Configurare electronică

În mecanica cuantică , termenul configurație electronică se referă la dispunerea electronilor legați, adică comportamentul lor în jurul nucleelor unuia sau mai multor atomi .

Stări orbitale și funcții de undă

Ordinea stărilor cuantice și forma orbitalilor atomici.

Electronii sunt fermioni supuși principiului excluderii Pauli , care afirmă că doi fermioni nu pot ocupa aceeași stare cuantică în același timp. Acest principiu este fundamental în determinarea configurației electronilor în atomi: odată ce o stare este ocupată de un electron, următorul electron trebuie să ocupe o stare diferită.

Într-un atom, stările staționare (independente de timp) ale funcției de undă electronică (adică stările care au fost stări particulare ale ecuației Schrödinger HΨ = EΨ unde H este hamiltonianul ) sunt numite orbitale , prin analogie cu teoria clasică a viziunii a electronului ca o particulă care orbitează nucleul . Pentru un atom multielectronic, cu x electroni, expresia corectă a funcției de undă trebuie să ia în considerare coordonatele spațiale ale tuturor x electroni în același timp. Aceasta, în termeni matematici, este exprimată prin funcția de undă Ψ = Ψ (n ₁ , n ₂ , n ₃ , ... n _x ). Cu toate acestea, în scopul chimiei, se utilizează o simplificare considerabilă folosind așa-numita „ aproximare orbitală ”: adică, fiecare electron este considerat individual ca aparținând unui atom asemănător hidrogenului și al sarcinii nucleare Z e , o sarcină care este folosit pentru a calcula termenul relativ la energia potențială care trebuie inclusă în ecuația Schrödinger este corectat folosind sarcina nucleară efectivă Z _eff . Prin urmare, forma simplificată a funcției de undă, utilizată pentru a descrie un atom polielectronic, devine o funcție de tipul Ψ = Ψ (n ₁ ) Ψ (n ₂ ) Ψ (n ₃ ) ... Ψ (n _x ).

Pătratul modulului valorii lui Ψ într-un punct (lățimea complexă a undei) reprezintă densitatea probabilității de a găsi electronul în acel punct. Orbitalii unui atom se disting prin patru numere cuantice : n , l , m _l și m _s și, prin principiul lui Pauli, nu este posibil ca doi electroni să aibă aceeași valoare pentru toate cele patru numere.

Număr cuantic principal ( n )

Primul număr cuantic n , numit numărul cuantic principal , determină distanța medie față de nucleu (dimensiunea orbitalului), care crește odată cu creșterea lui n și cea mai mare parte a energiei electronului ( nivelul de energie = perioada). Electronii (și orbitalii) care împărtășesc n aparțin, așadar, aceluiași nivel de energie, numărul cuantic principal definind, de asemenea, energia electronului.

Numărul cuantic principal presupune toate valorile întregi pozitive în ordine crescătoare chiar dacă orbitele staționare definite ale condiției cuantice m × v × r = n × h / (2 π ) (unde singura variabilă este n , celelalte constante fiind ) sunt doar primii șapte.

Diferitele niveluri legate de diferitele valori ale lui n sunt uneori denumite cochilii și (în principal din motive istorice) sunt, de asemenea, indicate prin litere, așa cum sunt enumerate mai jos: ^[1]

Statele cu valori de n mai mari decât cele prezentate în tabel sunt perfect admisibile în teorie, dar legate de atomi care nu au fost încă descoperiți (valoarea n = 8, de exemplu, va începe să fie utilizată cu elemente cu număr atomic mai mare decât 119).

Număr orbital cuantic (l)

Al doilea număr cuantic l, numit număr cuantic orbital (sau, mai impropriu, secundar sau azimutal sau numărul cuantic unghiulare sau de rotație), corespunde momentului unghiular al statului. Aceste stări iau forma unei armonici sferice și sunt deci descrise de polinoame Legendre .

Pentru fiecare valoare a lui n , numărul cuantic orbital presupune în ordine crescătoare toate valorile între 0 și n -1.

Diferitele stări legate de diferitele valori ale lui l sunt uneori denumite „subnivele” sau „sub-cochilii” și (în principal din motive istorice) sunt, de asemenea, indicate prin litere, așa cum sunt enumerate mai jos: ^[1]

De asemenea, în acest caz, stările cu valori de l mai mari decât cele prezentate în tabel sunt perfect admisibile în teorie, dar legate de atomi care nu au fost încă descoperiți (valoarea l = 4, de exemplu, va fi utilizată cu elemente care au număr atomic mai mare decât 121).

Număr cuantic magnetic (m _l ) și număr cuantic spin (m _s )

După cum am văzut, fiecare sub-coajă poate găzdui 2 (2 l +1) electroni. Acest lucru se datorează faptului că, pentru fiecare valoare a lui l , al treilea număr cuantic m _l , numit numărul cuantic magnetic (care poate fi considerat inexact ca proiecția cuantificată a vectorului momentului unghiular pe axa z), presupune toate valorile întregi în ordine crescătoare între - l și l, și de aceea există 2 l +1 stări posibile. Fiecare stare distinctă nlm _l poate fi ocupată de doi electroni cu spin opus (dat de al patrulea număr cuantic m _s , numit număr cuantic spin , care pentru fiecare valoare a m _l ia cele două valori -1/2 și +1 / 2), dând astfel un total de doar 2 (2 l +1) electroni.

Ordinea de umplere a stărilor cuantice și relația cu structura tabelului periodic

În starea fundamentală, stările cuantice ale unui atom sunt umplute în ordine crescătoare cu energie, conform principiului Aufbau ; adică primul electron merge să ocupe starea liberă cu energie mai mică și așa mai departe. Faptul că starea 3d este mai mare, în energie, decât starea 4s, dar mai mică decât 4p este motivul existenței metalelor din blocul d . Ordinea în care sunt completate stările este următoarea:

Acest lucru duce direct la structura tabelului periodic . De fapt, configurațiile orbitale au fost obținute dintr-un factor logic: valențele respectă o ordine bine definită doar până la Ca, după care iau acest ordin de la Ga, dar printre ele există alte 10 elemente identificate prin parametrii de greutate din tabelul și care nu urmează o ordine periodică precisă a valenței (care este foarte variabilă în funcție de condiții; în general sunt foarte asemănătoare între ele): este definit ca „periodicitate redusă”; în consecință, sa considerat că pornind de la Sc, orbitalul extern rămâne același cu Ca (deși se acceptă faptul că condițiile fizice pot duce la o variație), iar penultimul crește, de la 9 din primul după Ca, adică Sc, un 18 din ultimul dinaintea lui Ga, adică Zn; această progresie logică reia apoi după Sr până la Cd, din nou cu rezultatul a 18 electroni care orbitează; după Ba, însă, nu mai sunt doar 10 elemente de separat, ci 24, motiv pentru care orbitarii devin 32 până la Hg. Diverse date empirice au confirmat apoi această teorie, în special caracteristicile similare dintre metalele alcalino-pământoase și cele din grupa 12 și faptul că grupa 11 este cea cu cea mai mare conductivitate electrică. Proprietățile chimice ale unui atom sunt determinate în mare măsură de dispunerea electronilor învelișului exterior, învelișului de valență (deși alți factori, precum raza atomică , greutatea atomică și accesibilitatea sporită la stări electronice suplimentare contribuie la chimia elementelor, ca mărimea atomilor crește).

Pe măsură ce avansați printr-un grup , de la cel mai ușor la cel mai greu element , cochiliile electronice exterioare (cele care participă mai ușor la reacțiile chimice ) sunt toate în același tip de orbital, cu forme similare, dar cu un nivel din ce în ce mai mare de energie și distanța medie față de nucleu. De exemplu, cochiliile exterioare ale elementelor din primul grup, introduse de hidrogen , au toate un electron în orbitalul s. În hidrogen, orbitalul s se află în cea mai mică stare de energie posibilă pentru orice atom (și este reprezentată de poziția hidrogenului în prima perioadă a tabelului periodic ). În franciu , cel mai greu element al grupului, învelișul exterior este situat în al șaptelea orbital, mult mai departe de nucleu decât electronii care umplu cojile de dedesubt. Ca un alt exemplu: atât carbonul, cât și plumbul au patru electroni în orbita învelișului exterior.

Datorită importanței învelișului exterior, diferitele regiuni ale tabelului periodic sunt uneori numite „blocuri ale tabelului periodic”, denumite după sub-coajă în care rezidă ultimul electron: blocul s, blocul p, blocul d etc. .

Notări și simplificări

Orbitalii atomici

Ordinea de umplere a orbitalilor, în ordine crescătoare de energie, este următoarea:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p.

Din ceea ce se vede, nu sunt toate ordonate în conformitate cu același număr cuantic n . Acest fenomen se datorează faptului că într-un atom electronii se aranjează ocupând mai întâi orbitalii cu energie mai mică și treptat pe cei cu energie mai mare. Energia unui orbital crește pe măsură ce crește numărul cuantic principal, iar la paritatea lui n crește pe măsură ce crește numărul cuantic unghiular l , adică în ordinea s, p, d, f. Combinând aceste două valori, se poate întâmpla, așadar, ca energia unui orbital de nivel superior, de exemplu 4s, să fie mai mică decât cea a unui orbital aparținând unui nivel inferior, de exemplu 3d . Adică, unele sub-niveluri pot „invada” nivelurile de energie adiacente.

Un exemplu al notației utilizate în mod obișnuit pentru a exprima configurația electronică a unui atom, în cazul siliciului , este următorul:

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ²

Numerele sunt numerele cochiliilor, n ; literele se referă la stările de impuls unghiular și numerele suprascrise sunt numerele electronilor din starea respectivă pentru atomul în cauză. ^[2] O versiune mai simplă constă în listarea numărului de electroni din fiecare carcasă, de exemplu, din nou pentru siliciu:

2-8-4

Un alt exemplu, utilizat pe scară largă în practica obișnuită, constă în evidențierea cojilor exterioare prin exprimarea nivelurilor de energie anterioare printr-o abreviere care se referă la configurația gazului nobil care precede imediat elementul în cauză.

De exemplu, ținând cont întotdeauna de siliciu, configurația electronică poate fi exprimată în următoarea formă contractată:

[Ne] 3s ² 3p ²

unde [Ne] indică configurația electronică a neonului .

Cea mai completă modalitate de a reprezenta configurația electronică a orbitalilor atomici constă în reprezentarea fiecărui nivel de energie ca o celulă, în interiorul căreia electronii sunt indicați cu săgeți; în cazul dubletelor electronice aceste săgeți au direcții opuse, astfel încât să sublinieze că electronii de același nivel de energie au rotiri opuse. ^[3] Configurația electronică a siliciului este prezentată mai jos ca exemplu:

1s ↑ ↓

2s ↑ ↓

2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ X y z

3s ↑ ↓

3p ↑ ↑ X y z

Uneori celulele aparținând aceluiași număr cuantic principal sunt evidențiate cu aceeași culoare: ^[3]

1s ↑ ↓

2s ↑ ↓

2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ X y z

3s ↑ ↓

3p ↑ ↑ X y z

Orbitalii moleculari

Reprezentarea orbitalilor moleculari este în schimb mai complexă; de exemplu în cazul moleculei de oxigen (O ₂ ) avem următoarea reprezentare:

În acest caz, orbitalii atomici ai fiecărui atom de oxigen sunt indicați în galben, iar orbitalii moleculari ai moleculei de O ₂ , care derivă din combinația orbitalilor atomici, sunt indicați în roz.

Notă

Bibliografie

• Luigi Rolla, Chimie și mineralogie. Pentru licee , ediția a 29-a, Dante Alighieri, 1987.

Elemente conexe

• Electron miez
• Valence (chimie)
• Dublet electronic
• Electron nepereche

Alte proiecte

• Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere în configurație electronică

linkuri externe

• ( RO ) IUPAC Gold Book, „configurație (electronică)” , pe goldbook.iupac.org .
• (EN) chemguide, „Structură electronică” , a chemguide.co.uk.

Portalul chimiei

Portal cuantic