Elektrona distribuado
Elektronaj orbitaloj por atomoj kaj mokeluloj
En la esploroj pri atoma fiziko kaj kvantuma kemio, la eletrona distribuado prezentiĝas kiel la elektrodistribuado de unu atomo aŭ molekulo (aŭ de alia fizika strukturo) pere de atomaj kaj molekulaj orbitaloj[1]. Ezemple: la elektrona distribuado de la neona atomo estas 1s2 2s2 2p6.
La elektronaj distribuadoj priskribas la elektronajn movojn ene de la orbitalo. Matematike la distribuadoj priskribatas de la "determinantoj de Slater"[2] aŭ "statofunkcioj de la distribuado"[3].
Laŭ la leĝoj pri kvantuma mekaniko, por sistemoj prezentantaj plurajn elektronon, iu energio asociiĝas al po unu elektrona distribuado, kaj en certaj kondiĉoj, la elektronoj kapablas moviĝi el unu distribuado al alia pere de emisio aŭ absorbiĝo de lumkvantumo, sub la formo de fotono.
La konado de la elektrona distribuado por malsimilaj atomoj utilas por la kompreno pri la strukturo de la perioda tabelo de la elementoj. La koncepto same taŭgas por priskribado de la kemiaj ligoj tenantaj la atomojn kunaj. Por grandvolumenaj materialoj, ĉi-sama koncepto helpas la klarigon de specialaj proprecoj pri la laseroj kaj duonkonduktiloj.
Enhavo
1 Ŝeloj kaj subŝeloj
2 Notacio
3 Energio - fundamenta stato kaj ekscita stato
4 Historio
5 Vidu ankaŭ
6 Referencoj
Ŝeloj kaj subŝeloj |
Diagramo de Bohr por la litio
s (ℓ=0) | p (ℓ=1) | |||
|---|---|---|---|---|
| m=0 | m=0 | m=±1 | ||
s | pz | px | py | |
| n=1 |  | |||
| n=2 |  |  |  |  |
La elektrona distribuado estis unu kreita laŭ la atoma modelo de Bohr, kaj kutime oni parolas pri la koncepto je ŝeloj kaj subŝeloj malgraŭ la avancoj en la komprenado pri la kvantuma- mekanika naturo de la elektronoj.
Unu elektronŝelo estas kunaĵo da permeseblaj statoj, kiuj kundividas la saman ĉefan kvantumnumeron, n (la nombro antaŭ la litero en la identigo de la orbitalo), kiujn la elektronoj povas okupi. Iu n-a atoma elektronŝelo povas enteni 2n2 elektronojn, ekzemple, la unua ŝelo povas enteni 2 elektronojn, la dua ŝelo 8 elektronojn, kaj la tria ŝelo 18 elektronojn. La faktoro je du ekzistas ĉar la permeseblaj statoj duobliĝas pro la elektrona spino -- po unu atomorbitalo akceptas du identajn elektronojn kun oponantaj spinoj, unu kun spino +1/2 (kutime montrita per sago supren↑) kaj unu kun spino -1/2 (pere de sago malsupren ↓).
Iu subŝelo estas la kunaĵo da statoj difinitaj per azimuta kvantumnombro, ℓ, ene de la ŝelo. La valoroj ℓ=0, 1, 2, 3 korespondas al la niveloj s, p, d kaj f respektive. La maksimuma nombro da elektronoj kiuj povas enmetiĝi en iu subŝelo estas konata per la ekvacio 2(2ℓ +1). La rezulto estas du elektronoj en la subŝelo "s", ses elektronoj en la subŝelo "p", dek elektronoj en la subŝelo "d" kaj dekvar elektronoj en la subŝelo "f".
La nombroj da elektronoj kiuj povas okupi po unu ŝelon kaj po unu subŝelon estas prenita el la ekvacioj pri kvantuma mekaniko, specife la ekskluda principo de Pauli, kiu starigas ke du identaj fermionoj en la sama atomo ne povas havi la samajn valorojn rilate al ties kvantumnombro.
Notacio |
Fizikistoj kaj kemiistoj uzas la norman notacion kiu identigas la elektronajn distribuadojn de atomoj kaj molekuloj. Por atomoj, la notacio konsistas je sinsekvo da atomaj orbitalŝeloj (ekz: por la fosforo la sinsekvo estas 1s, 2s, 2p, 3s, 3p), kun la nombro da elektronoj atribuitaj al po unu orbitalo (aŭ aro da orbitaloj kundividantaj la saman elektronŝelon) metitaj kiel supra indico. Ekzemple: hidrogeno posedas unu elektronon en la orbitalo "s" de la unua ŝelo, do ties distribuado skribiĝas 1s1. Litio posedas du elektronojn en la subŝelo "1s" kaj unu en la subŝlo "2s" kun pli alta energio, do ties distribuado skribiĝas 1s2 2s1 (kies prononco estas unu-so-du, du-so-unu). La elektrona distribuado de la fosforo (kies atomnumero estas 15) jenas 1s2 2s2 2p6 3s23p3.
Por atomoj kun multaj elektronoj, ĉi-notacio eble fariĝas tro longa, do, mallongigita notacio uzatas, ĉar ĉiuj ŝeloj escepte de kelke el la lastaj subŝeloj estas identaj al tiuj de ies aŭ alies el la noblaj gasoj. Ekzemple, la fosforo malsimilas el la neono (1s2 2s2 2p6) nur per la ĉeesto de iu tria ŝelo. Tiamaniere ke oni prenas la elektronan distribuadon de la neono kaj tiu de la fosforo jenas: [Ne] 3s2 3p3. Ĉi konvencio utilas ĉar la elektronoj de la plej ekstera ŝelo identigas la kemiajn proprecojn de la elemento.
Por difinita distribuado, la ordo pri skribado de la orbitaloj ne estas tute fiksita, ĉar nur la orbitalaj elektronplenigoj havas fizikan signifon. Ezemple: la elektrona distribuado de la fundamenta stato de la titano povas skribiĝi aŭ [Ar] 4s2 3d2 aŭ [Ar] 3d2 4s2. La unua notacio obeas la ordon surbaze de la "Regulo de Madelung" por la distribuado de la neŭtralaj atomoj, kie la elektronŝelo 4s estas plenigata antaŭ la 3d en la sinsekvo Ar, K, Ca, Sc, Ti. La dua notacio arigas kune ĉiujn orbitalojn kun la sama valoro de "n", korespondanta al la spektroskopa ordo de la orbitalaj energioj kiu estas la inversa ordo en kiu la elektronoj estas forigitaj de iu certa atomo por la formado de pozitivaj jonoj, kie la ŝelo 3d estas plenigata antaŭ la 4s en la sekvenco Ti4+, Ti3+, Ti2+, Ti+, Ti.
La supra indico 1 por orbitaloj okupitaj de unu sola elektrono ne estas deviga. Kutime oni vidas la literojn de la orbitalaj ŝeloj skribataj kursive aŭ per oblikva tipografio, kvankam rekomendo de la IUPAK por ke oni uzu normalan tipografion. La literelekto fontas el sistemo nun malaktualiĝinta pri kategoriigo de la spektraj linioj kiel "sharp (akra)", "principal (ĉefa)", "diffuse (vasta)", kaj "fundamentala aŭ fine (bonega)", bazita sur observado de kemiistoj pri maldika strukturo: la moderna uzo identigas orbitalojn per azimuta kvantuma numero, l, kun respektivaj valoroj je 0, 1, 2 aŭ 3. Post la "f" la sinsekvo alfabete daŭrigas "g", "h", "i" ... (l = 4, 5, 6...), saltante "j", kvankam ĉi-tipaj orbitaloj malfote uzatas.
La elektrona distribuado de molekuloj skribatas per simila maniero, escepte ke la identigoj de la molekularaj orbitaloj uzatas antataŭ la atomajn orbitalidentigojn.
Energio - fundamenta stato kaj ekscita stato |
La energio asociiĝinta al unu elektrono estas tiu de la orbitalo. La energio de iu distribuado ofte estas la proksimuma sumo de la energio de po unu elektrono, neglektante la reciprokajn interagojn de la elektronoj. La distribuado korespondanta al la plej malalta elektrona energio nomatas "fundamenta stato".
Kiel ekzemplo, la fundamenta stato de la natria atomo estas 1s22s22p63s, kiel oni povas dedukti el la "Principo de Aufbau". La unua ekscita stato estiĝas per altigo de elektrono 3s al la orbitalo 3p, por formado de la distribuado
1s22s22p63p, mallongigita kiel rango 3p. Atomoj povas moviĝi el unu distribuado al alia per absorbado aŭ emisio da energio. Ekzemple, en "lampoj kun natrivaporoj"[4], la natriatomoj estas ekscititaj al la nivelo 3p pere de elektra malŝarĝo, kaj revenas al la fundamenta stato pere de emisiado de flava lumo kun ondolongo je 589 nm.
Ordinare, la ekscito de la valentaj elektronoj (tiel kiel 3s por la natrio) kompromitas la energiojn korespondantajn al la fotonoj kun videblaj ultraviolaj lumoj. La ekscitiĝo de la nukleaj elektronoj eblas, tamen multe pli altaj energioj estas necesaj, ĝenerale korespondantaj al ikso-radiaj fotonoj. Ĉi tiu estus la kazo, ekzemple, por eksciti la elektronon 2p al la nivelo 3s por estigi la ekscititan distribuadon 1s22s22p53s2.
Historio |
Niels Bohr (1923) estis la unua proponanto pri la periodeco de la elementoproprecoj, kiu povas klariĝi per la elektrona strukturo de la atomoj. Liaj proponoj baziĝis sur la tiama "atom-modelo de Bohr", en kiu la elektronaj ŝeloj estis orbitoj lokigitaj sur fiksaj distancoj el la nukleo. La originala distribuado de Bohr ŝajne estus stranga al la nuntempaj kemiistoj: sulfuro havus la distribuadon 2.4.4.6 anstataŭ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (2.8.6).
En la sekvanta jaro, Edmund Clifton Stoner (1899-1968) adoptis la trian kvantuman numeron de Somerfeldo (1868-1951) en la priskribo de la elektronaj ŝeloj, kaj malkorekte antaŭvidis la ŝelstrukturon de la sulfuro kiel 2.8.6. Malgraŭ tio, nek la sistemo de Bohr, nek tiu de Stoner sukcesis korekte priskribi la ŝanĝojn pri la atomspektro en iu magneta kampo, konata kiel Efiko de Zeeman.
Bohr estis bone konscia pri ĉi-malfacilaĵo (krom aliaj), kaj li leteris al sia amiko Wolfgang Pauli (1900-1958), kaj petis lian helpon por la savo de la kvantuma teorio (tiu sistemo nun estas konata kiel "malnova kvantuma teorio"). Pauli rimarkis ke la efiko de Zeeman okazas nur kun la plej eksteraj elektronoj de la atomo, kaj li sukcesis reprodukti la ŝelstrukturon de Stoner, sed kun la korekta strukturo de la subŝeloj, per inkludo de kvara kvantuma numero kaj sia ekskluda principo (1925).
"Certe ne estas permesata al pli ol unu elektrono kun sama valoro de kvantuma numero "n" havi la saman valoron por la aliaj tri kvantumaj numeroj k [l], j [ml] kaj m [ms].
La ekvacio de Erwin Schrödinger (1887-1961), publikigita en 1926, proponis tri el la kvar kvantumaj numeroj kiel direkta konsekvenco el ties solvo por la hidrogena atomo: ĉi-solvo estigis la atomorbitalojn kiuj montratas hodiaŭ en la kompendioj pri kemio. La ekzamenado pri atomspektro permesis ke la elektrona distribuado de atomoj estu eksperimente determinita, kaj rezultis en empiria regulo, konata kiel "Regulo de Madelung" (1936), por la ordo en kiu la atomorbitaloj estas elektrone plenigataj.
Vidu ankaŭ |
Wilhelm Conrad Röntgen
(1845-1923)
Pieter Zeeman
(1865-1943)
Arnold Sommerfeld
(1868-1951)
Ernest Rutherford
(1871-1937)
Niels Bohr
(1885-1962)
Erwin Schrödinger
(1887-1961)
Edmund Clifton Stoner
(1899-1968)
Wolfgang Pauli
(1900-1958)
Referencoj |
↑ Atoma orbitalo estas matematika funkcio kiu priskribas la ondosimila konduto de unu elektrono aŭ eletroparo ene de atomo.
↑ Quantum Chemistry, John P. Lowe
↑ Computational Quantum Chemistry: Molecular Structure and Properties in Silico, Joseph J. W. McDouall
↑ Marijuana Grower's Handbook: The Indoor High Yield Guide, Ed Rosenthal
