Войти
Электрон атомная и молекулярные орбитали 
A Диаграмма Бора из литий В атомной физике и квантовой химии электронная конфигурация представляет собой распределение электронов в атом или молекула (или другая физическая структура) на атомных или молекулярных орбиталях. Например, электронная конфигурация атома неона равна 1s 2s 2p, используя обозначение , объясненное ниже.
Электронные конфигурации описывают каждый электрон как движущийся независимо по орбитали в среднем поле, создаваемом все остальные орбитали. Математически описываются определителями конфигурации Слейтера или функции состояния конфигурации.
Согласно законам квантовой механики, для систем с одним электроном уровень энергии соотносится с каждой электронной конфигурацией и в определенных условиях, электроны могут переходить из одной конфигурации в другом путем испускания или поглощения кванта энергии в фотона.
Знание электронной конфигурации различных элементов полезно для 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.
| s (ℓ = 0) | p (ℓ = 1) | |||
|---|---|---|---|---|
| m = 0 | m = 0 | m = ± 1 | ||
| s | pz | px | py | |
| n = 1 |  | |||
| n = 2 |  |  |  |  |
Электронная конфигурация была впервые задумана в рамках модели Бора атома, и до сих пор принято говорить об оболочках и подоболочки, несмотря на прогресс в понимании квантово-механической природы электронов.
электронная точка - это набор разрешенных состояний, которые имеют одно и то же главное квантовое число, n (число перед буквой в орбитальная метка), которую могут занимать электроны. N-я электронная оболочка атома может вместить 2n электронов, например первая оболочка может вместить 2 электрона, вторая оболочка 8 электронов, третья оболочка 18 электронов и так далее. Коэффициент двойки возникает, потому 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 со спином -1/2 (со стрелкой вниз).
A подоболочка - это набор состояний, определяемых общим общим азимутальным квантовым числом,, внутри оболочки. Значения ℓ = 0, 1, 2, 3 соответствуют меткам s, p, d и f соответственно. Например, трехмерная подоболочка имеет n = 3 и ℓ = 2. Максимальное количество электронов, может быть помещено в подоболочку, равно 2 (2ℓ + 1). Это дает два электрона в подоболочке, шесть электронов в подоболочке, десять электронов в подоболочке и четырнадцать электронов в подоболочке f.
Число электронов, которые могут занимать каждую оболочку и каждую подоболочку, вытекают из правил квантовой механики, в частности принцип исключения Паули, что никакие два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковые значения четырех квантовых чисел.
Физики и химики используют стандартные обозначения для обозначения электронных таблиц и молекул. Для обозначения состоит из следующих меток атомной подоболочки (например, для фосфор последовательность 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) с электронов, назначенных каждой подоболочке, помещенным в виде верхнего индекса. Например, водород имеет один электрон на s-орбитали первой оболочки, поэтому его конфигурация записывается 1s. Литий имеет два электрона в 1s-подоболочке и один в (более высокоэнергетической) 2s-подоболочке, поэтому его конфигурация записывается 1s 2s (произносится как «один-с-два, два-с-один»). Фосфор (атомный номер 15) имеет следующий вид: 1s 2s 2p 3s 3p.
Для элементов с большим электроном это обозначение может стать длинным, поэтому используемые сокращенные обозначения. Электронную конфигурацию можно представить в виде остовных электронов, эквивалентных благородному газу предыдущий период, и валентных электронов : каждый элемент периода отличается только между последними подоболочками. Фосфор, например, находится в третьем периоде. Он отличается от неона второго периода, конфигурация которого 1s 2s 2p, только наличием третьей оболочки. Часть его конфигурации, которая эквивалентна неону, обозначается аббревиатурой [Ne], что позволяет записывать конфигурацию фосфора как [Ne] 3s 3p, а не записывать подробности конфигурации не явно. Это соглашение полезно, как именно электроны во внешней оболочке в наибольшей степени определяют химию элемента.
Для данной конфигурации порядок записи орбиталей не полностью установлен, поскольку физическое значение имеют только орбитальные занятия. Например, электронная конфигурация основного состояния титана может быть записана как [Ar] 4s 3d или [Ar] 3d 4s. Первые обозначения соответствуют порядку, основанному на правиле Маделунга для конфигураций нейтральных элементов; 4s заполняется перед 3d в следовать Ar, K, Ca, Sc, Ti. Второе обозначение группирует вместе все орбитали с одинаковым значением, что соответствует «спектроскопическому» порядку орбитальных энергий, который является обратным порядком, в котором электроны удаляются из данного атома с положительными положительными показателями образования; 3d заполняется до 4 секунд в последовательность Ti, Ti, Ti, Ti, Ti.
Верхний индекс 1 для отдельно занятой подоболочки не обязательный; например, алюминий может быть записан как [Ne] 3s 3p или [Ne] 3s 3p. Часто можно увидеть буквы орбитальных меток (s, p, d, f), написанные курсивом или наклонным шрифтом, хотя Международный союз чистой и прикладной химии (IUPAC) рекомендует нормальный шрифт (используемый здесь). Выбор букв происходит из устаревшей системы классификации спектральных линий как «резкие», «основные», «диффузные» и «основные» (или «тонкие») на основе их наблюдаемых тонкая структура : их современное использование обозначает орбитали с азимутальным квантовым числом , l, равным 0, 1, 2 или 3 соответственно. После «f» последовательность продолжается в алфавитном порядке «g», «h», «i»... (l = 4, 5, 6...), пропуская «j», хотя орбитали этих типов требуются редко.
Электронные структуры молекул записываются другим образом, за исключением того, что метки молекулярных орбиталей используются вместо меток атомных орбиталей (см. Ниже).
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 наименьшей электронной энергии, называется основным состоянием. Любая другая конфигурация представляет собой возбужденное состояние ..
В примере, конфигурация основного состояния атома натрия составляет 1s 2s 2p 3s, как выводится из принципа Ауфбау (см. Качестве ниже). Первое возбужденное состояние путем продвижения 3s-электрона на 3p-орбиталь, чтобы получить конфигурацию 1s 2s 2p 3p, сокращенно обозначаемую как 3p-уровень. Атомы могут переходить из одной конфигурации в другую поглощая или излучая энергию. Например, в натриевой лампе атомы натрия возбуждаются до уровня 3р электрическим разрядом и возвращаются в основное состояние, испуская желтый свет с длиной волны 589 нм.
Обычно возбуждение валентных электронов (таких как 3s для натрия) включает энергию, соответствующие фотонам видимого или ультрафиолетового света. Возбуждение остовных электронов возможно, но требует намного 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 2s 2p 3s.
Эта часть этой статьи только конфигурация оставшейся части основного состояния, часто называемая конфигурация атома или молекулы.
Ирвинг Ленгмюр был первым, кто пользуется в своей статье 1919 года «Расположение электронов в атомах и молекулах», в которой, используется на Гилберте Н. Льюисе «s теория кубического атома и теория 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) внедрил модель Ленгмюра, согласно которой периодичность свойств элементов может быть объяснена электронной структурой атома. Его предложения были основаны на тогдашней модели Бора атома, в которой электронные оболочки находились на орбитах на фиксированном расстоянии от ядра. Исходные конфигурации Бора могут показаться странными современному химику: сера была дана как 2.4.4.6 вместо 1s 2s 2p 3s 3p (2.8.6). Борьбу использовал 4 и 6 после работы Альфреда Вернера 1893 года. На самом деле химики верили в атомы задолго до физиков. Ленгмюр начал свою статью, упомянутую выше, со слов: «Проблема строения атомов обсуждалась в основном физиками, которые в конечном итоге должны были бытьнены с помощью теории атомной структуры. Экспериментальные данные, содержащие два электрона, должны быть обобщены в рамках одного электрона, чем сравнительно скудные экспериментальные данные в чисто физических структурах. другие оболочки обычно содержат восемь ». Валентные электроны в атоме были стимулы 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 смогли правильно описать изменения в атомных спектрах в магнитном поле (эффект Зеемана ).
Бор был хорошо осведомлен об этом (и других) недостатках и написал своему другу Вольфгангу Паули с просьбой о помощи в спасении квантовой теории (система, теперь известная как «старая квантовая теория "). Паули понял, что эффект Зеемана должен быть обусловлен только внешними электронами атома, 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 [l], j [m l ] и m [m s ].
Уравнение Шредингера, опубликованное в 1926 году, дало три из четырех квантовых чисел как прямое следствие его решений для атома водорода: это решение дает атомные орбитали, которые сегодня представлены в учебных химии. (и выше). делить электронные конфигурации элементов и привести к эмпирическому правилу (известному как правило Маделунга (1936), см. Ниже) порядка, в котором атомные орбитали заполняются электронами.
Принцип aufbau (от немецкого Aufbau, «строительство, строительство») был частью концепции Бора. оригинальная концепция электронной конфигурации. Это можно сформулировать так:
Примерный порядок заполнения атомных орбиталей по стрелкам от 1s до 7p. (После 7p порядок включает орбитали за пределами диапазона диаграммы, начиная с 8 сек.) Принцип работает очень хорошо (для основных состояний элементов) для первых 18 элементов, а затем постепенно для следующих 100 элементов.. Современная форма принципа ауфбаулеч порядок орбитальных энергий, заданных правилом Маделунга (или правилом Кковковского). Это правило было впервые сформулировано Чарльзом Джанет в 1929 году, повторно открыто Эрвином Маделунгом в 1936 году, а теоретически обосновано В. М. Клечковский :
Это дает следующий порядок заполнения орбиталей:
В этом списке орбитали в скобках не заняты в основном состоянии самого тяжелого атома, известного в настоящее время (Og, Z = 118).
Принцип aufbau может быть применен в модифицированной форме к протонам и нейтронам в атомном ядре, как в модель оболочки из ядерной физики и ядерной химии.
Таблица конфигурации электронов.. Обратите внимание, что хотя правило Маделунга предсказывает, что 4f должен заполнять до 5d эта таблица соответствует большинству текстов по химии и разбивает d-блок на части, заполняет один 5d-электрон до того, как войти в 4f-электроны. Известно, что 4f-орбитали фактически становятся негидрогенными и редкоземельными. лантана, а не церия, и некоторые авторы на этой и других основах рекомендовали составить таблицу, более точно следуя правилу Маделунга и не оставляя этого пробела. Согласно традиционной форме со сломанным d-блоком все еще встречается во множественных учебных заведениях, опубликованных в 2010-х годах, и другими химиками, похоже, либо не известны аргументы в пользу ее изменений; как таковая традиционная форма была выше. Форма периодической таблицы контролирует электронную конфигурацию элементами элементов. Например, все элементы группы 2 имеют электронную конфигурацию [E] ns (где [E] представляет собой конфигурацию инертного газа ) и имеют заметное сходство в своих химических свойствах.. В общем, периодичность периодической таблицы в терминах блоков периодической таблицы явно связана с данными электронов (2, 6, 10, 14...), необходимыми для заполнения s, p, d, и f подоболочки.
Самую внешнюю электронную оболочку часто называют «валентной оболочкой», и она (в первом приближении) определяет химические свойства. Следует помнить, что сходство химических свойств было замечено более чем за столетие до появления идеи электронной конфигурации. Неясно, насколько правило Маделунга объясняет (а не просто основная таблица) некоторые свойства (например, общая степень окисления +2 в первой строке переходных металлов), очевидно, будут другими. с другим порядком заполнения орбиты.
Принцип aufbau основан на фундаментальном постулате, согласно установленному порядку орбитальных энергий, установленному для данного элемента, так и между различными элементами; в обоих случаях верно лишь частично. Он рассматривает атомные орбитали как «ящики» с фиксированной энергией, в которую можно использовать 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, состоящих из более чем одного электрона, есть только набор многоэлектронных решений, которые невозможно вычислить (хотя существуют математические приближения, такие как метод Хартри - Фока ).
Тот факт, что принцип aufbau основан на приближении, можно увидеть из того факта, что существует почти фиксированный порядок заполнения, то есть внутри данной оболочки s-орбиталь всегда заполняется раньше p-орбитали. В водородоподобном атоме, который имеет только один электрон, s-орбиталь и p-орбитали одной и той же оболочки имеют одинаковую энергию с очень хорошим приближением в отсутствие внешних электромагнитных полей.. (Однако в реальном атоме водорода уровни энергии слегка расщеплены магнитным полем ядра и квантово-электродинамическими эффектами лэмбовского сдвига.)
Наивное применение принципа aufbau приводит к хорошо известному парадоксу (или кажущемуся парадоксу) в основной химии переходные металлы. Калий и кальций появляются в периодической таблице перед переходными металлами и имеют электронные конфигурации [Ar] 4s и [Ar] 4s соответственно, то есть 4s-орбиталь заполняется раньше, чем 3d -орбитальный. Это соответствует правилу Маделунга, так как 4s-орбиталь имеет n + l = 4 (n = 4, l = 0), а 3d-орбиталь имеет n + l = 5 (n = 3, l = 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 4s и [Ar] 3d 4s соответственно, т. Е. Один электрон перешел с 4s-орбитали на 3d-орбиталь с образованием половины -наполненная или заполненная подоболочка. 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, так как вольфрам (W) имеет конфигурацию ds, соответствующую Маделунгу, а не ds, а ниобий (Nb) имеет аномальную конфигурацию ds, которая не сделайте его наполовину заполненным или полностью заполненным подоболочкой.
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, Fe, Fe, Fe, Fe) обычно следуют порядку 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s,...
Это явление парадоксально, только если предположить, что энергетический порядок атомных орбиталей фиксирован и не зависит от заряда ядра или наличия 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 должен иметь такую же электронную конфигурацию, что и атом хрома, учитывая, что железо имеет в ядре на два протона больше, чем хром, и что химический состав этих двух частиц сильно отличается. Мелроуз и Эрик Скерри проанализировали изменения орбитальной энергии с заполнением орбиты с точки зрения двухэлектронных интегралов отталкивания метода Хартри-Фока расчета атомной структуры. Совсем недавно Скерри утверждал, что вопреки тому, что указано в подавляющем большинстве источников, включая заголовок его предыдущейстатьи по этому вопросу, на самом деле предпочтительнее заняты трехмерные орбитали, а не четвертые.
В химической среде конфигурации может измениться даже больше: [Rn] 5f, но в системе соединений Th вместо этого атома имеет конфигурацию 6d. В основном то, что присутствует, представляет собой скорее суперпозицию различных конфигураций. Например, металлическая медь плохо описывается конфигурацией [Ar] 3d4s или [Ar] 3d4s, но довольно хорошо описывается как 90% -ный вклад первого и 10% -ный вклад второго. В самом деле, видимого света уже достаточно для возбуждения электронов в большинстве переходных металлов, и они часто непрерывно «текут» через различные конфигурации, когда это происходит (медь и ее группа являются исключением).
Подобные ионоподобные конфигурации 3d4 встречаются в комплексах переходных металлов, как описано в простой теории кристаллического поля, даже если металл имеет степень окисления 0. Например, гексакарбонил хрома может быть описан как атом хрома (не ион), окруженный шестью лигандами монооксида углерода . Электронная конфигурация центрального атома хрома описывается как 3d с шестью электронами, заполняющими три d-орбитали более низкой энергией между лигандами. Две d-орбитали имеют более высокую энергию из-за кристаллического поля лигандов. Эта картина согласуется с экспериментальным фактом, что означает, что он не имеет неспаренных электронов. Однако при более точном описании с использованием теории молекулярных орбиталей d-электронные орбитали, занятые шестью электронами, больше не идентичны d-орбиталям свободного атома.
Есть еще несколько исключений из правил Маделунга среди более тяжелых элементов, и по мере увеличения атомного номера становится все труднее найти простые объяснения, такие как устойчивость наполовину заполненных подоболочек. Большинство исключений можно предсказать с помощью расчетов Хартри - Фока, которые являются приближенным методом учета других электронов на орбитальные энергии. Качественно, например, мы можем видеть, что 4d-элементы имеют наибольшую концентрацию аномалий Маделунга, потому что промежутки 4d - на 5 секунд меньше, чем промежутки 3d - 4s и 5d - 6s.
Для более тяжелых элементов, необходимо учитывать специальная теория относительности 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 6d-элементы не имеют аномалий Маделунга, кроме лоуренсии (для которого релятивистские эффекты также стабилизируют орбиталь p 1/2 и вызывают ее заселенность в основном состоянии), так как теория относительности вмешивается, чтобы сделать орбитали 7s ниже по энергии, чем орбитали 6d.
В приведенной таблице показано основное состояние с точки зрения занятости орбиты, но не показано основное состояние с точки зрения орбитальных энергий, настоящее 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 (страницы данных). Однако это также зависит от заряда: у атома Ca энергия на 4s ниже, чем у 3d, а у катиона Ca энергия на 3d меньше, чем на 4s. На практике, предсказанные правилом Маделунга, по крайней мере, близки к основному состоянию даже в этих аномальных случаях. Пустые орбитали в лантане, актинии и тории способствуют химическому связыванию, как и пустые орбитали в переходных металлах.
Вакантные s, d и f-орбитали были показаны явно, как это иногда делается, чтобы указать порядок заполнения и уточнить, что даже орбитали, незанятые в основном состоянии (например, лантан 4f или палладий 5s), могут быть заняты и связываться в химические соединениях. (То же самое верно и для p-орбиталей, которые явно не показаны, потому что они фактически заняты лоуренсием только в основных состояниях газовой фазы.)
| 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 | [Xe ] 6s 4f 5d | Актиний | 89 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Церий | 58 | [Xe ] 6s 4f 5d | Торий | 90 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Празеодим | 59 | [Xe ] 6s 4f 5d | Протактиний | 91 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Неодим | 60 | [Xe ] 6s 4f 5d | Уран | 92 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Прометий | 61 | [Xe ] 6s 4f 5d | Нептуний | 93 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Самарий | 62 | [Xe ] 6s 4f 5d | Плутоний | 94 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Европий | 63 | [Xe ] 6s 4f 5d | Америций | 95 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Гадолиний | 64 | [Xe ] 6s 4f 5d | Кюрий | 96 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Тербий | 65 | [Xe ] 6s 4f 5d | Берклий | 97 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Диспрозий | 66 | [Xe ] 6s 4f 5d | Калифорний | 98 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Гольмий | 67 | [Xe ] 6s 4f 5d | Эйнштейний | 99 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Эрбий | 68 | [Xe ] 6s 4f 5d | Фермий | 100 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Тулий | 69 | [Xe ] 6s 4f 5d | Менделевий | 101 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Иттербий | 70 | [Xe ] 6s 4f 5d | Нобелий | 102 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||||||||
| Скандий | 21 | [Ar ] 4s 3d | Иттрий | 39 | [Kr ] 5s 4d | Лютеций | 71 | [Xe ] 6s 4f 5d | Лоуренсий | 103 | [Rn ] 7s 5f 6d 7p | |||
| Титан | 22 | [Ar ] 4s 3d | Цирконий | 40 | [Kr ] 5s 4d | Гафний | 72 | [Xe ] 6s 4f 5d | Резерфордий | 104 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||
| Ванадий | 23 | [Ar ] 4s 3d | Ниобий | 41 | [Kr ] 5s 4d | Тантал | 73 | [Xe ] 6s 4f 5d | Дубний | 105 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||
| Хром | 24 | [Ar ] 4s 3d | Молибден | 42 | [Kr ] 5s 4d | Вольфрам | 74 | [Xe ] 6s 4f 5d | Сиборгий | 106 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||
| Марганец | 25 | [Ar ] 4s 3d | Технеций | 43 | [Kr ] 5s 4d | Рений | 75 | [Xe ] 6s 4f 5d | Борий | 107 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||
| Железо | 26 | [Ar ] 4s 3d | Рутений | 44 | [Kr ] 5s 4d | Осмий | 76 | [Xe ] 6s 4f 5d | Калий | 108 | [Rn ] 7s 5f 6d | |||
| Кобальт | 27 | [Ar ] 4s 3d | Родий | 45 | [Kr ] 5s 4d | Иридий | 77 | [Xe ] 6s 4f 5d | Мейтнерий | 109 | [Rn ] 7s 5f 6d (прогноз) | |||
| Никель | 28 | [Ar ] 4s 3d или. [Ar ] 4s 3d (оспаривается ) | Палладий | 46 | [Kr ] 5s 4d | Платина | 78 | [Xe ] 6s 4f 5d | Дармштадций | 110 | [Rn ] 7s 5f 6d (прогнозируется) | |||
| Медь | 29 | [Ar ] 4s 3d | Серебро | 47 | [Kr ] 5s 4d | Золото | 79 | [Xe ] 6s 4f 5d | Рентгений | 111 | [Rn ] 7s 5f 6d (прогноз) | |||
| Цинк | 30 | [Ar ] 4s 3d | Кадмий | 48 | [Kr ] 5s 4d | Меркурий | 80 | [Xe ] 6s 4f 5d | Коперниций | 112 | [Rn ] 7s 5f 6d (предсказано) | |||
Конфигурация электронной оболочки элементов за пределами hassium еще не были подтверждены эмпирически, но ожидается, что они будут следовать правилам Маделунга без исключений до элемента 120. Ожидается, что за пределами 120-го элемента Правило Маделунга полностью перестанет действовать из-за близости энергии орбиталей 5g, 6f, 7d и 8p 1/2.
В контексте атомных орбиталей, открытая оболочка - это валентная оболочка, которая не полностью заполнена электронами или который не передал все свои валентные электроны через химические связи с другими атомами или молекулами во время химической реакции. И наоборот, закрытая оболочка получается с полностью заполненной валентной оболочкой. Эта конфигурация очень стабильная.
Для молекулы "открытая оболочка" означает наличие неспаренных электронов. В теории молекулярных орбиталей это приводит к одиночному заполнению молекулярных орбиталей. В реализации вычислительной химии теории молекулярных орбиталей, с молекулами с открытой оболочкой нужно использовать либо с помощью ограниченного метода Хартри - Фока с открытой оболочкой, либо неограниченного метода Хартри - Фока метод. 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 - это электронная конфигурация благородных газов. В основе всех химических элементов лежит тенденция химических элементов приобретать стабильность. Атомы основной группы обычно достигают конфигурации благородного газа в молекуле, подчиняясь правиламу октетов и подобным схемам. благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og ) имеют менее реактивны, чем другие элементы, поскольку они уже настроены благородного газа:
| Период | Элемент | Конфигурация |
|---|---|---|
| 1 | He | 1s |
| 2 | Ne | 1s2s2p |
| 3 | Ar | 1s2s2p3s3p |
| 4 | Kr | 1s2s2p3s3p4s3d4p |
| 5 | Xe | 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p |
| 6 | Rn | 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p |
| 7 | Og | 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p |
Каждая система имеет тенденцию приобретать состояние стабильности или состояния минимальной энергии, и поэтому химические элементы принимают участие в химических реакциях для стабильной электронной конфигурации подобной конфигурации ближайшего к нему благородного газа. Примером этой тенденции являются два атома водорода (H), реагирующие с одним атомом кислород (O) с образованием воды (H 2 O). Водород в основном состоянии имеет Валентность 1, и при образовании воды он приобретает долю второго электрона, приходящего от кислорода, так что его аналогичная конфигурация ближайшего к нему электрона. благородный газ гелий. Тем не менее, многие химические элементы, особенно переходные, достигают устойчивости с другими конфигурациями.
В молекулах ситуация становится более сложной, поскольку каждая молекула имеет свою орбитальную структуру. молекулярные орбитали помечены в соответствии с их симметрией, а не метками атомных орбиталей, используемыми для элементов и одноатомных, следовательно, электронная конфигурация молекула дикислорода, O 2, записывается 1σ g1σu2σg2σu3σg1πu1πgили, что эквивалентно, 1σ g1σu2σg2σu1πu3σg1πg. Термин 1π g представляет два электрона в двух вырожденных π * -орбиталях (разрыхление связи). Согласно правилам Хунда, эти электроны имеют параллельные спины в основном состоянии, и поэтому у дикислорода есть чистый магнитный момент (это парамагнитный ). Объяснение парамагнетизма дикислорода было большим успехом для теории молекулярных орбиталей.
Электронная конфигурация многоатомных молекул может изменяться без поглощения или испускания фотона через вибронные связи.
В твердом теле электронных состояний становится очень много. Они перестают быть дискретными и эффективно сливаются с непрерывными диапазонами возможных состояний (электронная полоса ). Понятие электронной конфигурации перестает быть актуальным и уступает место зонной теории.
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 атом может можно ожидать формирования.
Этот подход является дальнейшим развитием в вычислительной химии, которая обычно пытается делать количественные оценки химических свойств. В течение многих лет большинство таких вычислений основывалось на приближении «линейной комбинации атомных орбиталей » (LCAO), используя все более крупный и сложный базисный набор атомных орбиталей в качестве начального точка. Последний шаг в таком вычислении - это распределение электронов между молекулярными орбиталями 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.
Основное применение электронных конфигураций - интерпретация атомных спектров. В этом случае необходимо дополнить электронную конфигурацию одним или несколькими символами термина, которые описывают различные уровни энергии, доступные атому. 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.
 | Викискладе есть материалы, связанные с конфигурациями электронов. |
