Электронная конфигурация - Electron configuration

В атомной физике и квантовой химии , то электронная конфигурация является распределение электронов в качестве атома или молекулы (или другой физической структуры) в атомных или молекулярных орбиталей . Например, электронная конфигурация атома неона 1s 2 2s 2 2p 6 , что означает, что подоболочки 1s, 2s и 2p заняты 2, 2 и 6 электронами соответственно.

Электронные конфигурации описывают каждый электрон как движущийся независимо по орбите в среднем поле, создаваемом всеми другими орбиталями. Математически конфигурации описываются определителями Слейтера или функциями состояния конфигурации .

Согласно законам квантовой механики , для систем только с одним электроном, уровень энергии связан с каждой электронной конфигурацией, и в определенных условиях электроны могут переходить из одной конфигурации в другую путем испускания или поглощения кванта энергии. , в виде фотона .

Знание электронной конфигурации различных атомов полезно для понимания структуры периодической таблицы элементов. Это также полезно для описания химических связей, удерживающих атомы вместе. В объемных материалах эта же идея помогает объяснить особые свойства лазеров и полупроводников .

Оболочки и подоболочки

s ( = 0) р ( = 1)
m = 0 m = 0 м = ± 1
s p z p x п у
п = 1 Атомно-орбитальное-облако n1 l0 m0.png
п = 2 Атомно-орбитальное-облако n2 l0 m0.png Атомно-орбитальное-облако n2 l1 m0.png Атомно-орбитальное-облако n2 px.png Атомно-орбитальное-облако n2 py.png

Электронная конфигурация была впервые задумана в рамках модели атома Бора , и до сих пор принято говорить об оболочках и подоболочках, несмотря на успехи в понимании квантово-механической природы электронов.

Электронная оболочка представляет собой набор разрешенных состояний , которые разделяют один и то же главное квантовое число , п (число перед буквой в орбитальном этикетке), что электроны могут занимать. На n- й электронной оболочке атома может находиться 2 n 2 электронов, например, первая оболочка может вмещать 2 электрона, вторая оболочка - 8 электронов, третья оболочка - 18 электронов и так далее. Множитель два возникает из-за того, что разрешенные состояния удваиваются из-за спина электрона - каждая атомная орбиталь допускает до двух идентичных электронов с противоположным спином, один со спином +1/2 (обычно обозначается стрелкой вверх) и один с спин -1/2 (со стрелкой вниз).

Подоболочка представляет собой набор состояний , определяемых общим азимутальным квантовым числом , l, внутри оболочки. Значение находится в диапазоне от 0 до n - 1. Значения ℓ = 0, 1, 2, 3 соответствуют меткам s , p , d и f соответственно. Например, 3 д подоболочка имеет п = 3 и ℓ = 2. Максимальное число электронов , которые могут быть размещены в субоболочке дается формулой 2 (2ℓ + 1). Это дает два электрона в подоболочке s, шесть электронов в подоболочке ap, десять электронов в подоболочке ad и четырнадцать электронов в подоболочке f.

Число электронов, которые могут занимать каждую оболочку и каждую подоболочку, вытекает из уравнений квантовой механики, в частности принципа исключения Паули , который гласит, что никакие два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковые значения четырех квантовых чисел .

Обозначение

Физики и химики используют стандартные обозначения для обозначения электронных конфигураций атомов и молекул. Для атомов обозначение состоит из последовательности меток атомной подоболочки (например, для фосфора это последовательность 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) с числом электронов, присвоенным каждой подоболочке, помещенным в виде верхнего индекса. Например, водород имеет один электрон на s-орбитали первой оболочки, поэтому его конфигурация записывается 1s 1 . Литий имеет два электрона в 1s-подоболочке и один в (более высокоэнергетической) 2s-подоболочке, поэтому его конфигурация записывается 1s 2  2s 1 (произносится как «один-с-два, два-с-один»). Фосфор ( атомный номер 15) имеет следующий вид: 1s 2  2s 2  2p 6  3s 2  3p 3 .

Для атомов с большим количеством электронов это обозначение может стать длинным, поэтому используются сокращенные обозначения. Электронную конфигурацию можно представить себе как остовные электроны , эквивалентные благородному газу предыдущего периода , и валентные электроны : каждый элемент в периоде отличается только несколькими последними подоболочками. Фосфор, например, находится в третьем периоде. Он отличается от неона второго периода , конфигурация которого 1s 2  2s 2  2p 6 , только наличием третьей оболочки. Часть его конфигурации, которая эквивалентна неону, обозначается аббревиатурой [Ne], что позволяет записать конфигурацию фосфора как [Ne] 3s 2  3p 3, а не записывать детали конфигурации неона в явном виде. Это соглашение полезно, поскольку именно электроны во внешней оболочке в наибольшей степени определяют химию элемента.

Для данной конфигурации порядок записи орбиталей полностью не фиксирован, поскольку физическое значение имеют только орбитальные заселенности. Например, электронная конфигурация основного состояния титана может быть записана как [Ar] 4s 2  3d 2 или [Ar] 3d 2  4s 2 . Первые обозначения соответствуют порядку, основанному на правиле Маделунга для конфигураций нейтральных атомов; 4s заполняется перед 3d в последовательности Ar, K, Ca, Sc, Ti. Второе обозначение группирует все орбитали с одинаковым значением n вместе, что соответствует «спектроскопическому» порядку орбитальных энергий, который является обратным порядку, в котором электроны удаляются из данного атома с образованием положительных ионов; 3d заполняется до 4 секунд в последовательности Ti 4+ , Ti 3+ , Ti 2+ , Ti + , Ti.

Верхний индекс 1 для отдельно занятой подоболочки не обязателен; например, алюминий может быть записан как [Ne] 3s 2  3p 1 или [Ne] 3s 2  3p. В атомах, где подоболочка не занята, несмотря на занятость более высоких подоболочек (как в случае с некоторыми ионами, а также с некоторыми нейтральными атомами, которые, как показано, отклоняются от правила Маделунга ), пустая подоболочка либо обозначается верхним индексом 0, либо вообще не учитывается. . Например, нейтральный палладий может быть записан как [Kr] 4d 10 5s 0 или просто [Kr] 4d 10 , а ион лантана (III) может быть записан как [Xe] 4f 0 или просто [Xe].

Довольно часто можно увидеть буквы орбитальных меток (s, p, d, f), написанные курсивом или наклонным шрифтом, хотя Международный союз чистой и прикладной химии (IUPAC) рекомендует обычный шрифт (используемый здесь) . Выбор букв происходит из устаревшей системы классификации спектральных линий на «резкие», «основные», «диффузные» и «фундаментальные» (или «тонкие») на основе их наблюдаемой тонкой структуры : их современное использование указывает на орбитали. с азимутальным квантовым числом , л , 0, 1, 2 или 3 соответственно. После «f» последовательность продолжается в алфавитном порядке «g», «h», «i» ... (  = 4, 5, 6 ...), пропуская «j», хотя орбитали этих типов требуются редко.

Электронные конфигурации молекул записываются аналогичным образом, за исключением того, что метки молекулярных орбиталей используются вместо меток атомных орбиталей (см. Ниже).

Энергия основного состояния и возбужденных состояний

Энергия, связанная с электроном, - это энергия его орбитали. Энергия конфигурации часто аппроксимируется как сумма энергии каждого электрона без учета электрон-электронного взаимодействия. Конфигурация, которая соответствует самой низкой электронной энергии, называется основным состоянием . Любая другая конфигурация - возбужденное состояние .

В качестве примера, конфигурация основного состояния атома натрия 1s 2  2s 2  2p 6  3s 1 , как выводится из принципа Ауфбау (см. Ниже). Первое возбужденное состояние получается путем продвижения 3s-электрона на 3p-орбиталь, чтобы получить конфигурацию 1s 2  2s 2  2p 6  3p 1 , сокращенно обозначаемую как 3p-уровень. Атомы могут переходить из одной конфигурации в другую, поглощая или излучая энергию. В натриевой лампы на парах , например, атомы натрия возбуждаются до уровня 3p с помощью электрического разряда, и вернуться в основное состояние, испуская желтый свет с длиной волны 589 нм.

Обычно возбуждение валентных электронов (например, 3s для натрия) включает энергии, соответствующие фотонам видимого или ультрафиолетового света. Возбуждение остовных электронов возможно, но требует гораздо более высоких энергий, обычно соответствующих рентгеновским фотонам. Это могло бы иметь место, например, чтобы возбудить 2p-электрон натрия до уровня 3s и сформировать возбужденную конфигурацию 1s 2  2s 2  2p 5  3s 2 .

В оставшейся части этой статьи рассматривается только конфигурация основного состояния, которую часто называют «конфигурацией атома или молекулы».

История

Ирвинг Ленгмюр был первым, кто предложил в своей статье 1919 года «Расположение электронов в атомах и молекулах», в которой, основываясь на теории кубического атома Гилберта Н. Льюиса и теории химической связи Вальтера Косселя , он изложил свою «концентрическую теорию». атомной структуры ». Ленгмюр развил свою работу по электронной атомной структуре у других химиков, как показано в развитии истории периодической таблицы и правила Октета . Нильс Бор (1923) включил модель Ленгмюра, согласно которой периодичность свойств элементов может быть объяснена электронной структурой атома. Его предложения были основаны на тогдашней Боровской модели атома, в которой электронные оболочки находились на орбитах на фиксированном расстоянии от ядра. Первоначальная конфигурация Бора показалась бы современному химику странной: сера была дана как 2.4.4.6 вместо 1s 2  2s 2  2p 6  3s 2  3p 4 (2.8.6). Бор использовал 4 и 6 после работы Альфреда Вернера 1893 года. Фактически, химики верили в атомы задолго до физиков. Ленгмюр начал свою статью, упомянутую выше, со слов: «Проблема структуры атомов подвергалась нападкам в основном физиков, которые уделяли мало внимания химическим свойствам, которые в конечном итоге должны быть объяснены теорией атомной структуры. Обширный запас знаний о химических свойствах и взаимосвязях, который можно обобщить в Периодической таблице, должен служить лучшей основой для теории атомной структуры, чем относительно скудные экспериментальные данные по чисто физическим направлениям ... Эти электроны располагаются в серия концентрических оболочек, первая из которых содержит два электрона, а все другие оболочки обычно содержат восемь ». Валентные электроны в атоме были описаны Ричардом Абеггом в 1904 году.

В 1924 году Э. К. Стонер включил третье квантовое число Зоммерфельда в описание электронных оболочек и правильно предсказал, что оболочечная структура серы равна 2,8,6. Однако ни система Бора, ни Стоунер не могли правильно описать изменения атомных спектров в магнитном поле ( эффект Зеемана ).

Бор был хорошо осведомлен об этом (и других) недостатках и написал своему другу Вольфгангу Паули с просьбой помочь в спасении квантовой теории (системы, ныне известной как « старая квантовая теория »). Паули понял, что эффект Зеемана должен быть вызван только внешними электронами атома, и смог воспроизвести структуру оболочки Стонера, но с правильной структурой подоболочек, включив четвертое квантовое число и свой принцип исключения (1925). :

Следует запретить более чем одному электрону с одинаковым значением главного квантового числа n иметь одинаковое значение для других трех квантовых чисел k [ ], j [ m ] и m [ m s ].

Уравнение Шредингера , опубликованное в 1926 году, дало три из четырех квантовых чисел как прямое следствие его решения для атома водорода: это решение дает атомные орбитали, которые показаны сегодня в учебниках химии (и выше). Изучение атомных спектров позволило экспериментально определить электронные конфигурации атомов и привело к эмпирическому правилу (известному как правило Маделунга (1936), см. Ниже) для порядка, в котором атомные орбитали заполняются электронами.

Атомы: принцип Ауфбау и правило Маделунга

Принцип aufbau (от немецкого Aufbau , «строить, строить») был важной частью первоначальной концепции Бора о конфигурации электронов. Это можно сформулировать так:

максимум два электрона помещаются на орбитали в порядке возрастания орбитальной энергии: подоболочки с наименьшей энергией заполняются до того, как электроны помещаются на орбитали с более высокой энергией.
Примерный порядок заполнения атомных орбиталей по стрелкам от 1s до 7p. (После 7p заказ включает подоболочки вне диапазона диаграммы, начиная с 8s.)

Этот принцип очень хорошо работает (для основных состояний атомов) для известных 118 элементов, хотя иногда он немного ошибочен. Современная форма принципа ауфбау описывает порядок орбитальных энергий, заданный правилом Маделунга (или правилом Клечковского). Это правило было впервые сформулировано Чарльзом Джанетом в 1929 году, вновь открыто Эрвином Маделунгом в 1936 году, а затем теоретически обосновано В.М. Клечковским :

  1. Подоболочки заполняются в порядке увеличения n + .
  2. Если две подоболочки имеют одинаковое значение n + , они заполняются в порядке увеличения n .

Это дает следующий порядок заполнения орбиталей:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p и 9 с)

В этом списке подоболочки в скобках не заняты в основном состоянии самого тяжелого атома, известного сейчас ( Og , Z = 118).

Принцип Aufbau может быть применен, в модифицированном виде, в протоны и нейтроны в атомном ядре , как и в модели оболочек в ядерной физике и ядерной химии .

Периодическая таблица

Таблица конфигурации электронов

The form of the periodic table is closely related to the electron configuration of the atoms of the elements. For example, all the elements of group 2 have an electron configuration of [E] ns2 (where [E] is an inert gas configuration), and have notable similarities in their chemical properties. In general, the periodicity of the periodic table in terms of periodic table blocks is clearly due to the number of electrons (2, 6, 10, 14...) needed to fill s, p, d, and f subshells. These blocks appear as the rectangular sections of the periodic table. The exception is helium, which despite being an s-block atom is conventionally placed with the other noble gases in the p-block due to its chemical inertness, a consequence of its full outer shell.

Внешнюю электронную оболочку часто называют «валентной оболочкой», которая (в первом приближении) определяет химические свойства. Следует помнить, что сходство химических свойств было замечено более чем за столетие до идеи электронной конфигурации. Неясно, насколько правило Маделунга объясняет (а не просто описывает) периодическую таблицу, хотя некоторые свойства (например, общая степень окисления +2 в первом ряду переходных металлов), очевидно, будут другими при другом порядке орбиталей. начинка.

Недостатки принципа aufbau

Принцип aufbau основан на фундаментальном постулате, согласно которому порядок орбитальных энергий фиксирован как для данного элемента, так и между различными элементами; в обоих случаях это верно лишь приблизительно. Он рассматривает атомные орбитали как «ящики» с фиксированной энергией, в которые можно поместить два электрона и не более. Однако энергия электрона «на» атомной орбитали зависит от энергий всех других электронов атома (или иона, или молекулы и т. Д.). Не существует «одноэлектронных решений» для систем с более чем одним электроном, есть только набор многоэлектронных решений, которые нельзя вычислить точно (хотя существуют математические приближения, такие как метод Хартри – Фока ).

Тот факт, что принцип aufbau основан на приближении, можно увидеть из того факта, что вообще существует почти фиксированный порядок заполнения, что внутри данной оболочки s-орбиталь всегда заполняется раньше p-орбиталей. В водородоподобном атоме , который имеет только один электрон, s-орбиталь и p-орбитали одной и той же оболочки имеют одинаковую энергию в очень хорошем приближении в отсутствие внешних электромагнитных полей. (Однако в реальном атоме водорода энергетические уровни немного расщеплены магнитным полем ядра и квантово-электродинамическими эффектами лэмбовского сдвига .)

Ионизация переходных металлов

Наивное применение принципа aufbau приводит к хорошо известному парадоксу (или кажущемуся парадоксу) в основной химии переходных металлов . Калий и кальций появляются в периодической таблице раньше переходных металлов и имеют электронные конфигурации [Ar] 4s 1 и [Ar] 4s 2 соответственно, то есть 4s-орбиталь заполняется раньше 3d-орбитали. Это в соответствии с правилом Маделунга, как 4s-орбиталь имеет п +  = 4 ( п  = 4,  = 0) , тогда как 3d-орбиталь имеет п +  = 5 ( п  = 3,  = 2). После кальция большинство нейтральных атомов в первой серии переходных металлов (Sc – Zn) имеют конфигурации с двумя 4s-электронами, но есть два исключения. Хром и медь имеют электронные конфигурации [Ar] 3d 5  4s 1 и [Ar] 3d 10  4s 1 соответственно, то есть один электрон перешел с 4s-орбитали на 3d-орбиталь с образованием наполовину заполненной или заполненной подоболочки. В этом случае обычное объяснение состоит в том, что «наполовину заполненные или полностью заполненные подоболочки представляют собой особенно стабильное расположение электронов». Однако это не подтверждается фактами, поскольку вольфрам (W) имеет конфигурацию d 4 s 2, соответствующую Маделунгу, а не d 5 s 1 , а ниобий (Nb) имеет аномальную конфигурацию d 4 s 1 , которая не дает ему наполовину заполненная или полностью заполненная подоболочка.

Кажущийся парадокс возникает, когда электроны удаляются из атомов переходного металла с образованием ионов . Первые ионизируемые электроны приходят не с 3d-орбитали, как можно было бы ожидать, если бы она была «более высокой по энергии», а с 4s-орбитали. Этот обмен электронами между 4s и 3d обнаружен для всех атомов первого ряда переходных металлов. Конфигурации нейтральных атомов (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...) обычно следуют порядку 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...; однако последовательные стадии ионизации данного атома (например, Fe 4+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Fe + , Fe) обычно следуют порядку 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, .. .

Это явление парадоксально только в том случае, если предположить, что энергетический порядок атомных орбиталей фиксирован и не зависит от заряда ядра или присутствия электронов на других орбиталях. Если бы это было так, 3d-орбиталь имела бы ту же энергию, что и 3p-орбиталь, как и в водороде, но это явно не так. Нет особой причины, по которой ион Fe 2+ должен иметь такую ​​же электронную конфигурацию, что и атом хрома, учитывая, что в ядре железа на два протона больше, чем у хрома, и что химический состав этих двух частиц сильно различается. Мелроуз и Эрик Шерри проанализировали изменения орбитальной энергии с заполнением орбит с точки зрения двухэлектронных интегралов отталкивания метода Хартри-Фока для расчета атомной структуры. Совсем недавно Скерри утверждал, что вопреки тому, что указано в подавляющем большинстве источников, включая заголовок его предыдущей статьи по этому вопросу, на самом деле преимущественно заняты трехмерные орбитали, а не четвертые.

В химической среде конфигурации могут меняться еще больше: Th 3+ в качестве чистого иона имеет конфигурацию [Rn] 5f 1 , однако в большинстве соединений Th III вместо этого атом тория имеет конфигурацию 6d 1 . В основном то, что присутствует, представляет собой скорее суперпозицию различных конфигураций. Например, металлическая медь плохо описывается конфигурацией [Ar] 3d 10 4s 1 или [Ar] 3d 9 4s 2 , но довольно хорошо описывается как 90% -ный вклад первого и 10% -ный вклад секунда. В самом деле, видимого света уже достаточно для возбуждения электронов в большинстве переходных металлов, и они часто непрерывно «протекают» через различные конфигурации, когда это происходит (медь и ее группа являются исключением).

Подобные ионоподобные конфигурации 3d x 4s 0 встречаются в комплексах переходных металлов, как описано простой теорией кристаллического поля , даже если металл имеет степень окисления  0. Например, гексакарбонил хрома можно описать как атом хрома (не ион), окруженный шесть лигандов окиси углерода . Электронная конфигурация центрального атома хрома описывается как 3d 6 с шестью электронами, заполняющими три d-орбитали с более низкой энергией между лигандами. Две другие d-орбитали имеют более высокую энергию из-за кристаллического поля лигандов. Эта картина согласуется с экспериментальным фактом, что комплекс является диамагнитным , что означает отсутствие неспаренных электронов. Однако при более точном описании с использованием теории молекулярных орбиталей d-подобные орбитали, занятые шестью электронами, больше не идентичны d-орбиталям свободного атома.

Другие исключения из правила Маделунга

Есть еще несколько исключений из правила Маделунга среди более тяжелых элементов, и по мере увеличения атомного номера становится все труднее найти простые объяснения, такие как стабильность наполовину заполненных подоболочек. Большинство исключений можно предсказать с помощью расчетов Хартри – Фока, которые являются приближенным методом учета влияния других электронов на орбитальные энергии. Качественно, например, мы можем видеть, что 4d-элементы имеют наибольшую концентрацию аномалий Маделунга, потому что щель 4d – 5s меньше, чем щели 3d – 4s и 5d – 6s.

Для более тяжелых элементов также необходимо учитывать влияние специальной теории относительности на энергии атомных орбиталей, поскольку электроны внутренней оболочки движутся со скоростью, приближающейся к скорости света . В общем, эти релятивистские эффекты имеют тенденцию уменьшать энергию s-орбиталей по сравнению с другими атомными орбиталями. По этой причине предсказывается, что элементы 6d не имеют аномалий Маделунга, кроме лоуренсия (для которого релятивистские эффекты также стабилизируют орбиталь p 1/2 и вызывают ее заполнение в основном состоянии), поскольку относительность вмешивается, чтобы сделать орбитали 7s ниже по энергии, чем 6d.

В таблице ниже показаны конфигурации атомов f-блока (зеленый) и d-блока (синий). Он показывает конфигурацию основного состояния с точки зрения занятости орбиты, но не показывает основное состояние с точки зрения последовательности орбитальных энергий, определенной спектроскопически. Например, в переходных металлах 4s-орбиталь имеет более высокую энергию, чем 3d-орбитали; а в лантаноидах 6s выше, чем 4f и 5d. Основные состояния можно увидеть в электронных конфигурациях элементов (страница данных) . Однако это также зависит от заряда: у атома Ca энергия на 4s ниже, чем у 3d, а у катиона Ca 2+ энергия на 3d меньше, чем на 4s. На практике конфигурации, предсказываемые правилом Маделунга, по крайней мере, близки к основному состоянию даже в этих аномальных случаях. Пустые f-орбитали в лантане, актинии и тории способствуют химической связи, как и пустые p-орбитали в переходных металлах.

Вакантные s, d и f орбитали были показаны явно, как это иногда делается, чтобы подчеркнуть порядок заполнения и прояснить, что даже орбитали, незанятые в основном состоянии (например, лантан 4f или палладий 5s), могут быть заняты и связываться в химических соединениях. . (То же самое верно и для p-орбиталей, которые явно не показаны, потому что они фактически заняты только для лоуренсия в основных состояниях газовой фазы.)

Электронные оболочки, заполненные с нарушением правила Маделунга (красный)
Предсказания для элементов 109–112
Период 4   Период 5   Период 6   Период 7
Элемент Z Электронная конфигурация   Элемент Z Электронная конфигурация   Элемент Z Электронная конфигурация   Элемент Z Электронная конфигурация
        Лантан 57 год [ Xe ] 6s 2 4f 0 5d 1   Актиний 89 [ Rn ] 7s 2 5f 0 6d 1
        Церий 58 [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1   Торий 90 [ Rn ] 7s 2 5f 0 6d 2
        Празеодим 59 [ Xe ] 6s 2 4f 3 5d 0   Протактиний 91 [ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1
        Неодим 60 [ Xe ] 6s 2 4f 4 5d 0   Уран 92 [ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1
        Прометий 61 [ Xe ] 6s 2 4f 5 5d 0   Нептуний 93 [ Rn ] 7s 2 5f 4 6d 1
        Самарий 62 [ Xe ] 6s 2 4f 6 5d 0   Плутоний 94 [ Rn ] 7s 2 5f 6 6d 0
        Европий 63 [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 0   Америций 95 [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 0
        Гадолиний 64 [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1   Кюрий 96 [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1
        Тербий 65 [ Xe ] 6s 2 4f 9 5d 0   Беркелиум 97 [ Rn ] 7s 2 5f 9 6d 0
        Диспрозий 66 [ Xe ] 6s 2 4f 10 5d 0   Калифорний 98 [ Rn ] 7s 2 5f 10 6d 0
        Гольмий 67 [ Xe ] 6s 2 4f 11 5d 0   Эйнштейний 99 [ Rn ] 7s 2 5f 11 6d 0
        Эрбий 68 [ Xe ] 6s 2 4f 12 5d 0   Фермий 100 [ Rn ] 7s 2 5f 12 6d 0
        Тулий 69 [ Xe ] 6s 2 4f 13 5d 0   Менделевий 101 [ Rn ] 7s 2 5f 13 6d 0
        Иттербий 70 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 0   Нобелий 102 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 0
Скандий 21 год [ Ar ] 4s 2 3d 1   Иттрий 39 [ Kr ] 5с 21   Лютеций 71 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 1   Лоуренсий 103 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 0 7p 1
Титана 22 [ Ar ] 4s 2 3d 2   Цирконий 40 [ Kr ] 5с 22   Гафний 72 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 2   Резерфордий 104 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 2
Ванадий 23 [ Ar ] 4s 2 3d 3   Ниобий 41 год [ Kr ] 14   Тантал 73 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 3   Дубний 105 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 3
Хром 24 [ Ar ] 4s 1 3d 5   Молибден 42 [ Kr ] 5s 1 4d 5   Вольфрам 74 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 4   Сиборгий 106 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 4
Марганец 25 [ Ar ] 4s 2 3d 5   Технеций 43 год [ Kr ] 5с 25   Рений 75 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 5   Бориум 107 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 5
Железо 26 [ Ar ] 4s 2 3d 6   Рутений 44 год [ Kr ] 17   Осмий 76 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 6   Калий 108 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 6
Кобальт 27 [ Ar ] 4s 2 3d 7   Родий 45 [ Kr ] 5s 1 4d 8   Иридий 77 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 7   Мейтнерий 109 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 7
Никель 28 год [ Ar ] 4s 2 3d 8 или
[ Ar ] 4s 1 3d 9 ( оспаривается )
  Палладий 46 [ Kr ] 010   Платина 78 [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9   Дармштадтиум 110 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 8
Медь 29 [ Ar ] 4s 1 3d 10   Серебряный 47 [ Kr ] 110   Золото 79 [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10   Рентгений 111 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 9
Цинк 30 [ Ar ] 4s 2 3d 10   Кадмий 48 [ Kr ] 5с 210   Меркурий 80 [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10   Копернициум 112 [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10

Различные аномалии описывают свободные атомы и не обязательно предсказывают химическое поведение. Так, например, неодим обычно образует степень окисления +3, несмотря на его конфигурацию [Xe] 4f 4 5d 0 6s 2, которая при наивной интерпретации предполагает более стабильную степень окисления +2, соответствующую потере только 6s электронов. Напротив, уран в виде [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2 также не очень стабилен в степени окисления +3, предпочитая +4 и +6.

Конфигурация электронной оболочки элементов за пределами хассия еще не была эмпирически подтверждена, но ожидается, что они будут следовать правилу Маделунга без исключений до элемента 120 . Элемент 121 должен иметь аномальную конфигурацию [ Og ] 8s 2 5g 0 6f 0 7d 0 8p 1 , имея ap, а не ag электрон. Электронные конфигурации сверх этого являются предварительными, и прогнозы различаются между моделями, но ожидается, что правило Маделунга нарушится из-за близости энергии орбиталей 5g, 6f, 7d и 8p 1/2 . Тем не менее, последовательность заполнения 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, по прогнозам, будет выполняться приблизительно, с возмущениями из-за огромного спин-орбитального расщепления оболочек 8p и 9p и огромной релятивистской стабилизации оболочки 9s.

Открытые и закрытые оболочки

В контексте атомных орбиталей , открытая оболочка представляет собой валентную оболочку , которая не полностью заполнена электронами , или что не дало всех его валентных электронов через химические связи с другими атомами или молекулами в процессе химической реакции. И наоборот, закрытая оболочка получается с полностью заполненной валентной оболочкой. Эта конфигурация очень стабильна.

Для молекул «открытая оболочка» означает наличие неспаренных электронов. В молекулярных орбиталей теории, это приводит к молекулярных орбиталей, которые по отдельности заняты. В вычислительной химии реализации теории молекулярных орбиталей молекулы с открытой оболочкой должны обрабатываться либо ограниченным методом Хартри – Фока с открытой оболочкой, либо неограниченным методом Хартри – Фока . Напротив, конфигурация с закрытой оболочкой соответствует состоянию, в котором все молекулярные орбитали либо дважды заняты, либо пусты ( синглетное состояние ). Молекулы с открытой оболочкой труднее изучать с помощью вычислений.

Конфигурация благородного газа

Конфигурация благородного газа - это электронная конфигурация благородных газов. В основе всех химических реакций лежит стремление химических элементов обретать стабильность. Атомы основной группы обычно подчиняются правилу октетов , в то время как переходные металлы обычно подчиняются правилу 18 электронов . Эти благородные газы ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) менее активны , чем другие элементы , так как они уже имеют конфигурацию благородного газа. Предполагается, что Оганессон будет более реактивным из-за релятивистских эффектов для тяжелых атомов.

Период Элемент Конфигурация
1 Он 2
2 Ne 2 2 2п 6
3 Ar 2 2 2п 6 2 3п 6
4 Kr 2 2 2п 6 2 3п 6 210 4п 6
5 Xe 2 2 2п 6 2 3п 6 210 4п 6 210 5п 6
6 Rn 2 2 2п 6 2 3п 6 210 4п 6 210 5п 6 21410 6п 6
7 Og 2 2 2п 6 2 3п 6 210 4п 6 210 5п 6 21410 6п 6 21410 7п 6

Каждая система имеет тенденцию к достижению состояния стабильности или состояния минимальной энергии, и поэтому химические элементы принимают участие в химических реакциях, чтобы приобрести стабильную электронную конфигурацию, аналогичную конфигурации ближайшего к ней благородного газа . Примером этой тенденции являются два атома водорода (H), реагирующие с одним атомом кислорода (O) с образованием воды (H 2 O). Нейтральный атомарный водород имеет 1 электрон в валентной оболочке, а при образовании воды он приобретает долю второго электрона, приходящего от кислорода, так что его конфигурация аналогична конфигурации его ближайшего благородного газа гелия с 2 электронами в валентной оболочке. Точно так же нейтральный атомарный кислород имеет 6 электронов в валентной оболочке и получает долю двух электронов от двух атомов водорода, так что его конфигурация аналогична конфигурации его ближайшего благородного газа неона с 8 электронами в валентной оболочке.

Электронная конфигурация в молекулах

В молекулах ситуация становится более сложной, поскольку каждая молекула имеет разную орбитальную структуру. В молекулярных орбиталей обозначены в соответствии с их симметрии , а не атомных орбитальных меток , используемых для атомов и одноатомных ионов: следовательно, электронная конфигурация из молекулярного кислорода молекулы, О 2 , записывается 1σ г 2  1σ у 2  2σ г 2  2σ у 2  3σ g 2  1π u 4  1π g 2 , или, что то же самое, 1σ g 2  1σ u 2  2σ g 2  2σ u 2  1π u 4  3σ g 2  1π g 2 . Член 1π g 2 представляет два электрона в двух вырожденных π * -орбиталях (разрыхление связи). Из правил Хунда , эти электроны имеют параллельные спины в состоянии , и поэтому молекулярный кислород имеет чистый магнитный момент (это парамагнитное ). Объяснение парамагнетизма дикислорода было большим успехом теории молекулярных орбиталей .

Электронная конфигурация многоатомных молекул может изменяться без поглощения или испускания фотона через вибронные связи .

Электронная конфигурация в твердых телах

В твердом теле электронных состояний становится очень много. Они перестают быть дискретными и эффективно сливаются с непрерывными диапазонами возможных состояний ( электронная зона ). Понятие электронной конфигурации перестает быть актуальным и уступает место зонной теории .

Приложения

Наиболее распространенное применение электронных конфигураций - рационализация химических свойств как в неорганической, так и в органической химии. Фактически, электронные конфигурации, наряду с некоторой упрощенной формой теории молекулярных орбиталей , стали современным эквивалентом концепции валентности , описывающей количество и тип химических связей, которые, как ожидается, может образовать атом.

Этот подход получил дальнейшее развитие в вычислительной химии , которая обычно пытается сделать количественные оценки химических свойств. В течение многих лет большинство таких вычислений основывались на приближении « линейной комбинации атомных орбиталей » (ЛКАО), используя в качестве отправной точки все более крупный и сложный базисный набор атомных орбиталей. Последним шагом в таком расчете является отнесение электронов к молекулярным орбиталям в соответствии с принципом Ауфбау. Не все методы вычислительной химии полагаются на электронную конфигурацию: теория функционала плотности (DFT) является важным примером метода, который отбрасывает модель.

Для атомов или молекул с более чем одним электроном движение электронов коррелировано, и такая картина больше не точна. Для точного описания любой многоэлектронной системы требуется очень большое количество электронных конфигураций, и никакая энергия не может быть связана с одной единственной конфигурацией. Однако в электронной волновой функции обычно преобладает очень небольшое количество конфигураций, и поэтому понятие электронной конфигурации остается существенным для многоэлектронных систем.

Фундаментальное применение электронных конфигураций - интерпретация атомных спектров . В этом случае необходимо дополнить электронную конфигурацию одним или несколькими символами терминов , которые описывают различные уровни энергии, доступные для атома. Условные обозначения могут быть вычислены для любой электронной конфигурации, а не только для конфигурации основного состояния, указанной в таблицах, хотя на практике наблюдаются не все уровни энергии. Именно посредством анализа атомных спектров были экспериментально определены основные электронные конфигурации элементов.

Смотрите также

Примечания

внешние ссылки