Elektronska konfiguracija

Elektronska konfiguracija elementa je raspored elektrona koji pripadaju atomu datog elementa na njegovim elektronskim orbitalama.^[1] For example, the electron configuration of the neon atom is 1s² 2s² 2p⁶, meaning that the 1s, 2s and 2p subshells are occupied by 2, 2 and 6 electrons respectively. Računa se da u osnovnom energetskom stanju svi atomi datog elementa imaju istu elektronsku konfiguraciju ukoliko nisu vezani sa drugim atomima. Elektronska konfiguracija se utvrđuje na osnovu spektroskopskih ispitivanja i uz pomoć teoretskih proračuna. Kod mnogih elemenata, posebno lantanoida i prelaznih metala, postoje nesuglasice oko njihove elektronske konfiguracije.

Elektronske konfiguracije opisuju da se svaki elektron kreće nezavisno u orbitali, u prosečnom polju koje stvaraju sve druge orbitale. Matematički, konfiguracije su opisane Slejterovim determinantama ili funkcijama stanja konfiguracije.

Prema zakonima kvantne mehanike, za sisteme sa samo jednim elektronom, nivo energije je povezan sa svakom konfiguracijom elektrona i u određenim uslovima, elektroni mogu da se kreću iz jedne konfiguracije u drugu emisijom ili apsorpcijom kvanta energije, u obliku fotona.

Poznavanje elektronske konfiguracije različitih atoma je korisno za razumevanje strukture periodnog sistema elemenata. Ovo je takođe korisno za opisivanje hemijskih veza koje drže atome zajedno. U rasutim materijalima, ova ista ideja pomaže da se objasne posebna svojstva lasera i poluprovodnika.

Način zapisa konfiguracije

Elektronska konfiguracija se zapisuje na određen način. Taj zapis može da izgleda na primer ovako:

neon: 1s²2s²2p⁶

ili ovako:

Brojevi koji se javljaju ispred slova označavaju energetske nivoe. Njihova numerizacija počinje od orbitale najbliže jezgru i raste sa odaljavanjem od njega. Mala slova ("s", "p", "d" i "f") označavaju vrste orbitala, a gornji brojevni indeksi označavaju broj elektrona koji se nalaze na datoj orbitali.

Za uprošćavanje elektronske konfiguracije često se stavlja skraćeni zapis. Na primer

ugljenik: helijum + 2s²2p²

ili:

C: [He]2s²2p²

gde ja [He] (helijum) - elektronska konfiguracija helijuma

Opšta pravila uspostavljanja konfiguracije

Prilikom pravilnog zapisivanja elektronske konfiguracije poštuje se sledeće:

Princip najmanjeg sadržaja energije
- Popunjavaju se prvo nivoi i orbitale najmanjeg energetskog sadržaja: prvo se popunjava orbitala "s", zatim "p", zatim "d", pa "f" i na kraju "g"
- Orbitale na višim energetskim nivoima popunjavaju se tek kad se popune niži energetski nivoi.
Paulijev princip isključenja
- Kako dva elektrona u jednom atomu ne mogu imati ista sva četiri kvantna broja, mora se razlikovati bar spinski, jednu podorbitalu popunjava maksimalno dva elektrona pa na orbitali s mogu da budu samo 2 elektrona, na p - 6, na d - 10, na f - 14, na g - 18.
Hundovo pravilo
- Po kojem se orbitale jednakog sadržaja energije popunjavaju tako da što više podorbitala bude delimično popunjeno (jednim elektronom) pre nego što počne potpuno ispunjavanje podorbitale.
Na prvom energetskom nivou postoji samo orbitala s, na drugom energetskom nivou orbitale s i p, na trećem orbitale s, p i d i od četvrtog orbitale s, p, d i f. Od petog energetskog nivoa treba da se pojavljuje i orbitala g, ali svi trenutno poznati atomi mogu se opisati pomoću prve četiri orbitale.

Od ovih pravila postoje izvesna odstupanja, pogotovu kada je reč o prelaznim i plemenitim metalima, gde se elektronska konfiguracija ne pokorava u potpunosti ovim pravilnostima zarad veće stabilnosti atoma.

Jan-Telerovo pravilo
- Jan-Telerova teorema tvrdi da se višeatomski nelinearni molekuli kod kojih postoji degeneracija orbitala (više orbitala koje imaju istu energiju) deformišu tako da se ta degeneracija otkloni.^[2]

Istorija

Irving Langmjur je bio prvi koji je predložio elektronsku konfiguraciju u svom članku iz 1919. godine „Raspored elektrona u atomima i molekulima“ u kojem je, nadovezujući se na teoriju kubnog atoma Gilberta N. Luisa i teoriju hemijskog vezivanja Valtera Kosela, izložio svoju „koncentričnu teoriju strukture atoma“.^[3] Langmir je razvio svoj rad o atomskoj strukturi elektrona od drugih hemičara kao što je prikazano u razvoju istorije periodnog sistema i oktetskog pravila. Nils Bor (1923) je formulisao Langmjurov model tako da se periodičnost u svojstvima elemenata može objasniti elektronskom strukturom atoma.^[4] Njegovi predlozi bili su zasnovani na tada aktuelnom Borovom modelu atoma, u kome su elektronske ljuske bile orbite na fiksnoj udaljenosti od jezgra. Borove originalne konfiguracije bi današnjem hemičaru izgledale čudne: sumpor je dat kao 2.4.4.6 umesto 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ (2.8.6). Bor je koristio 4 i 6 prema radu Alfreda Vernera iz 1893. godine. Zapravo, hemičari su verovali u atome dugo pre fizičara. Langmjur je svoj rad na koji se gore pozivao započeo rečima: „Problem strukture atoma su uglavnom napali fizičari koji su malo razmatrali hemijska svojstva koja se na kraju moraju objasniti teorijom atomske strukture. Ogromno znanje o hemijskim svojstvima i odnosima, kakvo je sažeto u Periodnom sistemu, trebalo bi da posluži kao bolja osnova za teoriju atomske strukture od relativno oskudnih eksperimentalnih podataka duž čisto fizičkih linija... Ovi elektroni sami sebe slažu u niz koncentričnih ljuski, od kojih prva ljuska sadrži dva elektrona, dok sve ostale školjke imaju tendenciju da drže osam." Valentne elektrone u atomu opisao je Ričard Abeg 1904. godine.^[5]

Godine 1924, E. K. Stoner je uključio Somerfeldov treći kvantni broj u opis elektronskih školjki i tačno je predvideo da struktura ljuske sumpora bude 2.8.6.^[6] Međutim, ni Borov sistem, ni Stonerov nisu mogli ispravno da opišu promene u atomskim spektrima u magnetnom polju (Zemanov efekat).

Bor je bio podrobno upoznat sa ovim nedostatkom (i drugim) i pisao je svom prijatelju Volfgangu Pauliju tražeći njegovu pomoć u spasavanju kvantne teorije (sistem koji je sada poznat kao „stara kvantna teorija“). Pauli je shvatio da Zemanov efekat mora biti posledica samo najudaljenijih elektrona atoma, i uspeo je da reprodukuje Stonerovu strukturu ljuske, ali sa pravilnom strukturom podljuske, uključivanjem četvrtog kvantnog broja i njegovim principom isključivanja (1925):^[7]

Trebalo bi zabraniti da više od jednog elektrona sa istom vrednošću glavnog kvantnog broja n ima istu vrednost za ostala tri kvantna broja k [ $l$ ], j [m_$l$] i m [m_s].

Šredingerova jednačina, objavljena 1926, dala je tri od četiri kvantna broja kao direktnu posledicu svog rešenja za atom vodonika:^[8] ovo rešenje daje atomske orbitale koje su danas prikazane u udžbenicima hemije (i iznad). Ispitivanje atomskih spektra omogućilo je da se elektronske konfiguracije atoma odrede eksperimentalno, i dovelo do empirijskog pravila (poznatog kao Madelungovo pravilo (1936),^[9] vidi dole) za redosled kojim su atomske orbitale ispunjene elektronima.

Atomi: Aufbau princip i Madelungovo pravilo

Aufbau princip (od nemačkog Aufbau, „izgradnja, konstrukcija”) bio je važan deo Borovog originalnog koncepta konfiguracije elektrona. On se može navesti kao:^[10]

najviše dva elektrona se stavljaju u orbitale po redosledu povećanja orbitalne energije: podljuske najniže energije se popunjavaju pre nego što se elektroni smeste u orbitale više energije.

Princip funkcioniše veoma dobro (za osnovna stanja atoma) za poznatih 118 elemenata, iako je ponekad donekle pogrešan. Savremeni oblik aufbau principa opisuje red orbitalnih energija dat Madelungovim pravilom (ili pravilom Klečkovskog). Ovo pravilo je prvi put izneo Čarls Dženet 1929. godine, ponovo ga je otkrio Ervin Madelung 1936.^[9] i kasnije je V. M. Klečkovski dao teorijsko opravdanje:^[11]

Podljuske se popunjavaju redosledom povećanja n + $l$ .
Tamo gde dve podljuske imaju istu vrednost n + $l$ , one se popunjavaju po rastućem redosledu n.

Ovo daje sledeći redosled za popunjavanje orbitala:

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

Na ovoj listi podljuske u zagradama nisu zauzete u osnovnom stanju najtežeg atoma koji je sada poznat (Og, Z = 118).

Aufbau princip se može primeniti, u modifikovanom obliku, na protone i neutrone u atomskom jezgru, kao u modelu ljuske nuklearne fizike i nuklearne hemije.

Periodni sistem

Oblik periodnog sistema je usko povezan sa elektronskom konfiguracijom atoma elemenata. Na primer, svi elementi grupe 2 imaju konfiguraciju elektrona od [E] ns² (gde je [E] konfiguracija inertnog gasa) i imaju značajne sličnosti u svojim hemijskim svojstvima. Uopšteno govoreći, periodičnost periodnog sistema u smislu blokova periodične tabele je očigledno posledica broja elektrona (2, 6, 10, 14...) potrebnih da se popune s, p, d, i f podljuske. Ovi blokovi se pojavljuju kao pravougaoni delovi periodnog sistema. Izuzetak je helijum, koji je, uprkos tome što je atom s-bloka, konvencionalno smešten sa ostalim plemenitim gasovima u p-bloku zbog svoje hemijske inertnosti, što je posledica njegove pune spoljašnje ljuske.

Najudaljenija elektronska ljuska se često naziva „valentna ljuska” i (u prvoj aproksimaciji) određuje hemijska svojstva. Treba imati na umu da su sličnosti u hemijskim svojstvima primećene više od jednog veka pre ideje o konfiguraciji elektrona..^[12] Nije jasno koliko Madeungovo pravilo objašnjava (a ne jednostavno opisuje) periodni sistem,^[13] iako bi neka svojstva (kao što je uobičajeno +2 oksidaciono stanje u prvom redu prelaznih metala) očigledno bila drugačija sa različitim redosled popunjavanja orbitala.

Reference

^ IUPAC. „configuration (electronic)”. Kompendijum hemijske terminologije (Internet izdanje).
^ Belić, Dragoljub (2000). Fizika molekula. Beograd. str. 48.
^ Langmuir, Irving (jun 1919). „The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules”. Journal of the American Chemical Society. 41 (6): 868—934. doi:10.1021/ja02227a002. CS1 održavanje: Format datuma (veza)
^ Bohr, Niels (1923). „Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I”. Zeitschrift für Physik. 13 (1): 117. Bibcode:1923ZPhy...13..117B. S2CID 123582460. doi:10.1007/BF01328209.
^ Abegg, R. (1904). „Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen” [Valency and the periodic system. Attempt at a theory of molecular compounds]. Zeitschrift für Anorganische Chemie. 39 (1): 330—380. doi:10.1002/zaac.19040390125.
^ Stoner, E.C. (1924). „The distribution of electrons among atomic levels”. Philosophical Magazine. 6th Series. 48 (286): 719—36. doi:10.1080/14786442408634535.
^ Pauli, Wolfgang (1925). „Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der elektronmasse auf den Zeemaneffekt”. Zeitschrift für Physik. 31 (1): 373. Bibcode:1925ZPhy...31..373P. S2CID 122477612. doi:10.1007/BF02980592. English translation from Scerri, Eric R. (1991). „The Electron Configuration Model, Quantum Mechanics and Reduction” (PDF). The British Journal for the Philosophy of Science. 42 (3): 309—25. doi:10.1093/bjps/42.3.309.
^ In formal terms, the quantum numbers n, $l$ and m_$l$ arise from the fact that the solutions to the time-independent Schrödinger equation for hydrogen-like atoms are based on spherical harmonics.
^ ^a ^b Madelung, Erwin (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers. Berlin: Springer.
^ IUPAC. „aufbau principle”. Kompendijum hemijske terminologije (Internet izdanje).
^ Wong, D. Pan (1979). „Theoretical justification of Madelung's rule”. Journal of Chemical Education. 56 (11): 714—18. Bibcode:1979JChEd..56..714W. doi:10.1021/ed056p714.
^ The similarities in chemical properties and the numerical relationship between the atomic weights of calcium, strontium and barium was first noted by Johann Wolfgang Döbereiner in 1817.
^ Scerri, Eric R. (1998). „How Good Is the Quantum Mechanical Explanation of the Periodic System?” (PDF). Journal of Chemical Education. 75 (11): 1384—85. Bibcode:1998JChEd..75.1384S. doi:10.1021/ed075p1384 . Ostrovsky, V.N. (2005). „On Recent Discussion Concerning Quantum Justification of the Periodic Table of the Elements”. Foundations of Chemistry. 7 (3): 235—39. S2CID 93589189. doi:10.1007/s10698-005-2141-y.

Literatura

Belić, Dragoljub (2000). Fizika molekula. Beograd. str. 48.
McCaw, Charles S. (2015). Orbitals: With Applications in Atomic Spectra (na jeziku: engleski). Singapore: World Scientific Publishing Company. ISBN 9781783264162.
Tipler, Paul; Llewellyn, Ralph (2003). Modern Physics (4 izd.). New York: W. H. Freeman and Company. ISBN 978-0-7167-4345-3.
Scerri, Eric (2007). The Periodic Table, Its Story and Its Significance. New York: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-530573-9.
Levine, Ira (2014). Quantum Chemistry (7th izd.). Pearson Education. ISBN 978-0-321-80345-0.
Griffiths, David (2000). Introduction to Quantum Mechanics (2 izd.). Benjamin Cummings. ISBN 978-0-13-111892-8.
Cohen, Irwin; Bustard, Thomas (1966). „Atomic Orbitals: Limitations and Variations”. J. Chem. Educ. 43 (4): 187. Bibcode:1966JChEd..43..187C. doi:10.1021/ed043p187.

Spoljašnje veze

What does an atom look like? Configuration in 3D Arhivirano na sajtu Wayback Machine (17. april 2010)

[IUPAC1-1] IUPAC. „configuration (electronic)”. Kompendijum hemijske terminologije (Internet izdanje).

[2] Belić, Dragoljub (2000). Fizika molekula. Beograd. str. 48.

[3] Langmuir, Irving (jun 1919). „The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules”. Journal of the American Chemical Society. 41 (6): 868—934. doi:10.1021/ja02227a002. CS1 održavanje: Format datuma (veza)

[Bohr-4] Bohr, Niels (1923). „Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I”. Zeitschrift für Physik. 13 (1): 117. Bibcode:1923ZPhy...13..117B. S2CID 123582460. doi:10.1007/BF01328209.

[5] Abegg, R. (1904). „Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen” [Valency and the periodic system. Attempt at a theory of molecular compounds]. Zeitschrift für Anorganische Chemie. 39 (1): 330—380. doi:10.1002/zaac.19040390125.

[6] Stoner, E.C. (1924). „The distribution of electrons among atomic levels”. Philosophical Magazine. 6th Series. 48 (286): 719—36. doi:10.1080/14786442408634535.

[7] Pauli, Wolfgang (1925). „Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der elektronmasse auf den Zeemaneffekt”. Zeitschrift für Physik. 31 (1): 373. Bibcode:1925ZPhy...31..373P. S2CID 122477612. doi:10.1007/BF02980592. English translation from Scerri, Eric R. (1991). „The Electron Configuration Model, Quantum Mechanics and Reduction” (PDF). The British Journal for the Philosophy of Science. 42 (3): 309—25. doi:10.1093/bjps/42.3.309.

[SchrodNote-8] In formal terms, the quantum numbers n, $l$ and m_$l$ arise from the fact that the solutions to the time-independent Schrödinger equation for hydrogen-like atoms are based on spherical harmonics.

[Madelung-9] Madelung, Erwin (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers. Berlin: Springer.

[10] IUPAC. „aufbau principle”. Kompendijum hemijske terminologije (Internet izdanje).

[11] Wong, D. Pan (1979). „Theoretical justification of Madelung's rule”. Journal of Chemical Education. 56 (11): 714—18. Bibcode:1979JChEd..56..714W. doi:10.1021/ed056p714.

[12] The similarities in chemical properties and the numerical relationship between the atomic weights of calcium, strontium and barium was first noted by Johann Wolfgang Döbereiner in 1817.

[13] Scerri, Eric R. (1998). „How Good Is the Quantum Mechanical Explanation of the Periodic System?” (PDF). Journal of Chemical Education. 75 (11): 1384—85. Bibcode:1998JChEd..75.1384S. doi:10.1021/ed075p1384 . Ostrovsky, V.N. (2005). „On Recent Discussion Concerning Quantum Justification of the Periodic Table of the Elements”. Foundations of Chemistry. 7 (3): 235—39. S2CID 93589189. doi:10.1007/s10698-005-2141-y.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]