Wat zijn de energiesub-niveaus?

de subniveaus van energie in het atoom zijn ze de vorm waarin de elektronen zijn georganiseerd in de elektronische lagen, hun verdeling in het molecuul of atoom. Deze energieniveaus worden orbitalen genoemd.

De organisatie van de elektronen in subniveaus is wat de chemische combinaties van verschillende atomen mogelijk maakt en definieert ook hun positie binnen het Periodiek Systeem der Elementen.

De elektronen worden op een bepaalde manier in de elektronische lagen van het atoom gerangschikt door een combinatie van kwantumtoestanden. Op het moment dat een van deze toestanden wordt bezet door een elektron, moeten de andere elektronen in een andere staat worden geplaatst.

introductie

Elk chemisch element in het periodiek systeem bestaat uit atomen, die op hun beurt zijn samengesteld uit neutronen, protonen en elektronen. Elektronen zijn negatief geladen deeltjes die rond de kern van een atoom worden gevonden, verdeeld in de elektronenorbitalen.

Elektronenorbitalen zijn het ruimtevolume waarin een elektron 95% kans heeft gevonden te worden. Er zijn verschillende soorten orbitalen, met verschillende vormen. In elke baan kunnen maximaal twee elektronen worden gelokaliseerd. De eerste orbitaal van een atoom is waar de grootste kans is om elektronen te vinden.

Orbitalen zijn aangeduid met de letters s, p, d en f ie Sharp, Principe, diffuse en de fundamentele en combineren wanneer atomen zijn verbonden om een ​​groter molecuul te vormen. Deze combinaties van orbitalen worden gevonden in elke laag van het atoom.

Zo laag 1 atoom orbitalen S liggen in de laag 2 bevindt orbitalen S en P, in de laag 3 atoom er orbitalen S, P en D en tenslotte in de laag 4 atomen zijn S-, P-, D- en F-orbitalen.

Ook in de orbitalen vinden we verschillende subniveaus, die op hun beurt meer elektronen kunnen opslaan. De orbitalen in verschillende energieniveaus zijn vergelijkbaar met elkaar, maar bezetten verschillende gebieden in de ruimte.

De eerste en tweede orbitale orbitale dezelfde kenmerken als een orbitale S hebben radiale knopen, vaker geeft volume en kan twee elektronen houden. Ze bevinden zich echter op verschillende energieniveaus en bezetten daardoor verschillende ruimtes rondom de kern.

Locatie in het periodiek systeem der elementen

Elk van de elektronische configuraties van de elementen is uniek en daarom bepalen ze hun positie in het periodiek systeem der elementen. Deze positie wordt bepaald door de periode van elk element en zijn atoomnummer door het aantal elektronen dat het atoom van het element heeft.

Op deze manier is het belangrijk om het periodiek systeem te gebruiken om de configuratie van elektronen in atomen te bepalen. De elementen zijn als volgt in groepen verdeeld volgens hun elektronische configuraties:

Elke orbitaal wordt weergegeven in specifieke blokken binnen het Periodiek systeem der elementen. Bijvoorbeeld het blok orbitale S het gebied van de alkalimetalen, de eerste groep van de tafel en die zes lithium (Li), rubidium (Rb), kalium (K), natrium (Na), francium elementen ( Fr) en Cesium (Cs) en ook waterstof (H), dat geen metaal maar een gas is.

Deze groep elementen heeft een elektron, dat meestal gemakkelijk verloren gaat om een ​​positief geladen ion te vormen. Het zijn de meest actieve metalen en de meest reactieve.

Waterstof is in dit geval een gas, maar het bevindt zich binnen groep 1 van het Periodiek Systeem der Elementen, omdat het ook maar één elektron heeft. Waterstof kan ionen vormen met een enkele positieve lading, maar het bereiken van zijn enkele elektron vereist veel meer energie dan het verwijderen van de elektronen van de andere alkalimetalen. Bij het vormen van verbindingen genereert waterstof gewoonlijk covalente bindingen.

Onder zeer hoge drukken wordt waterstof echter metaalachtig en gedraagt ​​zich als de rest van de elementen van zijn groep. Dit gebeurt bijvoorbeeld in de kern van de planeet Jupiter.

Groep 2 komt overeen met aardalkalimetalen, omdat hun oxiden alkalische eigenschappen hebben. Onder de elementen van deze groep vinden we Magnesium (Mg) en Calcium (Ca). Hun orbitalen behoren ook tot het S-niveau.

De overgangsmetalen, die overeenkomen met de groepen van 3 tot 12 in het periodiek systeem, hebben type D-orbitalen.

De elementen van de groep 13 tot 18 in de tabel komen overeen met orbitaal P. Tenslotte elementen bekend lanthaniden en actiniden hebben orbitale naam F.

Locatie van het elektron in de orbitalen

Elektronen worden gevonden in de orbitalen van het atoom als een manier om energie te verminderen. Daarom, als je de energie probeert te vergroten, zullen de elektronen de belangrijkste orbitale niveaus vullen, weg van de kern van het atoom.

We moeten er rekening mee houden dat elektronen een intrinsieke eigenschap hebben die bekend staat als spin. Dit is een kwantumconcept dat, onder andere, de spin van het elektron in de baan bepaalt. Wat is essentieel om je positie in de energieniveaus te bepalen.

De regels die de positie van de elektronen in de orbitalen van het atoom bepalen, zijn de volgende:

• Principe van Aufbau: elektronen komen eerst in de orbitalen met lagere energie. Dit principe is gebaseerd op de diagrammen van de energieniveaus van bepaalde atomen.

• Pauli-uitsluitingsprincipe: een atoomorbitum kan ten minste twee elektronen beschrijven. Dit betekent dat slechts twee elektronen met verschillende elektronspin een atomaire orbitaal kunnen innemen.

Dit impliceert dat een atomaire orbitaal een energetische toestand is.

• Hund's Rule: wanneer de elektronen orbitalen van dezelfde energie bezetten, zullen de elektronen als eerste de lege orbitalen binnengaan. Dit betekent dat elektronen parallelle spins prefereren in afzonderlijke orbitalen van de energiesub-niveaus.

De elektronen vullen alle orbitalen in de sublevels voordat ze tegenovergestelde spins tegenkomen.

Speciale elektronische configuraties

Er zijn ook atomen met speciale gevallen van energiesub-niveaus. Wanneer twee elektronen bezetten dezelfde orbitaal, moeten ze niet alleen verschillende rotaties (zoals aangegeven door de uitsluitingsprincipe) maar koppelen energetische elektronen enigszins stijgt.

In het geval van energiesubniveaus, vermindert een halfvol en een volledig subniveau de energie van het atoom. Dit zorgt ervoor dat het atoom meer stabiliteit heeft.

referenties

1. Elektron configuratie. Opgehaald van Wikipedia.com.
2. Elektronische configuraties Intro. Opgehaald in chem.libretexts.org.
3. Orbitalen en obligaties. Opgehaald van chem.fsu.edu.
4. Periodiek systeem, hoofdgroepselementen. Opgehaald van newworldencyclopedia.org.
5. Electroconfiguratieprincipes. Hersteld van sartep.com.
6. Elektronische configuratie van elementen. Teruggeplaatst van science.uwaterloo.ca.
7. Electron Spin. Teruggeplaatst van hyperphysics.phy-astr.gsu.edu.