H-like orbitals. The angular wave function of each orbital is still described by spherical harmonics. While the radial part in the multielectron system will be different, the qualitative picture will still hold. Because of the higher nuclear charge (Zeff>1) nucleus will more strongly attract electrons, and the region of maximum probability density will be closer to the nucleus. The maximum radial probability of orbitals with the same nein is still on a similar distance from the nucleus regardless of different l Werte. The shell model of an atom gives rough features of the electron density of an atom. Within each shell, a finer picture is provided by the subshells. Electrons with lower nein are closer to the nucleus. They are tightly bound to the nucleus because they are only slightly shielded from the full nuclear charge. However, these electrons will reduce the average charge of the nucleus experienced by the electrons in orbitals with higher nein. Thus similarly to the H-atom, energy will be higher for orbitals with higher nein. Let us now try to understand why the orbitals with the same nein but different l will be shielded differently. Let us think about 2s and 2p orbitals. In the one-electron system, 2s and 2p orbitals are degenerate. 2s orbital will have higher kinetic energy in the radial part of the wave function (one radial node), but 2p orbital will have higher kinetic energy in angular part (one angular node), and the total energy will be the same in both cases (as it depends only on nein). But what happens in a multielectron atom, for example, in configurations 1s 2 2s 1 or 1s 2 2p 1 , which one would have lower energy? If we look into radial distributions of 2s and 2p orbitals ( Fig. 2.2 ), we see that 2s electron is, on average, slightly further away from the nucleus than a 2p electron. From that, naively, we could expect that energy of 2s electron will be higher than that of the 2p electron. But at the same time, the maximum of the 2p distribution is closer to the region occupied by the 1s electrons. Therefore 1s and 2p electrons are, on average, closer together than the 1s and 2s electrons. Consequently, the 1s and 2p electrons will repel each other more than 1s and 2s electrons ( Cooksy, 2014 ). Here, we are approximating the electron–electron repulsion by shielding, so 2p orbitals will be more shielded than 2s, and 2s orbital will have lower energy. Similar reasoning could be applied for 3s, 3p, and 3d orbitals. Within each subshell, 2(2l+1) degeneracy is not removed. The energy order of orbitals in the ground state of multielectron atoms is typically 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, (3d, 4s), 4p… The order of 3d and 4s orbitals will depend on atoms as they lie close in energy. Constructing the electron configuration is typically based on the Aufbauprinzip. The orbitals are arranged by increasing energy, and electrons are added one by one, according to this energy order, subject to the Pauli exclusion principle. A maximum of two electrons can be assigned to one orbital, and if so, then they will have paired spins. So far, we have not talked too much about the spin, but there is an additional rule that is accounted for during this build-up principle. When more than one orbital is available for occupation, which happens due to the degeneracies of subshells, electrons occupy separate orbitals (with different ichl values) before entering an already half-occupied orbital. Doing so, they will have parallel spins (e.g., both with α spin). Diese Hund’s rule of maximum multiplicity is obviously important only if we care about the occupation of orbitals with the same l Wert. For example, O-atom’s configuration, 1s 2 2s 2 2p 4 , can be written as 1 s 2 2 s 2 2 p x 2 2 p y 1 2 p z 1 , where the last two electrons are both α spin, and px, pja, pz indicates three electrons with ichl values −1, 0, +1, respectively. Qualitatively, occupying two different degenerate orbitals gives them a greater spatial separation, hence lower energy. Maximum spin is related to the effects of so-called spin correlation, which will be discussed shortly later. However, in the orbital approximation, all different occupations of subshells, microstates, are still degenerate. Specification of subshell occupation in electron configuration imitates the real ground state of atoms, with explicit electron–electron repulsion. Completely filled shells are tightly bound to the nucleus and these electrons are called core electrons. Electrons in partially filled shells are Valenzelektronen and are further away from the nucleus. As explained, core electrons shield valence ones from the nucleus. Core electrons usually do not contribute to the chemistry of atoms. Chemistry is often related mainly to the properties of valence electrons.

    Periodic system of elements

    The electron configuration of atoms explains the common form of the periodic system of elements ( Fig. 2.3 ). Elements are classified into “blocks” according to the subshell that is being “filled” as the atomic number increases. Each period starts with the elements whose highest energy electrons are in the neins orbital. These are s-elements, with group 1 having neins 1 and group 2 having neins 2 configuration of outermost electrons. The first period has only H and He because with nein=1 only s-orbitals are available. The second period will have six more elements, p-block (groups 13–18) elements that will have 2p orbitals occupied, obviously up to 2p 6 . The third period will also have eight elements, because of the occupation of 3s and 3p orbitals. The complications start with the fourth period. Orbital energies depend on Zeff, which is important for the relative order of, for example, 3d and 4s orbitals ( Eugen Schwarz, 2010 Eugen Schwarz and Rich, 2010 ). For K and Ca the order is 4s<3d, thus these two elements belong to the s-block and start the fourth period. However, from Sc on, the order is reversed, and the 3d orbital is lower in energy. The ground state configuration of Sc is however 3d 1 4s 2 . Because the 3d orbital is much more localized than the 4s orbital, the much greater repulsion energy of the two electrons in the 3d orbital is more important than the simple energy order of the orbitals. The total energy of the atom is lower despite populating the higher energy 4s orbital. The same reasoning is generally true for atoms Sc to Zn, and first-row d-block elements in the periodic system typically have valence electron configuration 3d nein 4s 2 . Exceptions are Cr (3d 5 4s 1 ) and Cu (3d 10 4s 1 ). A similar trend is observed in the fifth period. In the sixth period, filling 4f orbitals generates the f-block, rare earth elements. The energies of the 4f, 5d, and 6s orbitals are comparable, and true electronic configuration must be deduced considering effects that go beyond the one-electron picture. The ground state of cations is obtained by removing electrons from neutral atom configuration. In 3d metal cations that means removing electrons first from the 4s orbitals. Electronic configuration of TM cations, d nein , is the starting point of the LF approach for understanding the properties of coordination compounds (see details in the Ligand field theory section, as well as a discussion related to the oxidation states and using ionic configuration in complexes in the previous edition of this book Neese, 2013 ).

    Figure 2.3 . Periodic system of elements.

    We see that electronic configuration alone is not enough to describe the ground states of atoms. The true ground state is the state of lowest energy and needs to have included other effects, most notably electron–electron repulsion. Thus in principle, we cannot use electronic configuration and we must introduce terms. And spectroscopically determined ground electronic configurations are deduced from the transitions between true electronic states (terms).


    Quantum Numbers

    Quantum numbers refer to electrons, so I'll assume you mean the electron number that would correspond with the atomic number of the element. Quantum numbers are basically like an address for electrons, giving us information about the location of an electron from most general to most specific.

    We need to apply the Aufbau principle, Hund's rule and the Pauli exclusion principle to answer this question.

    Quantum numbers are listed in the following order: n, l, #m_l# , #m_s#

    n = principal number - tells us which energy level an electron is in
    l = angular number - tells us which sublevel and electron is in
    #m_l# = magnetic number - tells us which orbital the e- is in
    #m_s# = spin number - tells us if the electron is spin up or spin down

    The quantum numbers for electron 1 (hydrogen) are: 1,0,0,+1/2
    2 (He): 1,0,0,-1/2
    3 (Li): 2,0,0,+1/2
    4 (Be): 2,0,0,-1/2

    There is a lot of info you'll need to understand. - I'll recommend this video to help. Quantum numbers are discussed in the final minute but there is info through the entire video you'll use to determine quantum numbers.

    Zero electrons.
    Electrons don't share all four identical quantum numbers. Each electron has its own set of four quantum numbers. Something similar like people have unique fingerprint. Quantum number "is telling" us everything about electron.


    Schau das Video: Orbital Overlap (Oktober 2021).