Nejlepší odpověď
PRO NĚKTERÉHO MÁ PORUCHU PORUCHUJÍCÍ KONCEPCI KONFIGURACE ELEKTRONU –
Vezměme si příklad vanadu (V) (chrom je trochu komplikovanější, vysvětlím to později). Nejprve musíme zkontrolovat atomové číslo V, což je 23. Jelikož V je v tomto případě atom (a ne iont), jedná se o počet elektronů ve V.
Dále sledujeme pořadí v tabulce níže (což je velmi snadné vytvořit v případě, že v budoucnu budete zmateni (odkaz níže)) –
Jak jste si možná všimli, že pořadí nenásleduje jednoduchou logiku (3d přichází po 4 s, 4d po 5 s atd.), je tedy velmi důležité naučit se konstruovat výše uvedenou tabulku, pokud jde o elektronovou konfiguraci.
Jedním důležitým klíčem je naučit se maximální počet elektronů, které konkrétní subshell (s, p, d, f) může obsahovat –
Začínáme s s-subshell, který obsahuje 2 elektrony,
p-subshell může pojmout o 4 více než např. 2 + 4 = 6 elektronů,
d-subshell může pojmout o 4 více než to, tj. 6 + 4 = 10 elektronů a
f-subshell může pojmout o 4 více, tj. 10 + 4 = 14 elektronů.
Jak jste si určitě všimli, po s-subshelmu mají všechny subshells o 4 elektrony více než předchozí subshell.
V případě Vandia
Nejprve 2 elektrony zaplní 1s subshell. Nyní zůstáváme s 23–2 = 21 elektrony.
Potom 2 elektrony vyplní 2s subshell. Nyní zůstáváme s 21–2 = 19 elektrony.
Potom 6 elektronů vyplní 2p subshell. Nyní zůstáváme s 19–6 = 13 elektrony.
Potom 2 elektrony zaplní 3s subshell. Nyní zůstáváme s 13–2 = 11 elektrony.
Potom 6 elektronů vyplní 3p subshell. Nyní zůstáváme s 11–6 = 5 elektrony.
Potom 2 elektrony vyplní 4s subshell. Nyní zůstáváme s 5–2 = 3 elektrony.
Nakonec poslední 3 elektrony částečně vyplní 3d subshell.
Způsob, jakým to píšeme, je: 1. subshell ^ {počet elektronů v subshell} 2. subshell ^ {počet elektronů v subshell} …
Proto pro V, elektronová konfigurace logicky je: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
Jednodušší způsob, jak to vyjádřit, je nahrazení části konfigurace elektronů, která odpovídá a ušlechtilý plyn podle [symbol ušlechtilého plynu]. Stejně jako v tomto případě, 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 je elektronová konfigurace Argonu (Ar), proto lze elektronovou strukturu V zapsat jako:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
V případě, že je koncept elektronové konfigurace stále nejasný, podívejte se na toto video Bozeman Science , které vysvětluje, jak napsat konfigurace elektronů, řekne nám, jak vytvořit výše uvedenou tabulku, a mohl by odstranit jakékoli další pochybnosti, které byste mohli mít o základech tohoto tématu.
ODPOVĚĎ VAŠE PROBLÉM –
Podle výše uvedené metody by elektronová konfigurace Cr měla být : 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 nebo [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 ALE místo toho je: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 nebo [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5, a proto porušuje Aufbauův princip, který uvádí, že elektrony obíhající kolem jednoho nebo více atomů plní nejnižší dostupné energetické úrovně ) před naplněním vyšších úrovní.
Rozumím a proč k tomu dochází, je důležité si uvědomit, že subshell, který je přesně do poloviny naplněn, je stabilnější než částečně naplněný subshell, který není z poloviny plný. Elektron se pohybuje ze 4s subshell na 1/2 vyplnění 3d subshell, který dává atomu větší stabilitu, takže změna je příznivá.
Je důležité si uvědomit, že se jedná o neobvyklou výjimku z principu Aufbau . Tungsten (W) má stejnou valenci jako Chrom, ale na rozdíl od Cr se W řídí Aufbauovým principem. Dalším kovem, který tento princip nedodržuje, je měď (Cu), která má elektronovou konfiguraci: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10}, namísto [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (k vyplnění d orbitálu ; zcela vyplněné subshells jsou stabilnější než částečně naplněné sublevels).
Odpověď
Krátká odpověď je, že existuje složitá sada interakcí mezi elektrony a jádrem i mezi samotné elektrony. To je to, co nakonec vytvoří elektronovou konfiguraci.
Postupováním podél prvků se vzor v elektronových konfiguracích podobá dráze letu. Na cestě může být trochu turbulence, ale po každém nebo dvou nárazech se dráha letu vrátí do normálu.
Některé hrboly jsou způsobeny skutečností, že v blocích d a f jsou plné nebo částečně naplněné dílčí skořápky se stanou atraktivními natolik, že může existovat trochu nedůstojná rasa dostat se k takovým konfiguracím. Například chrom se například rád předběhne a přijme konfiguraci 3d5 4s1 místo očekávaného 3d4 s2. Relativistické efekty mohou hrát roli. Lr je tedy spíše 7p1 7s2 než očekávaná 5d1 6s2.
Důležité body jsou:
- Elektronové konfigurace jsou pro neutrální, izolované atomy základního stavu. Kolik chemiků někdy pracuje s izolovanými atomy? Jistě, několik spektroskopů v plynné fázi ano, ale téměř všechny experimenty s obecnou chemií se provádějí ve vodném roztoku. Téměř veškerá průmyslová chemie se provádí v kondenzovaných fázích. Téměř veškerá organická chemie se provádí v roztoku. Viz: Proč učit elektronovou konfiguraci prvků, které děláme?
- Jelikož jsou ionty pro téměř všechny atomy důležitější než izolované plynné atomy a důležité ionty nemají žádné anomální elektronové konfigurace, není důvod se obávat anomálních elektronových konfigurací atomů. Bude vám lépe se soustředit na „charakteristické“ elektronové konfigurace bez anomálií v obsazenosti orbitálů d a s v přechodových prvcích nebo orbitalů d, s a f ve vnitřních přechodových prvcích. Viz: Wulfsberg G 2000, Inorganic Chemistry, University Science Books, Sausalito, Kalifornie, s. 3.
Zvažte například elektronovou konfiguraci trojmocných kationtů lanthanoidů:
+4 +2 | +4 +2
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd | Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
½f ½f | f f
f1 f2 f3 f4 F5 f6 f7 | f8 f9 10 11 12 13 14
Žádné nesrovnalosti! Zde:
½f = Eu + 2 (4f7) rád emuluje Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) rád emuluje Lu + 3 (4f14) )
Pak je tu Ce + 4 (f0), který rád dosáhne prázdného jádra svého předka lanthanidu, konkrétně La + 3 (f0); a Tb + 4 (f7) dosahující stejné napůl naplněné konfigurace jako Gd + 3 (f7).
Viz: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, sv. 2 Vysshaya Shkola, Moskva (v ruštině), s. 2 118)