Elektronkonfiguration - Electron configuration

Elektroniske atomare og molekylære orbitaler

Et Bohr -diagram over lithium

I atomfysik og kvantekemi er elektronkonfigurationen fordelingen af elektroner i et atom eller molekyle (eller anden fysisk struktur) i atom- eller molekylære orbitaler . For eksempel er elektronkonfigurationen af neonatomet 1s ² 2s ² 2p ⁶ , hvilket betyder, at 1s, 2s og 2p subshells er optaget af henholdsvis 2, 2 og 6 elektroner.

Elektroniske konfigurationer beskriver hver elektron som at bevæge sig uafhængigt i en orbital, i et gennemsnitligt felt skabt af alle andre orbitaler. Matematisk er konfigurationer beskrevet af Slater -determinanter eller konfigurationstilstandsfunktioner .

Ifølge lovgivningen i kvantemekanikkens , for systemer med kun en elektron, er et niveau af energi i forbindelse med hver elektron konfiguration og i visse betingelser, elektroner kan bevæge sig fra en konfiguration til en anden ved emission eller absorption af en quantum af energi , i form af en foton .

Kendskab til elektronkonfigurationen af ​​forskellige atomer er nyttig til at forstå strukturen i det periodiske system . Dette er også nyttigt til at beskrive de kemiske bindinger, der holder atomer sammen. I bulkmaterialer hjælper den samme idé med at forklare de særlige egenskaber ved lasere og halvledere .

Skaller og underskaller

	s ( ℓ = 0)	p ( ℓ = 1)
	m = 0	m = 0	m = ± 1
	s	p z	p x	p y
n = 1
n = 2

Elektronkonfiguration blev først udtænkt under Bohr-modellen af atomet, og det er stadig almindeligt at tale om skaller og undershells på trods af fremskridtene i forståelsen af elektronernes kvantemekaniske natur.

En elektronskal er det sæt tilladte tilstande, der deler det samme hovedkvantantal , n (tallet før bogstavet i orbitaletiketten), som elektroner kan indtage. Et atoms n. Elektronskal kan rumme 2 n ² elektroner, f.eks. Kan den første skal rumme 2 elektroner, den anden skal 8 elektroner, den tredje skal 18 elektroner og så videre. Faktoren på to opstår, fordi de tilladte tilstande fordobles på grund af elektronspin- hver atomorbital indrømmer op til to ellers identiske elektroner med modsat spin, en med et spin +1/2 (normalt angivet med en pil op) og en med et spin −1/2 (med en pil ned).

En underskal er det sæt af tilstande, der er defineret af et fælles azimutalt kvantetal , ℓ, inden for en skal. Værdien af ​​ℓ er i området fra 0 til n - 1. Værdierne ℓ = 0, 1, 2, 3 svarer til henholdsvis s , p , d og f etiketterne. For eksempel har 3 d -underskallen n = 3 og ℓ = 2. Det maksimale antal elektroner, der kan placeres i en underskal, er givet ved 2 (2ℓ + 1). Dette giver to elektroner i en s subshell, seks elektroner i ap subshell, ti elektroner i ad subshell og fjorten elektroner i en f subshell.

Antallet af elektroner, der kan optage hver skal og hver underskal, stammer fra kvantemekanikkens ligninger, især Pauli -udelukkelsesprincippet , der siger, at ikke to elektroner i det samme atom kan have de samme værdier for de fire kvantetal .

Notation

Fysikere og kemikere bruger en standardnotation til at angive elektronkonfigurationer af atomer og molekyler. For atomer består notationen af ​​en sekvens af atomare subshell -etiketter (f.eks. For fosfor sekvensen 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) med antallet af elektroner, der er tildelt hver subshell placeret som et overskrift. For eksempel har hydrogen en elektron i s-orbitalen i den første skal, så dens konfiguration skrives 1s ¹ . Litium har to elektroner i 1s-subshell og en i (højere-energi) 2s-subshell, så dens konfiguration er skrevet 1s ²  2s ¹ (udtales "one-s-two, two-s-one"). Fosfor ( atomnummer 15) er som følger: 1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ²  3p ³ .

For atomer med mange elektroner kan denne notation blive lang, og derfor bruges en forkortet notation. Elektronkonfigurationen kan visualiseres som kerneelektronerne , svarende til ædelgassen i den foregående periode og valenselektronerne : hvert element i en periode adskiller sig kun med de sidste få underskaller. Fosfor er for eksempel i den tredje periode. Det adskiller sig fra den anden periode neon , hvis konfiguration er 1s ²  2s ²  2p ⁶ , kun ved tilstedeværelsen af ​​en tredje skal. Den del af dens konfiguration, der svarer til neon, forkortes som [Ne], så konfigurationen af ​​fosfor kan skrives som [Ne] 3s ²  3p ³ frem for at skrive detaljerne i konfigurationen af ​​neon eksplicit. Denne konvention er nyttig, da det er elektronerne i den yderste skal, der mest bestemmer elementets kemi.

For en given konfiguration er rækkefølgen af ​​at skrive orbitalerne ikke helt fast, da kun orbitalbesættelserne har fysisk betydning. F.eks. Kan elektronkonfigurationen af titanium grundtilstand skrives som enten [Ar] 4s ²  3d ² eller [Ar] 3d ²  4s ² . Den første notation følger den rækkefølge, der er baseret på Madelung -reglen for konfigurationer af neutrale atomer; 4s udfyldes før 3d i sekvensen Ar, K, Ca, Sc, Ti. Den anden notation grupperer alle orbitaler med den samme værdi af n sammen, svarende til den "spektroskopiske" orden af ​​orbitalenergier, der er omvendt af den rækkefølge, hvor elektroner fjernes fra et givet atom for at danne positive ioner; 3d udfyldes før 4s i sekvensen Ti ⁴⁺ , Ti ³⁺ , Ti ²⁺ , Ti ⁺ , Ti.

Overskriften 1 for et enkelt besat underskal er ikke obligatorisk; for eksempel kan aluminium skrives som enten [Ne] 3s ²  3p ¹ eller [Ne] 3s ²  3p. I atomer, hvor en subshell er ubeboet på trods af at højere subshells er besat (som det er tilfældet i nogle ioner, samt visse neutrale atomer vist at afvige fra Madelung -reglen ), er den tomme subshell enten betegnet med en overskrift 0 eller helt udeladt . For eksempel kan neutralt palladium skrives som enten [Kr] 4d ¹⁰ 5s ⁰ eller blot [Kr] 4d ¹⁰ , og lanthanum (III) -ionen kan skrives som enten [Xe] 4f ⁰ eller blot [Xe].

Det er ganske almindeligt at se bogstaverne i orbitaletiketterne (s, p, d, f) skrevet med kursiv eller skråt skrifttype, selvom International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) anbefaler et normalt skrifttype (som det bruges her) . Valget af bogstaver stammer fra et nu forældet system til kategorisering af spektrale linjer som "skarp", "hovedstol", "diffus" og "grundlæggende" (eller "fin"), baseret på deres observerede fine struktur : deres moderne brug angiver orbitaler med et azimutalt kvantetal , l , på henholdsvis 0, 1, 2 eller 3. Efter "f" fortsætter sekvensen alfabetisk "g", "h", "i" ... ( ℓ  = 4, 5, 6 ...) og springer "j" over, selvom orbitaler af disse typer sjældent er nødvendige.

Elektronkonfigurationer af molekyler er skrevet på en lignende måde, bortset fra at molekylære orbitalmærker bruges i stedet for atomiske orbitalmærker (se nedenfor).

Energi fra grundtilstand og ophidsede tilstande

Energien forbundet med en elektron er dens orbital. Energien i en konfiguration er ofte tilnærmet som summen af ​​energien for hver elektron, idet man ignorerer elektron-elektron-interaktionerne. Den konfiguration, der svarer til den laveste elektroniske energi, kaldes grundtilstanden . Enhver anden konfiguration er en begejstret tilstand .

Som et eksempel er natriumatomets grundtilstandskonfiguration 1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ¹ , som udledes af Aufbau -princippet (se nedenfor). Den første exciterede tilstand opnås ved at promovere en 3s elektron til 3p orbitalen for at opnå 1s ²  2s ²  2p ⁶  3p ¹ konfigurationen, forkortet som 3p niveauet. Atomer kan bevæge sig fra en konfiguration til en anden ved at absorbere eller udsende energi. I en natriumdamplampe eksiteres natriumatomer f.eks. Til 3p-niveauet ved en elektrisk udladning og vender tilbage til jordtilstanden ved at udsende gult lys med bølgelængde 589 nm.

Normalt involverer excitation af valenselektroner (såsom 3s for natrium) energier svarende til fotoner af synligt eller ultraviolet lys. Excitation af kerneelektroner er mulig, men kræver meget højere energier, generelt svarende til røntgenfotoner . Dette ville for eksempel være tilfældet for at excitere en 2p elektron af natrium til 3s niveauet og danne den exciterede 1s ²  2s ²  2p ⁵  3s ² konfiguration.

Resten af ​​denne artikel omhandler kun grundtilstandskonfigurationen, der ofte omtales som "et" konfiguration af et atom eller molekyle.

Historie

Irving Langmuir var den første til at foreslå i sin artikel "The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules" fra 1919, hvor han, baseret på Gilbert N. Lewis ' kubiske atomteori og Walther Kossels kemiske bindingsteori, skitserede sin "koncentriske teori" af atomstruktur ". Langmuir havde udviklet sit arbejde med elektronatomstrukturen fra andre kemikere, som det fremgår af udviklingen af det periodiske system og Octet -reglen . Niels Bohr (1923) inkorporerede Langmuirs model om, at periodiciteten i elementernes egenskaber kan forklares med atomets elektroniske struktur. Hans forslag var baseret på den dengang aktuelle Bohr -model af atomet, hvor elektronskallerne var kredsløb i en fast afstand fra kernen. Bohrs originale konfigurationer ville virke mærkelige for en nutidig kemiker: svovl blev givet som 2.4.4.6 i stedet for 1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ²  3p ⁴ (2.8.6). Bohr brugte 4 og 6 efter Alfred Werners papir fra 1893. Faktisk troede kemikerne på atomer længe før fysikerne. Langmuir begyndte sit referat ovenfor med at sige: “Problemet med atomernes struktur er hovedsageligt blevet angrebet af fysikere, der ikke har overvejet meget de kemiske egenskaber, som i sidste ende skal forklares ved en teori om atomstruktur. Den store mængde viden om kemiske egenskaber og relationer, som er opsummeret i det periodiske system, bør tjene som et bedre fundament for en teori om atomstruktur end de relativt sparsomme eksperimentelle data langs rent fysiske linjer ... Disse elektroner arrangerer sig selv i en række koncentriske skaller, den første skal indeholder to elektroner, mens alle andre skaller har en tendens til at holde otte. ” Valenselektronerne i atomet blev beskrevet af Richard Abegg i 1904.

I 1924 inkorporerede E. C. Stoner Sommerfelds tredje kvantetal i beskrivelsen af ​​elektronskaller og forudsagde korrekt, at svovlens skalstruktur var 2.8.6. Men hverken Bohrs system eller Stoner's kunne korrekt beskrive ændringerne i atomspektre i et magnetfelt ( Zeeman -effekten ).

Bohr var udmærket klar over denne mangel (og andre) og havde skrevet til sin ven Wolfgang Pauli for at bede om hans hjælp til at redde kvanteteorien (systemet nu kendt som " gammel kvanteteori "). Pauli indså, at Zeeman -effekten kun måtte skyldes atomets yderste elektroner, og var i stand til at gengive Stoners skalstruktur, men med den korrekte struktur af underskaller, ved at han inkluderede et fjerde kvantetal og hans ekskluderingsprincip (1925) :

Det bør være forbudt for mere end én elektron med den samme værdi af hovedkvantetallet n at have den samme værdi for de tre andre kvantetal k [ ℓ ], j [ m _ℓ ] og m [ m _s ].

Den Schrödingerligningen , offentliggjort i 1926, gav tre af de fire kvantetal som en direkte konsekvens af dens løsning til hydrogenatomet: denne løsning giver de atomorbitaler, der i dag er vist i lærebøger kemi (og derover). Undersøgelsen af ​​atomspektre gjorde det muligt at bestemme atomkonfigurationer af atomer eksperimentelt og førte til en empirisk regel (kendt som Madelungs regel (1936), se nedenfor) for den rækkefølge, hvor atomorbitaler er fyldt med elektroner.

Atomer: Aufbau -princippet og Madelung -reglen

Den Aufbau princip (fra tysk Aufbau , "opbygge, konstruktion") var en vigtig del af Bohrs oprindelige idé om elektron konfiguration. Det kan angives som:

maksimalt to elektroner sættes i orbitaler i størrelsesordenen for stigende orbitalenergi: de laveste energiunderskaller fyldes, før elektroner placeres i orbitaler med højere energi.

Den omtrentlige rækkefølge for fyldning af atomorbitaler efter pilene fra 1s til 7p. (Efter 7p inkluderer ordren underskaller uden for diagrammets område, der starter med 8s.)

Princippet fungerer meget godt (for atomernes grundtilstande) for de kendte 118 elementer, selvom det nogle gange er lidt forkert. Den moderne form for aufbau -princippet beskriver en orden af ​​orbitalenergier givet af Madelungs styre (eller Klechkowskis styre). Denne regel blev først angivet af Charles Janet i 1929, genopdaget af Erwin Madelung i 1936 og senere givet en teoretisk begrundelse af VM Klechkowski :

1. Underskaller udfyldes i størrelsesordenen for stigende n + ℓ .
2. Hvor to underskaller har samme værdi på n + ℓ , udfyldes de i rækkefølge efter stigende n .

Dette giver følgende rækkefølge for udfyldning af orbitalerne:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p og 9s)

I denne liste er underskallerne i parentes ikke optaget i grundtilstanden for det tungeste atom, der nu er kendt ( Og , Z = 118).

Aufbau -princippet kan anvendes i en modificeret form på protoner og neutroner i atomkernen , som i skalmodellen for kernefysik og atomkemi .

Periodiske system

Elektronkonfigurationstabel

Formen af ​​det periodiske system er tæt forbundet med elektronkonfigurationen af ​​elementernes atomer. For eksempel har alle elementerne i gruppe 2 en elektronkonfiguration på [E]  n s ² (hvor [E] er en inert gas -konfiguration) og har bemærkelsesværdige ligheder i deres kemiske egenskaber. Generelt skyldes periodiciteten af ​​det periodiske system med hensyn til periodiske tabelblokke klart antallet af elektroner (2, 6, 10, 14 ...), der er nødvendige for at fylde s, p, d og f underskaller. Disse blokke vises som de rektangulære sektioner i det periodiske system. Undtagelsen er helium , som på trods af at det er et s-blokatom konventionelt er placeret med de andre ædelgasser i p-blokken på grund af dets kemiske inertitet, en konsekvens af dets fulde ydre skal.

Den yderste elektronskal omtales ofte som "valensskallen" og (til en første tilnærmelse) bestemmer de kemiske egenskaber. Det skal huskes, at lighederne i de kemiske egenskaber blev bemærket mere end et århundrede før tanken om elektronkonfiguration. Det er ikke klart, hvor langt Madelungs regel forklarer (snarere end blot beskriver) det periodiske system, selvom nogle egenskaber (f.eks. Den almindelige +2 -oxidationstilstand i første række af overgangsmetallerne) naturligvis ville være anderledes med en anden orbitalrækkefølge fyldning.

Mangler ved aufbau -princippet

Aufbau -princippet hviler på et grundlæggende postulat om, at orbitalenergiens rækkefølge er fast, både for et givet element og mellem forskellige elementer; i begge tilfælde er dette kun omtrent sandt. Det betragter atomorbitaler som "kasser" med fast energi, i hvilke der kan placeres to elektroner og ikke mere. Imidlertid afhænger energien af ​​en elektron "i" en atomorbit af energierne fra alle atomets andre elektroner (eller ion eller molekyle osv.). Der er ingen "elektroneløsninger" til systemer med mere end en elektron, kun et sæt mangeelektroniske løsninger, der ikke kan beregnes nøjagtigt (selvom der er matematiske tilnærmelser til rådighed, f.eks. Hartree-Fock-metoden ).

Det faktum, at aufbau-princippet er baseret på en tilnærmelse, kan ses på det faktum, at der overhovedet er en næsten fast fyldningsordre, at inden for en given skalle s-orbitalen altid er fyldt før p-orbitalerne. I et hydrogenlignende atom , som kun har en elektron, har s-orbitalen og p-orbitalerne i den samme skal nøjagtig den samme energi, til en meget god tilnærmelse i fravær af eksterne elektromagnetiske felter. (Men i et ægte brintatom er energiniveauerne let opdelt af kerneens magnetfelt og af de kvanteelektrodynamiske virkninger af lammeskiftet .)

Ionisering af overgangsmetallerne

Den naive anvendelse af aufbau-princippet fører til et velkendt paradoks (eller tilsyneladende paradoks) i overgangsmetallernes grundlæggende kemi . Kalium og calcium optræder i det periodiske system før overgangsmetallerne og har elektronkonfigurationer henholdsvis [Ar] 4s ¹ og [Ar] 4s ² , dvs. 4s-orbitalen er fyldt før 3d-orbitalen. Dette er i overensstemmelse med Madelungs regel, da 4s-orbital har n + ℓ  = 4 ( n  = 4, ℓ  = 0), mens 3d-orbital har n + ℓ  = 5 ( n  = 3, ℓ  = 2). Efter calcium har de fleste neutrale atomer i den første serie af overgangsmetaller (Sc – Zn) konfigurationer med to 4s elektroner, men der er to undtagelser. Chrom og kobber har henholdsvis elektronkonfigurationer [Ar] 3d ⁵  4s ¹ og [Ar] 3d ¹⁰  4s ¹ , dvs. at en elektron er gået fra 4s-orbitalen til en 3d-orbital for at generere en halvfyldt eller fyldt underskal. I dette tilfælde er den sædvanlige forklaring, at "halvfyldte eller helt fyldte underskaller er særligt stabile arrangementer af elektroner". Dette understøttes dog ikke af fakta, da wolfram (W) har en Madelung-følgende d ⁴ s ^2- konfiguration og ikke d ⁵ s ¹ , og niob (Nb) har en uregelmæssig d ⁴ s ^1- konfiguration, der ikke giver den en halvfyldt eller helt fyldt underskal.

Det tilsyneladende paradoks opstår, når elektroner fjernes fra overgangsmetalatomerne for at danne ioner . De første elektroner, der skulle ioniseres, kommer ikke fra 3d-orbitalen, som man ville forvente, hvis den var "højere i energi", men fra 4s-orbitalen. Denne elektronudveksling mellem 4s og 3d findes for alle atomer i den første serie af overgangsmetaller. Konfigurationerne af de neutrale atomer (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...) følger normalt ordren 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...; de successive ioniseringstrin af et givet atom (såsom Fe ⁴⁺ , Fe ³⁺ , Fe ²⁺ , Fe ⁺ , Fe) følger imidlertid normalt rækkefølgen 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, .. .

Dette fænomen er kun paradoksalt, hvis det antages, at atomordenes ordener er faste og upåvirkede af atomladningen eller af tilstedeværelsen af ​​elektroner i andre orbitaler. Hvis det var tilfældet, ville 3d-orbitalen have den samme energi som 3p-orbitalen, som den gør i brint, men det gør den tydeligvis ikke. Der er ingen særlig grund til, at Fe ²⁺ -ionen skal have den samme elektronkonfiguration som chromatomet, da jern har to flere protoner i sin kerne end chrom, og at kemien i de to arter er meget forskellig. Melrose og Eric Scerri har analyseret ændringerne i kredsløbsenergi med orbitale besættelser med hensyn til to-elektroners frastødningsintegraler i Hartree-Fock-metoden til beregning af atomstruktur. For nylig har Scerri hævdet, at i modsætning til hvad der er angivet i langt de fleste kilder, herunder titlen på hans tidligere artikel om emnet, er 3d orbitaler snarere end 4'ere faktisk foretrukket besat.

I kemiske miljøer kan konfigurationer ændre sig endnu mere: Th ³⁺ som bare ion har en konfiguration på [Rn] 5f ¹ , men i de fleste Th ^III -forbindelser har thoriumatomet en 6d ¹ -konfiguration i stedet. For det meste er det, der er til stede, snarere en superposition af forskellige konfigurationer. For eksempel er kobbermetal ikke godt beskrevet af enten en [Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹ eller en [Ar] 3d ⁹ 4s ² konfiguration, men er temmelig godt beskrevet som et 90% bidrag af den første og et 10% bidrag på Sekundet. Faktisk er synligt lys allerede nok til at excitere elektroner i de fleste overgangsmetaller, og de "strømmer" ofte kontinuerligt gennem forskellige konfigurationer, når det sker (kobber og dets gruppe er en undtagelse).

Lignende ionlignende 3d ^x 4s ^0- konfigurationer forekommer i overgangsmetalkomplekser som beskrevet af den simple krystalfeltteori , selvom metallet har oxidationstilstand  0. For eksempel kan chromhexacarbonyl beskrives som et chromatom (ikke ion) omgivet af seks kulilte -ligander . Elektronkonfigurationen af ​​det centrale chromatom er beskrevet som 3d ^6, hvor de seks elektroner fylder de tre d-orbitaler med lavere energi mellem liganderne. De to andre d orbitaler er ved højere energi på grund af krystallfeltet i liganderne. Dette billede stemmer overens med den eksperimentelle kendsgerning, at komplekset er diamagnetisk , hvilket betyder, at det ikke har nogen uparrede elektroner. I en mere præcis beskrivelse ved hjælp af molekylær orbitalteori er de d-lignende orbitaler, der optages af de seks elektroner, ikke længere identiske med d-orbitalerne i det frie atom.

Andre undtagelser fra Madelungs styre

Der er flere flere undtagelser fra Madelungs styre blandt de tungere grundstoffer, og efterhånden som atomnummeret stiger, bliver det mere og mere vanskeligt at finde enkle forklaringer som f.eks. Stabiliteten i halvfyldte underskaller. Det er muligt at forudsige de fleste undtagelser ved Hartree -Fock -beregninger, som er en omtrentlig metode til at tage hensyn til de andre elektroners effekt på orbitalenergier. Kvalitativt kan vi for eksempel se, at 4d -elementerne har den største koncentration af Madelung -anomalier, fordi 4d -5s -hullet er mindre end 3d -4s og 5d ​​-6s -hullerne.

For de tungere grundstoffer er det også nødvendigt at tage hensyn til virkningerne af særlig relativitet på atomorbitalernes energier, da elektronerne i indre skal bevæger sig med hastigheder, der nærmer sig lysets hastighed . Generelt har disse relativistiske effekter en tendens til at reducere energien i s-orbitalerne i forhold til de andre atomorbitaler. Dette er grunden til, at de 6d -elementer forudsiges at have ingen Madelung -anomalier bortset fra lawrencium (for hvilke relativistiske effekter også stabiliserer p _1/2 -banen og forårsager dens belægning i grundtilstanden), da relativitet griber ind for at gøre 7'ernes orbitaler lavere energi end de 6d.

Tabellen herunder viser konfigurationerne af f-blok (grøn) og d-blok (blå) atomer. Det viser grundtilstandskonfigurationen med hensyn til orbitalbelægning, men det viser ikke grundtilstanden med hensyn til sekvensen af ​​orbitalenergier som bestemt spektroskopisk. For eksempel i overgangsmetallerne har 4s orbital en højere energi end 3d orbitalerne; og i lanthaniderne er 6'erne højere end 4f og 5d. Jordtilstandene kan ses i elementernes elektronkonfigurationer (dataside) . Dette afhænger imidlertid også af ladningen: et Ca -atom har 4s lavere energi end 3d, men et Ca ²⁺ -kation har 3d lavere energi end 4s. I praksis er de konfigurationer, der forudsiges af Madelung -reglen, i det mindste tæt på grundtilstanden, selv i disse unormale tilfælde. De tomme f orbitaler i lanthan, actinium og thorium bidrager til kemisk binding, ligesom de tomme p orbitaler i overgangsmetaller.

Ledige s, d og f orbitaler er blevet vist eksplicit, som det lejlighedsvis gøres, for at understrege fyldningsordren og for at præcisere, at selv orbitaler, der ikke er besat i grundtilstanden (f.eks. Lanthanum 4f eller palladium 5s), kan være optaget og binde i kemiske forbindelser . (Det samme gælder også for p-orbitalerne, som ikke er eksplicit vist, fordi de faktisk kun er optaget for lawrencium i gasfasede jordtilstande.)

De forskellige anomalier beskriver de frie atomer og forudsiger ikke nødvendigvis kemisk adfærd. Således danner for eksempel neodym typisk +3 oxidationstilstand, på trods af dens konfiguration [Xe] 4f ⁴ 5d ⁰ 6s ^2, at hvis det tolkes naivt, ville det foreslå en mere stabil +2 oxidationstilstand svarende til kun at miste 6'ernes elektroner. I modsætning hertil er uran som [Rn] 5f ³ 6d ¹ 7s ² heller ikke særlig stabil i +3 oxidationstilstanden og foretrækker +4 og +6.

Elektronskallkonfigurationen af ​​elementer ud over hassium er endnu ikke blevet verificeret empirisk, men de forventes at følge Madelungs regel uden undtagelser indtil element 120 . Element 121 skal have den uregelmæssige konfiguration [ Og ] 8s ² 5g ⁰ 6f ⁰ 7d ⁰ 8p ¹ , have ap frem for ag elektron. Elektronkonfigurationer ud over dette er foreløbige, og forudsigelser er forskellige fra model til model, men Madelungs regel forventes at bryde sammen på grund af energienes nærhed til 5g, 6f, 7d og 8p _1/2 orbitaler. Når det er sagt, forventes fyldesekvensen 8s, 5g, 6f, 7d, 8p at holde cirka, med forstyrrelser på grund af den enorme spin-orbit-opdeling af 8p- og 9p-skallerne og den enorme relativistiske stabilisering af 9'ernes skal.

Åbne og lukkede skaller

I forbindelse med atomorbitaler er en åben skal en valensskal, der ikke er fuldstændigt fyldt med elektroner, eller som ikke har givet alle sine valenselektroner gennem kemiske bindinger med andre atomer eller molekyler under en kemisk reaktion. Omvendt opnås en lukket skal med en fuldstændigt fyldt valensskal. Denne konfiguration er meget stabil.

For molekyler betyder "åben skal", at der er uparrede elektroner. I molekylær orbitalteori fører dette til molekylære orbitaler, der er besat enkeltvis. I beregningskemiske implementeringer af molekylær orbitalteori skal åbne skalmolekyler håndteres enten med den begrænsede åbne skal-Hartree-Fock- metode eller den ubegrænsede Hartree-Fock- metode. Omvendt svarer en lukket skal-konfiguration til en tilstand, hvor alle molekylære orbitaler enten er dobbelt besat eller tomme (en singlet-tilstand ). Open shell -molekyler er sværere at studere beregningsmæssigt

Ædel gas konfiguration

Ædelgaskonfiguration er elektronkonfigurationen af ​​ædelgasser. Grundlaget for alle kemiske reaktioner er de kemiske grundelementers tendens til at opnå stabilitet. Hovedgruppens atomer overholder generelt oktetreglen , mens overgangsmetaller generelt adlyder 18-elektronreglen . De ædelgasser ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) er mindre reaktive end andre elementer, fordi de allerede har en ædelgas konfiguration. Oganesson forudsiges at være mere reaktiv på grund af relativistiske virkninger for tunge atomer.

Hvert system har en tendens til at opnå stabilitetstilstand eller en tilstand af minimumsenergi, og derfor deltager kemiske elementer i kemiske reaktioner for at opnå en stabil elektronisk konfiguration svarende til dens nærmeste ædelgas . Et eksempel på denne tendens er to hydrogen (H) atomer reagerer med et oxygen (O) atomet formular vand (H ₂ O). Neutral atomart hydrogen har 1 elektron i valensskal, og på dannelsen af vand erhverver en andel af en anden elektron fra oxygen, således at dets konfiguration svarer til den nærmeste ædelgas helium med 2 elektroner i valensskal. Tilsvarende har neutralt atomært oxygen 6 elektroner i valensskallen og erhverver en andel af to elektroner fra de to brintatomer, så dens konfiguration ligner den for dets nærmeste ædelgasneon med 8 elektroner i valensskallen.

Elektronkonfiguration i molekyler

I molekyler bliver situationen mere kompleks, da hvert molekyle har en anden kredsløbsstruktur. De molekylære orbitaler er mærket i henhold til deres symmetri , snarere end de atomære orbitale mærker, der bruges til atomer og monatomiske ioner: derfor er elektronkonfigurationen af dioxygenmolekylet , O ₂ , skrevet 1σ _g ²  1σ _u ²  2σ _g ²  2σ _u ²  3σ _g ²  1π _u ⁴  1π _g ² , eller ækvivalent 1σ _g ²  1σ _u ²  2σ _g ²  2σ _u ²  1π _u ⁴  3σ _g ²  1π _g ² . Udtrykket 1π _g ² repræsenterer de to elektroner i de to degenererede π*-orbitaler (antibonderende). Fra Hunds regler har disse elektroner parallelle drejninger i jordtilstanden , og derfor har dioxygen et netto magnetisk moment (det er paramagnetisk ). Forklaringen på paramagnetisme af dioxygen var en stor succes for molekylær orbitalteori .

Den elektroniske konfiguration af polyatomiske molekyler kan ændre sig uden absorption eller emission af en foton gennem vibronic -koblinger .

Elektronkonfiguration i faste stoffer

I et fast stof bliver elektronstaterne meget talrige. De ophører med at være diskrete og smelter effektivt sammen i kontinuerlige områder af mulige tilstande (et elektronbånd ). Begrebet elektronkonfiguration ophører med at være relevant og giver efter for båndteori .

Ansøgninger

Den mest udbredte anvendelse af elektronkonfigurationer er rationalisering af kemiske egenskaber, både i uorganisk og organisk kemi. Faktisk er elektronkonfigurationer sammen med en forenklet form for molekylær orbitalteori blevet den moderne ækvivalent til valensbegrebet , der beskriver antallet og typen af ​​kemiske bindinger, som et atom kan forventes at danne.

Denne tilgang tages videre i beregningskemi , som typisk forsøger at foretage kvantitative estimater af kemiske egenskaber. I mange år har påberåbt fleste sådanne beregninger på " lineær kombination af atomare orbitaler " (LCAO) tilnærmelse, under anvendelse af et stadig større og mere komplekse basissæt atomorbitalers som udgangspunkt. Det sidste trin i en sådan beregning er tildeling af elektroner mellem de molekylære orbitaler i henhold til Aufbau -princippet. Ikke alle metoder i beregningskemi er afhængige af elektronkonfiguration: densitet funktionel teori (DFT) er et vigtigt eksempel på en metode, der kasserer modellen.

For atomer eller molekyler med mere end én elektron er elektronernes bevægelse korreleret, og et sådant billede er ikke længere præcist. Et meget stort antal elektroniske konfigurationer er nødvendige for nøjagtigt at beskrive ethvert multi-elektron-system, og ingen energi kan knyttes til en enkelt konfiguration. Imidlertid er den elektroniske bølgefunktion normalt domineret af et meget lille antal konfigurationer, og derfor er begrebet elektronisk konfiguration fortsat afgørende for multi-elektron-systemer.

En grundlæggende anvendelse af elektronkonfigurationer er i fortolkningen af atomspektre . I dette tilfælde er det nødvendigt at supplere elektronkonfigurationen med et eller flere udtrykssymboler , som beskriver de forskellige energiniveauer, der er tilgængelige for et atom. Termsymboler kan beregnes for enhver elektronkonfiguration, ikke kun grundtilstandskonfigurationen anført i tabeller, selvom ikke alle energiniveauer observeres i praksis. Det er gennem analysen af ​​atomspektre, at grundtilstandens elektronkonfigurationer af elementerne blev eksperimentelt bestemt.

Se også

• Born – Oppenheimer tilnærmelse
• Elektronkonfigurationer af elementerne (dataside)
• Periodisk system (elektronkonfigurationer)
• Molekylært udtrykssymbol
• HOMO/LUMO
• Gruppe (periodisk tabel)
• d elektronantal
• Udvidet periodisk system  - diskuterer grænserne for det periodiske system
• Sfæriske harmoniske
• Uparret elektron
• Oktet -reglen
• Valence skal

Noter

eksterne links

• Hvordan ser et atom ud? Konfiguration i 3D