La notació espectral és la disposició d'electrons en nivells d'energia al voltant de el nucli d'un àtom. Segons l'antic model atòmic de Bohr, els electrons ocupen diversos nivells en òrbites al voltant de el nucli, de la primera capa més propera a l'nucli, K, fins a la setena capa, Q, que és la més allunyada de l'nucli.
En termes d'un model mecànic quàntic més refinat, les capes KQ se subdivideixen en un conjunt d'orbitals, cada un dels quals pot ser ocupat per no més d'un parell d'electrons.
Comunament, la configuració electrònica s'utilitza per descriure els orbitals d'un àtom en el seu estat fonamental, però també pot usar-se per a representar un àtom que s'ha ionitzat en un catió o anió, compensant amb la pèrdua o guany d'electrons en els seus respectius orbitals.
Moltes de les propietats físiques i químiques dels elements poden correlacionar-se amb les seves configuracions electròniques úniques. Els electrons de valència, els electrons en la capa més externa, són el factor determinant per a la química única de l'element.
Quan els electrons de la capa més externa d'un àtom reben energia d'algun tipus, aquests es traslladen a capes de major energia. Així, un electró a la capa K serà traslladat a la capa L estant en un estat de major energia.
Quan l'electró torna al seu estat fonamental, allibera l'energia que va absorbir emetent un espectre electromagnètic (llum). Atès que cada àtom té una configuració electrònica específica, també tindrà un espectre específic que es dirà espectre d'absorció (o d'emissió).
Per aquesta raó, s'usa el terme notació espectral per referir-se a la configuració electrònica.
Com determinar la notació espectral: nombres quàntics
Un total de quatre nombres quàntics s'utilitzen per descriure completament el moviment i les trajectòries de cada electró dins d'un àtom.
La combinació de tots els números quàntics de tots els electrons en un àtom es descriu per una funció d'ona que compleix amb l'equació de Schrödinger. Cada electró en un àtom té un conjunt únic de nombres quàntics.
D'acord amb el Principi d'Exclusió de Pauli, dos electrons no poden compartir la mateixa combinació de quatre números quàntics.
Els números quàntics són importants perquè poden usar-se per determinar la configuració electrònica d'un àtom i la probable ubicació dels electrons de l'àtom.
Els nombres quàntics també s'utilitzen per determinar altres característiques dels àtoms, com l'energia d'ionització i el radi atòmic.
Els números quàntics designen petxines específiques, subcapes, orbitals i girs d'electrons.
Això vol dir que descriuen completament les característiques d'un electró en un àtom, és a dir, descriuen cada solució única a l'equació de Schrödinger, o la funció d'ona, d'electrons en un àtom.
Hi ha un total de quatre nombres quàntics: el nombre quàntic principal (n), el nombre quàntic de moment angular orbital (l), el nombre quàntic magnètic (ml) i el nombre quàntic de l'spin de l'electró (ms).
El nombre quàntic principal, n, descriu l'energia d'un electró i la distància més probable de l'electró de l'nucli. En altres paraules, es refereix a la mida de l'orbital i a el nivell d'energia en què es col·loca un electró.
El nombre de subcapes, o ll, descriu la forma d'l'orbital. També pot usar-se per determinar el nombre de nodes angulars.
El nombre quàntic magnètic, ml, descriu els nivells d'energia en una subcapa, i ms es refereix a l'spin sobre l'electró, que pot ser cap amunt o cap avall.
Principi d'Aufbau
Aufbau prové de la paraula alemanya «Aufbauen» que significa «construir». En essència, a l'escriure configuracions d'electrons estem construint orbitals d'electrons a mesura que avancem d'un àtom a un altre.
A mesura que escrivim la configuració electrònica d'un àtom, omplirem els orbitals en ordre creixent de nombre atòmic.
El principi d'Aufbau s'origina en el principi d'exclusió de Pauli que diu que no hi ha dos fermions (per exemple, electrons) en un àtom.
Poden tenir el mateix conjunt de nombres quàntics, de manera que han de «acumular» en nivells d'energia més alts. Com els electrons s'acumulen és un tema de configuracions d'electrons.
Els àtoms estables tenen tants electrons com fan els protons en el nucli. Els electrons es reuneixen al voltant de l'nucli en orbitals quàntics seguint quatre regles bàsiques trucades principi Aufbau.
- No hi ha dos electrons en l'àtom que comparteixen els mateixos quatre números quàntics n, l, m, i s.
- Els electrons ocuparan primer els orbitals de el nivell d'energia més baix.
- Els electrons aniran omplint els orbitals sempre amb el mateix nombre de spin. Quan els orbitals estiguin plens començarà.
- Els electrons ompliran orbitals per la suma dels nombres quàntics ni l. Els orbitals amb valors iguals de (n + l) s'ompliran primer amb els valors de n inferiors.
La segona i quarta regles són bàsicament les mateixes. Un exemple de la regla 4 seria els orbitals 2p i 3s.
Un orbital 2p és n = 2 il = 2 i un orbital 3s és n = 3 il = 1. (N + l) = 4 en ambdós casos, però l'orbital 2p té la menor energia o menys valor ni s'omplirà abans de la capa 3s.
Figura 2: diagrama de Moeller d'ompliment de la configuració electrònica.
Afortunadament, es pot usar el diagrama de Moeller mostrat a la figura 2 per fer l'ompliment d'electrons. El gràfic es llegeix executant les diagonals des 1s.
La figura 2 mostra els orbitals atòmics i les fletxes segueixen el camí a seguir.
Ara que se sap que l'ordre dels orbitals s'omple, l'únic que queda és memoritzar la mida de cada orbital.
S orbitals tenen 1 valor possible de m l per contenir 2 electrons
P orbitals tenen 3 valors possibles de m l per contenir 6 electrons
D orbitals tenen 5 valors possibles de m l per contenir 10 electrons
F orbitals tenen 7 valors possibles de m l per contenir 14 electrons
Això és tot el que es necessita per determinar la configuració electrònica d'un àtom estable d'un element.
Per exemple, prengui l'element nitrogen. El nitrogen té set protons i per tant 7 electrons. El primer orbital a omplir és l'orbital 1s. Un orbital s té dos electrons, de manera que queden cinc electrons.
L'orbital següent és l'orbital 2s i conté els dos següents. Els tres electrons finals aniran a l'orbital 2p que pot contenir fins a sis electrons.
Regles d'Hund
La secció d'Aufbau va discutir com els electrons omplen els orbitals de l'energia més baixa primer i després es mouen fins als orbitals de l'energia més alta només després que els orbitals de l'energia més baixa estiguin plens.
No obstant això, hi ha un problema amb aquesta regla. Certament, els orbitals 1s s'han d'omplir abans dels orbitals 2s, perquè els orbitals 1s tenen un valor menor de n, i per tant una energia més baixa.
¿I els tres orbitals 2p diferents? En quin ordre han de ser omplerts? La resposta a aquesta pregunta involucra la regla de Hund.
La regla d'Hund estableix que:
- Cada orbital en un subnivell és ocupat individualment abans que qualsevol orbital estigui doblement ocupat.
- Tots els electrons en orbitals ocupats individualment tenen el mateix gir (per maximitzar el gir total).
Quan s'assignen electrons a orbitals, un electró primer busca omplir tots els orbitals amb energia similar (també anomenats orbitals degenerats) abans de aparellar-se amb un altre electró en un orbital mig ple.
Els àtoms en els estats de terra tendeixen a tenir tants electrons desemparejados com sigui possible. A l'visualitzar aquest procés, consideri com els electrons exhibeixen el mateix comportament que els mateixos pols en un imant si entressin en contacte.
Quan els electrons carregats negativament omplen els orbitals, primer intenten allunyar-se el més possible l'un l'altre abans d'haver de aparellar-se.
referències
- Anastasiya Kamenko, ET (2017, març 24). Quantum Numbers. Recuperat de chem.libretexts.org.
- Aufbau Principle. (2015, juny 3). Recuperat de chem.libretexts.org.
- Electron configurations and the Properties of Atoms. (SF). Recuperat de oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, setembre 7). Electronic configuration. Recuperat de britannica.com.
- Helmenstine, T. (2017, març 7). The Aufbau Principle - Electronic Structure and the Aufbau Principle. Recuperat de thoughtco.com.
- Hund 's Rules. (2015, Julio 18). Recuperat de chem.libretexts.org.
- Spectroscopic Notation. (SF). Recuperat de bcs.whfreeman.com.