הקונפיגורציה האלקטרונית , המכונה גם המבנה האלקטרוני, הוא הסדר של אלקטרונים ברמות אנרגיה סביב גרעין האטום. על פי המודל האטומי הישן של בוהר, אלקטרונים תופסים רמות שונות במסלולי סביב הגרעין, מהקליפה הראשונה הקרובה ביותר לגרעין, K, למעטפת השביעית, Q, שהיא המרוחקת ביותר מהגרעין.
מבחינת מודל מכני קוונטי מעודן יותר, קליפות ה- KQ מחולקות למערך אורביטלים שכל אחד מהם יכול לתפוס על ידי לא יותר מזוג אלקטרונים אחד.
בדרך כלל, תצורת האלקטרונים משמשת לתיאור האורביטלים של אטום במצבו הקרקעי, אך ניתן להשתמש בו גם לייצוג אטום שהתייבש לקטיון או אניון, ומפצה על אובדן או השגת האלקטרונים במסלוליהם בהתאמה.
ניתן לתאם בין רבים מהתכונות הפיזיקליות והכימיות של אלמנטים לתצורות האלקטרוניות הייחודיות שלהם. אלקטרונים בעלי ערך, האלקטרונים בקליפה החיצונית ביותר, הם הגורם הקובע לכימיה הייחודית של היסוד.
יסודות של תצורות אלקטרונים
לפני הקצאת האלקטרונים של אטום לאורביטלים, יש להכיר את היסודות של תצורות אלקטרונים. כל יסוד בטבלה המחזורית מורכב מאטומים המורכבים מפרוטונים, נויטרונים ואלקטרונים.
אלקטרונים מציגים מטען שלילי ונמצאים סביב גרעין האטום במסלולו של האלקטרון, המוגדר כנפח החלל בו ניתן למצוא את האלקטרון בסבירות של 95%.
לארבעת הסוגים האורביטלים השונים (s, p, d ו- f) יש צורות שונות, ומסלול אחד יכול להכיל מקסימום שני אלקטרונים. ל- p, d ו- f האורביטלים יש תת תת שונות, כך שהם יכולים להחזיק יותר אלקטרונים.
כאמור, תצורת האלקטרונים של כל אלמנט ייחודית למיקומה בטבלה המחזורית. רמת האנרגיה נקבעת לפי התקופה ומספר האלקטרונים ניתן על ידי המספר האטומי של היסוד.
אורביטלים ברמות אנרגיה שונות דומים זה לזה, אך תופסים אזורים שונים בחלל.
למסלול 1s ולמסלול ה- 2 יש מאפיינים של מסלול s (צמתים רדיאליים, הסתברות נפח כדורי, הם יכולים להכיל רק שני אלקטרונים וכו '). אך מכיוון שהם ברמות אנרגיה שונות, הם תופסים מרחבים שונים סביב הגרעין. ניתן לייצג כל מסלול על ידי בלוקים ספציפיים בטבלה המחזורית.
בלוק s הוא האזור של מתכות אלקליות כולל הליום (קבוצות 1 ו -2), בלוק d הוא מתכות המעבר (קבוצות 3 עד 12), בלוק p הוא היסודות של הקבוצה העיקרית בקבוצות 13 עד 18 , וחסימה ה- f היא סדרת הלנטניד והאקטיניד.
איור 1: מרכיבי הטבלה המחזורית ותקופותיהם המשתנות בהתאם לרמות האנרגיה של האורביטלים.
עקרון Aufbau
Aufbau בא מהמילה הגרמנית "Aufbauen" שפירושה "לבנות." במהות, על ידי כתיבת תצורות אלקטרונים אנו בונים אורביטלים אלקטרוניים כאשר אנו עוברים מאטום אחד למשנהו.
כשאנו כותבים את תצורת האלקטרונים של אטום, אנו נמלא את האורביטלים בסדר הגובר של המספר האטומי.
עקרון Aufbau מקורו בעקרון ההדרה של פאולי שאומר שאין שני פרמיונים (למשל אלקטרונים) באטום. הם יכולים לקבל אותה קבוצה של מספרים קוונטיים, ולכן עליהם "לערום" ברמות אנרגיה גבוהות יותר.
כיצד אלקטרונים מצטברים זה עניין של תצורות אלקטרונים (Aufbau Principle, 2015).
לאטומים יציבים יש אלקטרונים רבים כמו לפרוטונים בגרעין. אלקטרונים מתאספים סביב הגרעין במעגלים קוונטיים בעקבות ארבעה כללים בסיסיים המכונים עקרון Aufbau.
- אין אטום שני אלקטרונים שחולקים את אותם ארבעה מספרים קוונטיים n, l, m ו- s.
- אלקטרונים יתפסו תחילה את מסלולי האנרגיה הנמוכים ביותר ברמת האנרגיה.
- האלקטרונים תמיד ימלאו את האורביטלים באותו מספר ספין. כאשר המעגלים מלאים זה יתחיל.
- האלקטרונים ימלאו אורביטלים בסכום המספרים הקוונטים n ו- l. אורביטלים עם ערכים שווים של (n + l) יתמלאו תחילה בערכי ה- n התחתונים.
הכלל השני והרביעי זהים למעשה. דוגמא לכלל הרביעי הוא האורביטלים 2p ו- 3s.
מסלול 2p הוא n = 2 ו- l = 2 ו מסלול 3s הוא n = 3 ו- l = 1. (N + l) = 4 בשני המקרים, אך למסלול 2p הוא האנרגיה הנמוכה ביותר או ערך n הנמוך ביותר והוא יתמלא לפני שכבה 3s.
למרבה המזל, ניתן להשתמש בתרשים המילר המוצג באיור 2 למילוי אלקטרונים. הגרף נקרא על ידי הפעלת האלכסונים מ- 1s.
איור 2: תרשים Moeller של מילוי תצורת האלקטרונים.
איור 2 מציג את האורביטלים האטומיים והחצים הולכים בדרך קדימה.
כעת, לאחר שידוע שמספר המסללים ממולאים, הדבר היחיד שנותר הוא לשנן את גודל כל מסלול.
אורביטלים S יש 1 ערך אפשרי של מ ' L להכיל 2 אלקטרונים
ל- Orbitals P יש 3 ערכים אפשריים של מיליליטר המכילים 6 אלקטרונים
ל- Orbitals 5 ערכים אפשריים של μl להחזיק 10 אלקטרונים
יש אורביטלים F 7 ערכים אפשריים של m l להחזיק 14 אלקטרונים
זה כל מה שצריך כדי לקבוע את התצורה האלקטרונית של אטום יציב של אלמנט.
לדוגמה, קח את האלמנט חנקן. לחנקן שבעה פרוטונים ולכן שבעה אלקטרונים. המסלול הראשון למילוי הוא המסלול 1s.
למסלול אורביטאלי יש שני אלקטרונים, כך שנשארים חמישה אלקטרונים. המסלול הבא הוא מסלול ה- 2 ומכיל את השניים הבאים. שלושת האלקטרונים האחרונים יעברו למסלול 2p שיכול להכיל עד שישה אלקטרונים (Helmenstine, 2017).
חשיבותה של תצורת אלקטרונים חיצונית
תצורות אלקטרונים ממלאות תפקיד חשוב בקביעת תכונות האטומים.
לכל האטומים של אותה קבוצה אותה תצורה אלקטרונית חיצונית, למעט המספר האטומי n, וזו הסיבה שיש להם תכונות כימיות דומות.
חלק מגורמי המפתח המשפיעים על תכונות אטומיות כוללים את גודל האורביטלים הכבושים הגדולים ביותר, את האנרגיה של האורביטלים האנרגטיים הגבוהים יותר, את מספר המשרות הפנויות האורביטליות ומספר האלקטרונים במסלולי האנרגיה הגבוהים יותר.
רוב התכונות האטומיות יכולות להיות קשורות למידת המשיכה בין האלקטרונים החיצוניים ביותר לגרעין ומספר האלקטרונים במעטפת האלקטרונים החיצונית ביותר, מספר האלקטרונים הערכיים.
האלקטרונים של הקליפה החיצונית הם אלו שיכולים ליצור קשרים כימיים קוולנטיים, הם אלה שיש להם את היכולת ליינן ליצירת קטיונים או אניונים והם אלה שנותנים את מצב החמצון לגורמים הכימיים.
הם יקבעו גם את רדיוס האטום. ככל ש- n גדול יותר, הרדיוס האטומי גדל. כאשר אטום מאבד אלקטרון, יהיה התכווצות של הרדיוס האטומי בגלל הירידה במטען השלילי סביב הגרעין.
האלקטרונים של הקליפה החיצונית הם אלה אשר נלקחים בחשבון על ידי תיאוריית הקשר הערכיות, תיאוריית שדות גבישיים ותיאוריה מסלולית מולקולרית להשגת תכונות המולקולות והכלאות הקשרים.
הפניות
- עקרון Aufbau. (2015, 3 ביוני). נשלח מ- chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- בוזמן מדע. (2013, אגוטו 4). תצורת האלקטרון. נלקח מ- youtube: youtube.com.
- תצורות אלקטרונים ותכונות האטומים. (SF). נלקח מ- oneonta.edu: oneonta.edu.
- אנציקלופדיה בריטניקה. (2011, 7 בספטמבר). תצורה אלקטרונית. נלקח מ בריטניקה: britannica.com.
- Faizi, S. (2016, 12 ביולי). תצורות אלקטרוניות. נלקח מ- chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- הלמנסטין, ט (2017, 7 במרץ). עקרון Aufbau - מבנה אלקטרוני ועיקרון Aufbau. נלקח מהמחשבה: thoughtco.com.
- Khan, S. (2014, 8 ביוני). אלקטרונים בעלי ערך ומליטה. לקוח מ- khanacademy: khanacademy.org.