Quantenzahlen

Nach dem Atommodell von Niels Bohr befinden sich die Protonen und Neutronen eines Atoms im Kern, während die Elektronen ihn umgeben. Obwohl wir nicht genau wissen können, wo sich ein Elektron befindet, gibt es Bereiche, in denen es am wahrscheinlichsten zu finden ist, die Atomorbitale. Und wie können wir diese Orbitale bestimmen? Ganz einfach, mit Quantenzahlen.

Was sind die Quantenzahlen?

Es gibt 4 Quantenzahlen. Drei davon geben uns Auskunft darüber, wo sich ein Elektron eines bestimmten Atoms befindet, dh sie geben uns Auskunft über das Orbital. Andererseits sagt uns die vierte Quantenzahl nicht, wo das Elektron ist, sondern wie. Ist Ihnen das noch nicht ganz klar? Tue es!

• Hauptquantenzahl (n). Es ist das letzte zu füllende Energieniveau und gibt die Größe des Orbitals und damit den Abstand zwischen Kern und Elektron an. Wieso den? Sehr leicht. Je größer das Orbital, desto weiter kann das Elektron vom Atomkern entfernt sein.
• Azimutale oder sekundäre Quantenzahl (l). Geben Sie die Form des Orbitals an.
• Magnetische Quantenzahl (m). Gibt die Orientierung des Orbitals an.
• Spinquantenzahl (S). Sagen Sie, in welche Richtung sich das Elektron dreht.

Einfach richtig? Kommen wir zum wichtigsten!

Wie werden Quantenzahlen abgeleitet?

Um die Quantenzahlen zu erhalten, müssen Sie nur 2 einfache Schritte ausführen:

1. Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration.
2. Holen Sie sich die Quantenzahlen aus dem Differentialelektron (dem letzten, das das Orbital füllt).

Elektronische Konfiguration

Wir beginnen mit Schritt 1, schreiben die Elektronenkonfiguration. Wie? Es gibt zwei Methoden, um es zu tun, lass uns dazu kommen!

Möller-Diagramm

Diese Technik zeigt die Reihenfolge der Füllung der Orbitale durch die folgende Zeichnung an:

Dieses Diagramm wird durch das Aufbau-Prinzip bestimmt, das verteidigt, dass die Orbitale in aufsteigender Reihenfolge der Energie gefüllt werden, dh das Orbital mit der geringsten Energie wird früher gefüllt.

Um herauszufinden, welches Orbital mehr Energie hat, führen Sie die Operation n + l aus. Wenn diese Operation für zwei verschiedene Atome die gleiche Zahl ergibt, hat dasjenige, dessen Zahl n höher ist, mehr Energie. Mit anderen Worten, bei Gleichstand wird derjenige mit der niedrigsten Zahl n zuerst besetzt. Sehen wir es uns an einem Beispiel an:

4p: n + l -> 4 + 1 = 5

5s: n + l -> 5 + 0 = 5

Da es in der n + l-Regel einen Gleichstand gibt, füllt sie 4p früher, weil ihre Zahl n niedriger ist.

Kernel-Modell

Um die elektronische Konfiguration nach diesem Modell zu erhalten, müssen Sie das Periodensystem sehr gut kennen. Wenn wir die Ordnungszahl und Position des Elements in der Tabelle haben, ist es ein Kinderspiel!

Dieses Verfahren wird als vereinfachtes Verfahren angesehen, da es es ermöglicht, nicht die vollständige Elektronenkonfiguration schreiben zu müssen. Auf diese Weise können wir oben in Klammern den Namen des Edelgaselements schreiben und dann den Weg von diesem Edelgas zu dem betreffenden Element. Sehen wir uns ein Beispiel an:Daher schreiben wir die Trajektorie unter Berücksichtigung der Nummer der Periode (Zeile des Periodensystems) und der "Zone" und extrahieren, sobald die elektronische Konfiguration geschrieben ist, die Quantenzahlen.

Der Leuchtstoff (P) wird aus dem bisherigen Edelgas, also dem Neon, geschrieben:

P -> [Ne] 3s²3p³

Bei dieser Methode ist natürlich Vorsicht geboten, da die Zonen d und f Sonderzonen sind. Während der Fahrt werden wir in Zone d nicht die Nummer des Zeitraums (Reihe) eingeben, sondern die Nummer des Zeitraums minus eins. Das gleiche passiert mit der Fläche F, wir setzen nicht die Nummer der Periode, sondern die Nummer der Periode minus zwei. Mit ein paar Beispielen werden Sie es besser verstehen:

Nb -> [Kr] 5s¹4d⁴

Obwohl es sich in Periode 5 befindet, ziehen wir in Zone d 1 ab.

Nd -> [Xe] 6s²4f¹⁴

Obwohl es in Periode 6 ist, ziehen wir 2 ab, wenn wir uns in Zone f befinden.

Ausnahmen in der elektronischen Konfiguration

Die Elektronenkonfiguration weist einige Besonderheiten auf, die, wenn Sie sie nicht kennen, zu großen Kopfzuführungen führen können. Aber keine Panik verbreiten! Wir sagen es Ihnen!

Zone F

Zone F erscheint am unteren Rand des Periodensystems, ist aber tatsächlich in der Lücke "eingebettet", die wir in Weiß sehen, dh zwischen dem ersten und zweiten Element der letzten beiden Reihen von Zone D.

Du siehst es? Aus diesem Grund müssen wir manchmal, wenn wir die elektronische Konfiguration eines Elements in Zone F schreiben müssen, zum Beispiel Nd, ein Elektron in Zone D des entsprechenden Niveaus in Bezug auf das Element in Zone D setzen, das heißt bevor Sie Zone F betreten.

Ce -> [Xe] 6s²5d¹4f¹

Gruppe 6 und Gruppe 11

Übergangsmetalle der Gruppe 6 und der Gruppe 11 haben 4 bzw. 9 Elektronen in ihren letzten Schalen. Um ein stabileres Element zu sein, wird das s-Orbital angeregt und verliert ein Elektron, das zum nächsten Orbital, dem d, übergeht. Auf diese Weise wird das s-Orbital mit einem Elektron belassen; und d mit 5, wenn es ein Element der Gruppe 6 ist, oder mit 10, wenn es ein Element der Gruppe 11 ist.

Hier ist ein Beispiel:

Ag -> [Kr] 5s²4d⁹

Anscheinend wäre dies die Elektronenkonfiguration von Silber (Ag). Wenn jedoch ein Elektron aus dem s-Orbital verloren geht, sieht es so aus:

Ag -> [Kr] 5s¹4d¹⁰

Es gibt jedoch Ausnahmen von dieser Regel, wie Wolfram (Gruppe 6), das mit 2 Elektronen im s-Orbital und 4 im d-Orbital verbleibt.

Aber keine Sorge, die typischsten (Cr, Cu, Ag und Au) folgen dieser Regel.

Verstehst du es? Brunnen. Das ist alles, was Sie über die Elektronenkonfiguration wissen müssen. Kommen wir zu den Quantenzahlen!

Wie erhält man Quantenzahlen

Um die Quantenzahlen zu erhalten, müssen wir wissen, wie viele Elektronen in jede Orbitalschale passen, wenn man berücksichtigt, dass 2 Elektronen in ein Orbital passen.

• Schichten. Es hat nur ein Orbital, kann also 2 Elektronen aufnehmen.

• Schicht p. Es hat 3 Orbitale, also ist Platz für 6 Elektronen.

• Schicht d. Es hat 5 Orbitale, so dass es 10 Elektronen aufnehmen kann.

• Schicht f. Es hat 7 Orbitale, das heißt, es enthält 14 Elektronen.

Nachdem Sie nun verstanden haben, dass in jedem Orbital 2 Elektronen vorhanden sind, sollten Sie die Hundsche Regel kennen. Diese Regel besagt, dass beim Füllen von Orbitalen derselben Unterebene oder Schale, zum Beispiel der p-Schale, die Elektronen das Orbital in eine Richtung (positiv) und dann in die andere (negativ) füllen. Möchten Sie es an einem Beispiel sehen?

Wenn wir 2p . haben⁴, d. h. das 2p-Orbital mit 4 Elektronen, füllt sich nicht wie folgt:

Es wird wie folgt gefüllt:

Bekommst du es? Super, mal sehen, wie man die Zahlen berechnet:

• Quantenzahl n. Diese Zahl stimmt mit der Zahl der letzten Stufe der Elektronenkonfiguration überein. Wenn die Elektronenkonfiguration zum Beispiel in 4s . endet², ist die Hauptquantenzahl 4.
• Quantenzahl l. Diese Zahl hängt von der zuletzt gefüllten Schicht ab.
• Schicht s -> l = 0
• Schicht p -> l = 1
• Schicht d -> l = 2
• Schicht f -> l = 3
• Quantenzahl m. Die Zahl m kann ein beliebiger Wert zwischen -l und +l sein, hängt also von der Unterebene ab, in der sich das Differentialelektron befindet, dh davon, ob es s, p, d oder f ist. Wie man diese Zahl berechnet, ist etwas komplizierter, sehen wir es uns an ein paar Zeichnungen an:
• Layer s -> Wie wir gesehen haben, ist das l 0 wert, also kann das m nur 0 wert sein.
• Layer p -> Das l ist 1 wert, also kann das m -1, 0 oder 1 sein.

• Layer d -> Das l ist 2, also könnte das m -2, -1, 0, 1 und 2 sein.

• Layer f -> l ist 3 wert, also kann m -3, -2, -1, 0, 1, 2 und 3 sein.

Sie wissen bereits, wie die Orbitale gefüllt sind, daher hat die Quantenzahl m den Wert des Lochs, in dem sich das letzte gezogene Elektron befindet. Erinnern Sie sich an dieses Beispiel von früher?:

In diesem Fall ist m -1, da in der p-Schale (3 Orbitale) bei 4 Elektronen das letzte zu füllende das Negativ des ersten Orbitals wäre.

• Quantenzahlen. Die Quantenzahl s kann nur ½ und -½ wert sein. Wenn das letzte gezogene Elektron positiv ist, d. h. der Pfeil nach oben zeigt, ist s ½. Andererseits, wenn das letzte Elektron, das das Orbital füllt, negativ ist, d. h. der Pfeil nach unten zeigt, ist s -½.

Übungen und Beispiele

Ja, wir wissen bereits, dass dies alles eine Menge Informationen ist, aber Sie werden es mit einigen Beispielen besser verstehen. Auf geht's!

Beispiel 1

Selen (Se) -> Ordnungszahl: 34

1. Wir schreiben die Elektronenkonfiguration. Wir schreiben die Elektronenkonfiguration nach dem Moeller-Diagramm, wobei wir berücksichtigen, dass die s-, p-, d- und f-Orbitale 2, 6, 10 bzw. 14 Elektronen haben. Wir schreiben die Konfiguration, indem wir die Anzahl der Elektronen addieren, die als Exponent geschrieben wird.

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴

Da sich das 4p-Orbital nicht füllt, da sich die Elektronen zu 36 addieren würden, setzen wir 4p . nicht⁶aber 4p⁴.

2. Wir nehmen die Quantenzahlen heraus. Dazu betrachten wir das Valenz- oder Differentialelektron, also das letzte Elektron, das das Orbital gefüllt hat. In diesem Fall betrachten wir 4p⁴.
   • Hauptquantenzahl. Die letzte zu füllende Energiestufe war 4.

n = 4

• Sekundäre Quantenzahl. Die letzte zu füllende Energieunterebene war das p-Orbital.

l = 1

• Magnetische Quantenzahl. Wenn wir die Elektronen zeichnen, ist das letzte, das gefüllt wird, das erste Orbital der p-Schale.

m = -1

• Spinquantenzahl. Das letzte Elektron, das das p-Orbital besetzt, hat den Pfeil nach unten.

s = -½

Beispiel 2

Gold (Au) -> [Xe] 6s¹4f¹⁴5d¹⁰

• Hauptquantenzahl -> n = 5
• Sekundäre Quantenzahl -> l = 2
• Magnetische Quantenzahl -> m = 2
• Spinquantenzahl -> s = -½

Und das ist alles! Jetzt sind Sie an der Reihe, könnten Sie die Elektronenkonfiguration durchführen und die Quantenzahlen der folgenden Elemente erhalten?:

Cr(24), Rb(37), Br(35), Lu(71), Au(79)