Vad är energinivåerna?

den sub-nivåer av energi i atomen är de formen där elektronerna är organiserade i elektroniska lager, deras fördelning i molekylen eller atomen. Dessa energinivåer kallas orbitaler.

Organisationen av elektronerna i delnivåer är det som möjliggör kemiska kombinationer av olika atomer och definierar också sin position inom det periodiska systemet med element.

Elektronerna är anordnade i atomens elektroniska lager på ett visst sätt genom en kombination av kvanttillstånd. När ett av dessa tillstånd är upptagna av en elektron, måste de andra elektronerna placeras i ett annat tillstånd.

introduktion

Varje kemiskt element i det periodiska systemet består av atomer, som i sin tur består av neutroner, protoner och elektroner. Elektroner är negativt laddade partiklar som finns runt kärnan i vilken som helst atom, fördelad i elektronens orbitaler.

Elektron-orbitaler är volymen av utrymme där en elektron har 95% chans att hittas. Det finns olika typer av orbitaler, med olika former. I varje omlopp kan maximalt två elektroner vara placerade. Den första orbitalen av en atom är där det finns den högsta sannolikheten att hitta elektroner.

Orbitaler är betecknade med bokstäverna s, p, d och f, dvs Sharp, Princip, Diffusa och de grundläggande och kombinera när atomer är förenade för att bilda en större molekyl. Dessa kombinationer av orbitaler finns i varje lager av atomen.

Till exempel, är skikt 1 av atomorbitals S belägen i skiktet 2 där orbitals S och P, i skiktet 3 atomen det orbitaler S, P och D och slutligen i skiktet 4 atomen är alla S, P, D och F-orbitaler.

Också i orbitalerna finner vi olika undernivåer, som i sin tur kan lagra fler elektroner. Orbitalerna i olika energinivåer liknar varandra, men upptar olika områden i rymden.

De första och andra omlopps orbital har samma egenskaper som en orbital S har radiella noder, är mer sannolikt ger volym och kan upprätthålla två elektroner. De befinner sig emellertid på olika energinivåer och upptar därmed olika utrymmen runt kärnan.

Plats i det periodiska systemet med element

Var och en av elementernas elektroniska konfigurationer är unika, varför de bestämmer sin position i det periodiska systemet med element. Denna position definieras av perioden för varje element och dess atomnummer med antalet elektroner som elementets atom har.

På detta sätt är det viktigt att du använder det periodiska tabellen för att bestämma konfigurationen av elektroner i atomer. Elementen är indelade i grupper enligt deras elektroniska konfigurationer enligt följande:

Varje orbital representeras i specifika block inom det periodiska systemet med element. Till exempel, är block orbital S regionen av alkalimetallerna, den första gruppen av tabellen och som är sex Litium (Li), rubidium (Rb), kalium (K), natrium (Na), francium element ( Fr) och cesium (Cs) och även väte (H), som inte är en metall, men en gas.

Denna grupp av element har en elektron, som vanligen lätt går förlorad för att bilda en positivt laddad jon. De är de mest aktiva metallerna och de mest reaktiva.

Vätgas, i detta fall är en gas, men den ligger inom grupp 1 i det periodiska systemet med element eftersom det också har bara en elektron. Vätgas kan bilda joner med en enda positiv laddning, men att uppnå sin enda elektron kräver mycket mer energi än att avlägsna elektronerna från de andra alkalimetallerna. Vid bildning av föreningar alstrar väte vanligtvis kovalenta bindningar.

Under mycket höga tryck blir väte metalliskt och beter sig som resten av elementen i sin grupp. Detta händer exempelvis i kärnan på planeten Jupiter.

Grupp 2 motsvarar jordalkalimetaller, eftersom deras oxider har alkaliska egenskaper. Bland elementen i denna grupp finner vi Magnesium (Mg) och Kalcium (Ca). Deras orbitaler hör också till S-nivån.

Övergångsmetallerna, som motsvarar grupperna 3 till 12 i det periodiska systemet, har typ D-orbitaler.

De element som går från grupp 13 till 18 i bordet motsvarar P. orbitaler. Slutligen har elementen som kallas lantanider och aktinider orbitaler med namn F.

Placeringen av elektronen i orbitalerna

Elektroner finns i atomens orbital som ett sätt att minska energi. Därför, om du försöker öka energin, fyller elektronerna de huvudsakliga orbitalnivåerna, flyttar sig bort från atomkärnan.

Vi måste överväga att elektroner har en inneboende egenskap som kallas spin. Detta är ett kvantkoncept som bland annat bestämmer elektronens rotation i orbitalet. Vad är viktigt för att bestämma din position i energinivåerna.

Reglerna som bestämmer elektronernas position i atomens orbitaler är följande:

• Principen för Aufbau: Elektroner går in i orbitalerna med lägre energi först. Denna princip bygger på diagrammen för energinivåerna hos vissa atomer.

• Pauli Exclusion Principle: En atomomgång kan beskriva minst två elektroner. Det betyder att endast två elektroner med olika elektronspinn kan uppta en atomomgång.

Detta innebär att en atomomgång är ett energiskt tillstånd.

• Hundens regel: När elektronerna upptar orbitaler av samma energi kommer elektronerna att komma in i de tomma orbitalerna först. Det betyder att elektroner föredrar parallella spinn i separata orbitaler av energinivåerna.

Elektronerna kommer att fylla alla orbitaler i delnivåerna innan de möter motsatta snurrar.

Särskilda elektroniska konfigurationer

Det finns också atomer med speciella fall av energinivåer. När två elektroner upptar samma orbital, måste de inte bara ha olika spinn (som indikeras av principen Pauli utslagning) men koppling av energielektroner stiger något.

När det gäller energinivåer, minskar en halvfull och en hel full delnivå atomens energi. Detta leder till att atomen har större stabilitet.

referenser

1. Elektronkonfiguration. Hämtad från Wikipedia.com.
2. Electronic Configurations Intro. Hämtad från chem.libretexts.org.
3. Orbitals och Obligationer. Hämtad från chem.fsu.edu.
4. Periodisk tabell, huvudgruppsdelar. Hämtad från newworldencyclopedia.org.
5. Elektrokonfigurationsprinciper. Återställd från sartep.com.
6. Elektronisk konfiguration av element. Hämtad från science.uwaterloo.ca.
7. Electron Spin. Hämtat från hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.