Quali sono i sotto -livelli di energia e come sono rappresentati?

IL Energy Sub -levels Nell'atomo sono il modo in cui gli elettroni sono organizzati in strati elettronici, la loro distribuzione nella molecola o nell'atomo. Questi sotto -livelli di energia sono chiamati orbitali.

L'organizzazione degli elettroni in sotto -livello è ciò che consente combinazioni chimiche di atomi diversi e definisce anche la sua posizione all'interno della tabella periodica degli elementi.

Gli elettroni sono disposti negli strati elettronici dell'atomo in un certo modo da una combinazione di stati quantici. All'epoca uno di questi stati è occupato da un elettrone, gli altri elettroni devono trovarsi in uno stato diverso.

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introduzione

Ogni elemento chimico nella tavola periodica è costituito da atomi, che a loro volta sono composti da neutroni, protoni ed elettroni. Gli elettroni sono particelle con carico negativo che si trovano attorno al nucleo di qualsiasi atomo, distribuiti nell'orbitale degli elettroni.

Gli orbitali di elettroni sono il volume dello spazio in cui un elettrone ha il 95% di probabilità di essere. Esistono diversi tipi di orbitali, con modi diversi. In ciascun orbitale può essere localizzato un massimo di due elettroni. Il primo orbitale di un atomo è dove c'è la più grande probabilità di trovare elettroni.

Gli orbitali sono designati con le lettere S, P, D e F, vale a dire acuto, principio, diffuso e fondamentale e si combinano quando gli atomi sono uniti per formare una molecola più grande. In ogni strato dell'atomo sono queste combinazioni di orbitali.

Ad esempio, nello strato 1 dell'atomo sono gli orbitali s, nello strato 2 ci sono orbitali s e p, all'interno dello strato 3 dell'atomo ci sono orbitali S, p e d e infine nello strato 4 dell'atomo sono tutti gli orbitali S, p, d e f.

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Anche negli orbitali troviamo diversi livelli, che a loro volta possono salvare più elettroni. Gli orbitali a diversi livelli di energia sono simili tra loro, ma occupano aree diverse nello spazio.

Il primo orbitale e il secondo orbitale hanno le stesse caratteristiche di un orbitale s hanno nodi radiali, sono più probabili di volume sferico e possono sostenere solo due elettroni. Tuttavia, si trovano a diversi livelli di energia e quindi occupano spazi diversi intorno al nucleo.

Posizione nella tavola periodica degli elementi

Ciascuna delle configurazioni elettroniche degli elementi è unica, motivo per cui determinano la loro posizione nella tabella periodica degli elementi. Questa posizione è definita dal periodo di ciascun elemento e dal suo numero atomico per la quantità di elettroni che l'elemento ha.

Pertanto, l'uso della tabella periodica per determinare la configurazione degli elettroni negli atomi è la chiave. Gli elementi sono divisi in gruppi in base alle loro configurazioni elettroniche come segue:

Ogni orbitale è rappresentato in blocchi specifici all'interno della tabella periodica degli elementi. Ad esempio, il blocco orbitale S è la regione dei metalli alcalini, il primo gruppo nel tavolo e dove ci sono sei elementi di litio (LI), rubidio (RB), potassio (k), sodio (NA), franceo (FR) e Cesio (CS) e anche idrogeno (H), che non è un metallo, ma un gas.

Questo gruppo di elementi ha un elettrone, che di solito viene perso per formare uno ione con carico positivo. Sono i metalli più attivi e i più reattivi.

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Idrogeno, in questo caso è un gas, ma si trova all'interno del gruppo 1 dalla tavola periodica di elementi poiché ha anche un solo elettrone. L'idrogeno può formare ioni con un singolo carico positivo, ma ottenere il suo unico elettrone richiede molta più energia che rimuovere gli elettroni dagli altri metalli alcalini. Formando composti, l'idrogeno genera di solito legami covalenti.

Tuttavia, in pressioni molto elevate, l'idrogeno diventa metallico e si comporta come il resto degli elementi del suo gruppo. Ciò si verifica, ad esempio, all'interno del core del pianeta Giove.

Il gruppo 2 corrisponde a metalli alcalinotherro, poiché i loro ossidi hanno proprietà alcaline. Tra gli elementi di questo gruppo troviamo magnesio (mg) e calcio (CA). I suoi orbitali appartengono anche ai livelli s.

I metalli di transizione, che corrispondono a gruppi da 3 a 12 nella tabella periodica hanno orbitali di tipo D.

Gli elementi che vanno dal gruppo 13 a 18 nella tabella corrispondono agli orbitali p. E infine gli elementi noti come Lantanides e Actinids hanno orbitali chiamati f.

Posizione elettronica negli orbitali

Gli elettroni si trovano negli orbitali atomici come un modo per ridurre l'energia. Pertanto, se cercano di aumentare l'energia, gli elettroni riempiranno i principali livelli orbitali, allontanandosi dal nucleo dell'atomo.

Si deve considerare che gli elettroni hanno una proprietà intrinseca nota come spin. Questo è un concetto quantistico che determina tra le altre cose, l'elettrone si gira all'interno dell'orbitale. Ciò che è essenziale per determinare la sua posizione nei sotto -livelli di energia.

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Le regole che determinano la posizione degli elettroni negli orbitali atomici sono le seguenti:

• Principio di Aufbau: gli elettroni entrano per prima gli orbitali con meno energia. Questo principio si basa sui diagrammi dei livelli di energia di alcuni atomi.

• Principio di esclusione di Pauli: un orbitale atomico può descrivere almeno due elettroni. Ciò significa che solo due elettroni con spin di elettroni diversi possono occupare un orbitale atomico.

Ciò implica che un orbitale atomico è uno stato energetico.

• Regola Sinn: quando gli elettroni occupano orbitali della stessa energia, gli elettroni entreranno nei primi orbitali vuoti. Ciò significa che gli elettroni preferiscono le spine parallele in orbitale separate dai sotto -livelli di energia.

Gli elettroni riempiranno tutti gli orbitali nei livelli secondari prima di incontrare gli opposti.

Impostazioni elettroniche speciali

Ci sono anche atomi con casi speciali di sotto -livello di energia. Quando due elettroni occupano lo stesso orbita.

In caso di energia secondaria di energia, un sotto -livello mezzo pieno e un pieno pieno, riducono l'energia dell'atomo. Questo porta all'atomo ad avere una maggiore stabilità.

Riferimenti

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