Kwantumgetallen

Volgens het atoommodel van Niels Bohr bevinden de protonen en neutronen van een atoom zich in de kern, terwijl de elektronen eromheen zitten. Hoewel we niet kunnen weten waar een elektron precies is, zijn er gebieden waar het het meest waarschijnlijk wordt gevonden, de atomaire orbitalen. En hoe kunnen we die orbitalen bepalen? Heel eenvoudig, met behulp van kwantumgetallen.

Wat zijn de kwantumgetallen?

Er zijn 4 kwantumgetallen. Drie ervan geven ons informatie over waar een elektron van een bepaald atoom is, dat wil zeggen, ze geven ons informatie over de orbitaal. Aan de andere kant vertelt het vierde kwantumgetal ons niet waar het elektron is, maar hoe. Ben je hier nog niet helemaal duidelijk over? Ga ervoor!

• Hoofdkwantumnummer (N). Het is het laatste energieniveau dat wordt gevuld en geeft de grootte van de orbitaal aan en daarmee de afstand tussen de kern en het elektron. Waarom? Erg makkelijk. Hoe groter de orbitaal, hoe verder het elektron van de kern van het atoom kan zijn.
• Azimutaal of secundair kwantumgetal (l). Geef de vorm van de orbitaal aan.
• Magnetisch kwantumgetal (m). Geeft de oriëntatie van de orbitaal aan.
• Draai kwantumgetal (s). Vertel in welke richting het elektron draait.

Makkelijk toch? Laten we gaan met het belangrijkste!

Hoe worden kwantumgetallen afgeleid

Om de kwantumgetallen te krijgen, hoeft u slechts 2 eenvoudige stappen te volgen:

1. Schrijf de elektronenconfiguratie.
2. Haal de kwantumgetallen van het differentiële elektron (de laatste die de orbitaal vult).

Elektronische configuratie

We beginnen met stap 1, schrijf de elektronenconfiguratie. Hoe? Er zijn twee methoden om het te doen, laten we ernaartoe gaan!

Moeller-diagram

Deze techniek geeft de volgorde van het vullen van de orbitalen aan door de volgende tekening:

Dit diagram wordt beheerst door het Aufbau-principe, dat verdedigt dat de orbitalen in toenemende mate van energie vullen, dat wil zeggen dat de orbitaal met de minste energie eerder zal worden gevuld.

Om erachter te komen welke orbitaal meer energie heeft, voer je de bewerking n + l uit. Als deze bewerking voor twee verschillende atomen hetzelfde aantal oplevert, zal degene met het hoogste getal n meer energie hebben. Met andere woorden, bij een gelijke stand wordt degene met het laagste getal n het eerst gevuld. Laten we eens kijken met een voorbeeld:

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

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

Omdat er een gelijkspel is in de n + l-regel, vult deze 4p eerder omdat het getal n lager is.

Kernelmodel

Om de elektronische configuratie volgens dit model te krijgen, moet u het periodiek systeem heel goed kennen. Als we het atoomnummer en de positie van het element in de tabel hebben, is het een fluitje van een cent!

Deze methode wordt als een vereenvoudigde methode beschouwd, omdat hierdoor niet de volledige elektronenconfiguratie hoeft te worden geschreven. Op deze manier kunnen we de naam van het edelgaselement hierboven tussen haakjes schrijven, en dan het pad van dat edelgas naar het betreffende element. Laten we een voorbeeld bekijken:We zullen dus het traject schrijven rekening houdend met het nummer van de periode (rij van het periodiek systeem) en de "zone" en, zodra de elektronische configuratie is geschreven, zullen we de kwantumgetallen extraheren.

De fosfor (P) wordt geschreven uit het vorige edelgas, dat wil zeggen Neon:

P -> [Ne] 3s²3p³

Natuurlijk moet je voorzichtig zijn met deze methode, aangezien zones d en f speciale zones zijn. Terwijl we de reis maken, plaatsen we in zone d niet het nummer van de periode (rij), maar het nummer van de periode min één. Hetzelfde gebeurt met gebied F, we zullen niet het nummer van de periode zetten, maar het nummer van de periode minus twee. U zult het beter begrijpen met een paar voorbeelden:

Nb -> [Kr] 5s¹4d⁴

Hoewel het in periode 5 is, als we in zone d zijn, trekken we 1 af.

Nd -> [Xe] 6s²4f¹⁴

Hoewel het in periode 6 is, als we in zone f zijn, trekken we er 2 van af.

Uitzonderingen in de elektronische configuratie

De elektronenconfiguratie heeft een aantal speciale aspecten die, als je je er niet van bewust bent, kunnen leiden tot grote hoofdvoeders. Maar geen paniek zaaien! Wij zullen het je vertellen!

Zone F

Zone F verschijnt onderaan het periodiek systeem, maar is eigenlijk "ingebed" in de opening die we in het wit zien, dat wil zeggen tussen de eerste en tweede elementen van de laatste twee rijen van zone D.

Je ziet het? Om deze reden zullen we soms, wanneer we de elektronische configuratie van een element in zone F moeten schrijven, bijvoorbeeld Nd, een elektron in zone D van het overeenkomstige niveau moeten plaatsen met verwijzing naar dat element in zone D dat is voordat u zone F binnengaat.

Ce -> [Xe] 6s²5d¹4f¹

Groep 6 en Groep 11

Groep 6 en groep 11 overgangsmetalen hebben respectievelijk 4 en 9 elektronen in hun laatste schillen. Daarom, om een ​​stabieler element te zijn, wordt de s-orbitaal opgewonden en verliest een elektron, dat overgaat naar de volgende orbitaal, de d. Op deze manier blijft de s-orbitaal over met een elektron; en d met 5, als het een element van groep 6 is, of met 10, als het een element van groep 11 is.

Hier is een voorbeeld:

Ag -> [Kr] 5s²4d⁹

Blijkbaar zou dit de elektronenconfiguratie van zilver (Ag) zijn. Als je echter een elektron uit de s-orbitaal verliest, ziet het er als volgt uit:

Ag -> [Kr] 5s¹4d¹⁰

Er zijn echter uitzonderingen op deze regel, zoals Tungsten (groep 6), die overblijft met 2 elektronen in de s-orbitaal en 4 in de d-orbitaal.

Maar maak je geen zorgen, de meest typische (Cr, Cu, Ag en Au) volgen deze regel wel.

Snap je het? We zullen. Dat is alles wat u moet weten over elektronenconfiguratie. Laten we gaan voor kwantumgetallen!

Hoe kwantumgetallen te krijgen

Om de kwantumgetallen te krijgen, moeten we weten hoeveel elektronen er in elke orbitale schil passen, rekening houdend met het feit dat er 2 elektronen in een orbitaal passen.

• Lagen. Het heeft maar één orbitaal, dus het kan 2 elektronen bevatten.

• Laag p. Het heeft 3 orbitalen, dus er is ruimte voor 6 elektronen.

• Laag d. Het heeft 5 orbitalen, dus het kan 10 elektronen bevatten.

• laag f. Het heeft 7 orbitalen, dat wil zeggen dat het 14 elektronen kan bevatten.

Nu je begrijpt dat er 2 elektronen in elke orbitaal zijn, zou je de regel van Hund moeten kennen. Deze regel zegt dat bij het vullen van orbitalen van hetzelfde subniveau of dezelfde schil, bijvoorbeeld de p-schil, de elektronen de orbitaal in de ene richting (positief) en vervolgens in de andere (negatief) vullen. Wil je het zien met een voorbeeld?

Als we 2p hebben⁴, dat wil zeggen, de 2p-orbitaal met 4 elektronen, zal niet zo vullen:

Het zal als volgt vullen:

Snap je het? Geweldig, laten we eens kijken hoe we de getallen kunnen berekenen:

• Kwantumgetal n. Dit nummer valt samen met het nummer van het laatste niveau van de elektronenconfiguratie. Als de elektronenconfiguratie bijvoorbeeld eindigt op 4s², zal het hoofdkwantumgetal 4 zijn.
• Kwantumgetal l. Dit aantal is afhankelijk van de laatste laag die is gevuld.
• Laag s -> l = 0
• Laag p -> l = 1
• Laag d -> l = 2
• Laag f -> l = 3
• Kwantumgetal m. Het getal m kan elke waarde zijn tussen -l tot + l, dus het hangt af van het subniveau waarin het differentiële elektron zich bevindt, dat wil zeggen of het s, p, d of f is. Hoe dit aantal te berekenen is een beetje ingewikkelder, laten we het eens bekijken met een paar tekeningen:
• Laag s -> Zoals we hebben gezien, is de l 0 waard, dus de m kan alleen 0 waard zijn.
• Laag p -> De l is 1, dus de m kan -1, 0 of 1 zijn.

• Laag d -> De l is 2, dus de m kan -2, -1, 0, 1 en 2 zijn.

• Laag f -> l is 3 waard, dus m kan -3, -2, -1, 0, 1, 2 en 3 zijn.

Je weet al hoe de orbitalen worden gevuld, dus het kwantumgetal m heeft de waarde van het gat waar het laatst getrokken elektron is. Herinner je je dit voorbeeld nog van vroeger?:

In dit geval zal de m -1 zijn, aangezien in de p-schil (3 orbitalen), als er 4 elektronen zijn, de laatste die wordt gevuld het negatief van de eerste orbitaal zou zijn.

• Kwantumgetallen. Het kwantumgetal s kan alleen ½ en -½ waard zijn. Als het laatst getrokken elektron positief is, dat wil zeggen dat de pijl omhoog is, is de s ½. Aan de andere kant, als het laatste elektron dat de orbitaal heeft gevuld negatief is, dat wil zeggen, met de pijl naar beneden, zal de s -½ zijn.

Oefeningen en voorbeelden

Ja, we weten al dat dit allemaal veel informatie is, maar u zult het beter begrijpen met enkele voorbeelden. Daar gaan we!

Voorbeeld 1

Selenium (Se) -> Atoomgetal: 34

1. We schrijven de elektronenconfiguratie. We schrijven de elektronenconfiguratie volgens het Moeller-diagram, rekening houdend met het feit dat de s-, p-, d- en f-orbitalen respectievelijk 2, 6, 10 en 14 elektronen hebben. We schrijven de configuratie door het aantal elektronen op te tellen, dat wordt geschreven als een exponent.

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴

Omdat de 4p-orbitaal niet vult, omdat de elektronen optellen tot 36, plaatsen we 4p . niet⁶maar 4p⁴.

2. We halen de kwantumgetallen eruit. Om dit te doen, kijken we naar het valentie- of differentiële elektron, dat wil zeggen, het laatste elektron dat de orbitaal heeft gevuld. In dit geval kijken we naar 4p⁴.
   • Hoofdkwantumnummer. Het laatste energieniveau om te vullen was 4.

n = 4

• Secundair kwantumgetal. Het laatste energiesubniveau dat moest worden gevuld, was de p-orbitaal.

l = 1

• Magnetisch kwantumgetal. Als we de elektronen tekenen, is de laatste die wordt gevuld de eerste orbitaal van de p-schil.

m = -1

• Draai kwantumgetal. Het laatste elektron dat de p-orbitaal bezet, heeft de pijl-omlaag.

s = -½

Voorbeeld 2

Goud (Au) -> [Xe] 6s¹4f¹⁴5d¹⁰

• Hoofdkwantumgetal -> n = 5
• Secundair kwantumgetal -> l = 2
• Magnetisch kwantumgetal -> m = 2
• Draai kwantumgetal -> s = -½

En dat is alles! Nu is het jouw beurt, zou je de elektronenconfiguratie kunnen doen en de kwantumnummers van de volgende elementen kunnen krijgen?:

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