Wprowadzenie do chemii

Warunki

• powłoka elektronowawspólne Stany wszystkich elektronów w atomie o tej samej głównej liczbie kwantowej (wizualizowane jako Orbita, w której poruszają się elektrony).
• orbitalA określenie gęstości energii i prawdopodobieństwa elektronu w dowolnym punkcie atomu lub cząsteczki.

chociaż przydatne do wyjaśnienia reaktywności i wiązania chemicznego niektórych pierwiastków, model Bohra atomu nie odzwierciedla dokładnie, jak elektrony są rozmieszczone przestrzennie wokół jądra. Nie okrążają jądra tak, jak Ziemia okrąża Słońce, ale raczej znajdują się na orbitalach elektronów. Te stosunkowo skomplikowane kształty wynikają z faktu, że elektrony zachowują się nie tylko jak cząstki, ale także jak fale. Równania matematyczne z mechaniki kwantowej znane jako funkcje falowe mogą przewidywać z pewnym poziomem prawdopodobieństwa, gdzie elektron może znajdować się w danym momencie. Obszar, w którym znajduje się elektron, nazywa się jego orbitalem.

pierwsza powłoka elektronowa

najbliższy orbital do jądra, zwany orbitalem 1s, może pomieścić do dwóch elektronów. Orbital ten jest odpowiednikiem najbardziej wewnętrznej powłoki elektronowej modelu Bohra atomu. Nazywa się orbitalem 1s, ponieważ jest sferyczny wokół jądra. Orbital 1s jest zawsze wypełniony przed jakimkolwiek innym orbitalem. Wodór ma jeden elektron, dlatego ma tylko jeden punkt w obrębie orbitalu 1s. Jest to oznaczone jako 1S1, gdzie superscripted 1 odnosi się do jednego elektronu w orbitalu 1s. Hel ma dwa elektrony, dlatego może całkowicie wypełnić orbital 1s swoimi dwoma elektronami. Jest to oznaczone jako 1s2, odnosząc się do dwóch elektronów helu w orbitalu 1s. W układzie okresowym wodór i hel są jedynymi pierwiastkami w pierwszym rzędzie (okresie); dzieje się tak dlatego, że są jedynymi pierwiastkami, które mają elektrony tylko w swojej pierwszej powłoce, orbitalu 1s.

druga powłoka elektronowa

druga powłoka elektronowa może zawierać osiem elektronów. Powłoka ta zawiera kolejny sferyczny orbital s i trzy orbitale p W kształcie „hantli”, z których każdy może pomieścić dwa elektrony. Po wypełnieniu orbitalu 1s zostaje wypełniona druga powłoka elektronowa, najpierw wypełniając orbital 2S, a następnie jego trzy orbitale P. Podczas wypełniania orbitali p każdy bierze jeden elektron; gdy każdy orbital p ma elektron, można dodać drugi. Lit (Li) zawiera trzy elektrony, które zajmują pierwszą i drugą powłokę. Dwa elektrony wypełniają orbital 1s, a trzeci elektron wypełnia orbital 2S. Jego konfiguracja elektronowa to 1s22s1. Z drugiej strony Neon (Ne) ma w sumie dziesięć elektronów: dwa znajdują się w jego najbardziej wewnętrznym orbitalu 1s, a osiem wypełnia jego drugą powłokę (po dwa w orbitalach 2S i trzy P). Jest więc gazem obojętnym i stabilnym energetycznie: rzadko tworzy wiązanie chemiczne z innymi atomami.

trzecia powłoka elektronowa

większe elementy mają dodatkowe orbitale, tworząc trzecią powłokę elektronową. Podzbiory d i f mają bardziej złożone kształty i zawierają odpowiednio pięć i siedem orbitali. Główna powłoka 3n ma podpowłoki s, p I d i może pomieścić 18 elektronów. Główna powłoka 4n ma orbitale S, p, d i f i może pomieścić 32 elektrony. Oddalając się od jądra, zwiększa się liczba elektronów i orbitali znajdujących się w poziomach energii. Przechodząc od jednego atomu do następnego w układzie okresowym, struktura elektronowa może być wypracowana przez dopasowanie dodatkowego elektronu do następnego dostępnego orbitalu. Podczas gdy koncepcje powłok elektronowych i orbitali są ściśle powiązane, orbitale zapewniają dokładniejsze przedstawienie konfiguracji elektronowej atomu, ponieważ model orbitalny określa różne kształty i specjalne orientacje wszystkich miejsc, które mogą zajmować elektrony.