المحتوى
تخبرك المخططات المدارية للإلكترون والتكوينات المكتوبة بالمدارات التي تمتلئ والتي تمتلئ جزئيًا بأي ذرة. يؤثر عدد إلكترونات التكافؤ على خواصها الكيميائية ، والترتيب والخصائص المحددة للمدارات مهمة في الفيزياء ، لذلك يتعين على العديد من الطلاب التعرف على الأساسيات. والخبر السار هو أن المخططات المدارية ، وتكوينات الإلكترون (سواء في شكل مختزلة أو كاملة) ورسومات نقطية للإلكترونات ، من السهل حقًا فهمها بمجرد فهم بعض الأساسيات.
TL ؛ DR (طويل جدًا ؛ لم يقرأ)
تكوينات الإلكترون لها التنسيق: 1 ثانية2 2S2 2P6 . الرقم الأول هو رقم الكم الرئيسي (n) والحرف يمثل قيمة l (رقم كم الزخم الزاوي ؛ 1 = s ، 2 = p ، 3 = d و 4 = f) للمدار ، ويخبر رقم الحروف الكبيرة كم عدد الإلكترونات الموجودة في هذا المدار. تستخدم المخططات المدارية نفس التنسيق الأساسي ، ولكن بدلاً من الأرقام الخاصة بالإلكترونات ، تستخدم السمتين ↓ و، ، بالإضافة إلى إعطاء كل مداري خطها الخاص ، لتمثيل يدور الإلكترونات أيضًا.
تكوينات الإلكترون
يتم التعبير عن تكوينات الإلكترون من خلال ترميز يشبه هذا: 1s2 2S2 2P1. تعلم الأجزاء الثلاثة الرئيسية من هذا الترميز لفهم كيف يعمل. يخبرك الرقم الأول "مستوى الطاقة" ، أو رقم الكم الرئيسي (ن). يخبرك الحرف الثاني قيمة (ل) ، رقم الزخم الزخم الكم. بالنسبة إلى l = 1 ، الحرف هو s ، لأن l = 2 يكون p ، و l = 3 يكون d ، و l = 4 يكون f و للأرقام الأعلى يزداد أبجديًا من هذه النقطة.تذكر أن المدارات تحتوي على إلكترونين بحد أقصى ، والمدارات p بحد أقصى ستة ، و d بحد أقصى 10 ، و 14 بحد أقصى.
يخبرك مبدأ Aufbau بأن المدارات ذات الطاقة الأقل تملأ أولاً ، لكن الترتيب المحدد ليس تسلسليًا بطريقة يسهل حفظها. انظر الموارد للحصول على رسم تخطيطي يوضح ترتيب التعبئة. لاحظ أن المستوى n = 1 له مدارات s فقط ، والمستوى n = 2 له مدارات s و p فقط ، والمستوى n = 3 له مدارات s و p و d فقط.
من السهل التعامل مع هذه القواعد ، وبالتالي فإن تدوين تكوين الفضيحة هو:
1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3D1
مما يدل على امتلاء كل من n = 1 و n = 2 ، وتم بدء مستوى n = 4 ، لكن الغلاف ثلاثي الأبعاد يحتوي فقط على إلكترون واحد ، بينما يبلغ الحد الأقصى لشغل 10. هذا الإلكترون هو إلكترون التكافؤ.
حدد عنصرًا من الترميز بمجرد حساب الإلكترونات وإيجاد العنصر برقم ذري مطابق.
ترميز الاختصار للتكوين
إن كتابة كل مدارات مفردة للعناصر الأثقل مملة ، لذلك غالباً ما يستخدم الفيزيائيون ترميزًا مختصرًا. هذا يعمل باستخدام الغازات النبيلة (في العمود أقصى اليمين من الجدول الدوري) كنقطة انطلاق وإضافة المدارات النهائية عليها. لذا فإن سكانديوم لديه نفس التكوين مثل الأرجون ، إلا مع الإلكترونات في مداراتين إضافيين. لذلك فإن الشكل المختصر هو:
4S2 3D1
لأن تكوين الأرجون هو:
= 1 ثانية2 2S2 2P6 3S2 3P6
يمكنك استخدام هذا مع أي عناصر بصرف النظر عن الهيدروجين والهيليوم.
المخططات المدارية
تشبه المخططات المدارية تدوين التهيئة الذي تم تقديمه للتو ، باستثناء تدور الإلكترونات المشار إليها. استخدم مبدأ استبعاد Pauli وقاعدة Hund لمعرفة كيفية ملء القذائف. ينص مبدأ الاستبعاد على أنه لا يوجد إلكترونان يمكنهما مشاركة أرقام الكم الأربعة نفسها ، مما يؤدي أساسًا إلى أزواج من الحالات التي تحتوي على إلكترونات ذات دوران معاكس. تنص قاعدة Hund على أن التكوين الأكثر ثباتًا هو الذي يحتوي على أكبر عدد ممكن من الدورات الدورانية المتوازية. هذا يعني أنه عند كتابة المخططات المدارية للقذائف ممتلئة جزئيًا ، قم بملء جميع الإلكترونات up-spin قبل إضافة أي إلكترونات لأسفل.
يوضح هذا المثال كيفية عمل المخططات المدارية ، باستخدام الأرجون كمثال:
3p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑
3s ↑ ↓
2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
2S ↑ ↓
1s ↑ ↓
يتم تمثيل الإلكترونات بالأسهم ، والتي تشير أيضًا إلى دورانها ، والترميز الموجود على اليسار هو تدوين قياسي للإلكترون. لاحظ أن المدارات ذات الطاقة الأعلى موجودة في أعلى المخطط. بالنسبة لقذيفة ممتلئة جزئيًا ، تتطلب قاعدة Hund ملء هذه الطريقة (باستخدام النيتروجين كمثال).
2p ↑ ↑ ↑
2S ↑ ↓
1s ↑ ↓
مخططات النقطة
تختلف المخططات النقطية تمامًا عن المخططات المدارية ، لكنها لا تزال سهلة الفهم. وهي تتألف من رمز للعنصر في الوسط ، وتحيط به نقاط تشير إلى عدد الإلكترونات التكافؤ. على سبيل المثال ، يحتوي الكربون على أربعة إلكترونات تكافؤ ورمز C ، لذلك يتم تمثيله على النحو التالي:
∙
∙ C ∙
∙
والأكسجين (O) لديه ستة ، لذلك يمثل:
∙
∙∙ يا ∙
∙∙
عندما تتم مشاركة الإلكترونات بين ذرتين (في رابطة تساهمية) ، تشترك الذرات في النقطة في المخطط بالطريقة نفسها. وهذا يجعل النهج مفيدًا للغاية لفهم الترابط الكيميائي.