Cấu hình điện tử bên ngoài là gì?

Cấu hình điện tử, còn được gọi là cấu trúc điện tử, là sự sắp xếp các electron theo mức năng lượng xung quanh hạt nhân nguyên tử.

Theo mô hình nguyên tử cũ của Bohr, các electron chiếm một số cấp độ trong quỹ đạo xung quanh hạt nhân, từ lớp đầu tiên gần hạt nhân nhất, đến lớp thứ bảy, Q, là lớp xa nhất từ ​​hạt nhân.

Xét về mô hình cơ học lượng tử tinh tế hơn, các lớp KQ được chia thành một tập hợp các quỹ đạo, mỗi lớp có thể bị chiếm không quá một cặp electron (Encyclopædia Britannica, 2011).

Thông thường, cấu hình điện tử được sử dụng để mô tả quỹ đạo của một nguyên tử ở trạng thái cơ bản, nhưng nó cũng có thể được sử dụng để đại diện cho một nguyên tử đã bị ion hóa trong cation hoặc anion, bù cho sự mất hoặc thu được electron trong quỹ đạo tương ứng của chúng.

Nhiều tính chất vật lý và hóa học của các nguyên tố có thể tương quan với cấu hình điện tử độc đáo của chúng. Các electron hóa trị, các electron ở lớp ngoài cùng, là yếu tố quyết định cho hóa học duy nhất của nguyên tố.

Khái niệm cơ bản về cấu hình điện tử

Trước khi gán các electron của nguyên tử vào quỹ đạo, người ta phải làm quen với các khái niệm cơ bản về cấu hình điện tử. Mỗi nguyên tố của Bảng tuần hoàn bao gồm các nguyên tử, bao gồm các proton, neutron và electron.

Các electron biểu hiện một điện tích âm và được tìm thấy xung quanh hạt nhân của nguyên tử theo quỹ đạo của electron, được định nghĩa là thể tích không gian trong đó electron có thể được tìm thấy trong xác suất 95%.

Bốn loại quỹ đạo khác nhau (s, p, d và f) có hình dạng khác nhau và một quỹ đạo có thể chứa tối đa hai electron. Các quỹ đạo p, dyf có các cấp dưới khác nhau, vì vậy chúng có thể chứa nhiều electron hơn.

Như đã chỉ ra, cấu hình điện tử của từng yếu tố là duy nhất cho vị trí của nó trong bảng tuần hoàn. Mức năng lượng được xác định theo thời kỳ và số lượng electron được cho bởi số nguyên tử của nguyên tố.

Các quỹ đạo ở các mức năng lượng khác nhau tương tự nhau, nhưng chiếm các khu vực khác nhau trong không gian.

Quỹ đạo 1s và quỹ đạo 2s có các đặc điểm của một quỹ đạo (các nút xuyên tâm, xác suất thể tích hình cầu, chúng chỉ có thể chứa hai electron, v.v.). Nhưng, khi chúng được tìm thấy ở các mức năng lượng khác nhau, chúng chiếm các không gian khác nhau xung quanh hạt nhân. Mỗi quỹ đạo có thể được biểu diễn bằng các khối cụ thể trong bảng tuần hoàn.

Khối s là khu vực của các kim loại kiềm bao gồm heli (Nhóm 1 và 2), khối d là kim loại chuyển tiếp (Nhóm 3 đến 12), khối p là các thành phần của nhóm chính của Nhóm 13 đến 18, Và khối f là loạt lanthanide và actinide (Faizi, 2016).

Hình 1: các phần tử của bảng tuần hoàn và các chu kỳ của chúng thay đổi tùy theo mức năng lượng của các quỹ đạo.

Nguyên tắc của Aufbau

Aufbau xuất phát từ tiếng Đức "Aufbauen" có nghĩa là "xây dựng". Về bản chất, khi viết cấu hình electron, chúng ta đang xây dựng quỹ đạo của electron khi chúng ta di chuyển từ nguyên tử này sang nguyên tử khác.

Khi chúng ta viết cấu hình điện tử của một nguyên tử, chúng ta sẽ điền vào các quỹ đạo theo thứ tự tăng dần số nguyên tử.

Nguyên lý của Aufbau bắt nguồn từ nguyên tắc loại trừ Pauli nói rằng không có hai fermion (ví dụ, electron) trong một nguyên tử. Chúng có thể có cùng một bộ số lượng tử, vì vậy chúng phải "xếp chồng lên nhau" ở mức năng lượng cao hơn.

Làm thế nào các electron tích lũy là một chủ đề của cấu hình electron (Nguyên lý Aufbau, 2015).

Các nguyên tử ổn định có nhiều electron như các proton làm trong hạt nhân. Các electron tập hợp xung quanh hạt nhân theo quỹ đạo lượng tử theo bốn quy tắc cơ bản gọi là nguyên lý Aufbau.

1. Không có hai electron trong nguyên tử có chung bốn số lượng tử n, l, m và s.
2. Các electron sẽ chiếm quỹ đạo của mức năng lượng thấp nhất trước tiên.
3. Các electron sẽ luôn lấp đầy các quỹ đạo với cùng số spin. Khi quỹ đạo đầy, nó sẽ bắt đầu.
4. Các electron sẽ điền vào quỹ đạo bằng tổng các số lượng tử n và l. Các quỹ đạo có giá trị bằng (n + l) sẽ được điền trước với giá trị n thấp hơn.

Các quy tắc thứ hai và thứ tư về cơ bản là giống nhau. Một ví dụ về quy tắc bốn sẽ là quỹ đạo 2p và 3s.

Một quỹ đạo 2p là n = 2 và l = 2 và quỹ đạo 3s là n = 3 và l = 1. (N + l) = 4 trong cả hai trường hợp, nhưng quỹ đạo 2p có năng lượng thấp nhất hoặc giá trị thấp nhất n và sẽ được điền trước Lớp 3s.

May mắn thay, sơ đồ Moeller được hiển thị trong Hình 2 có thể được sử dụng để điền vào các điện tử. Biểu đồ được đọc bằng cách thực hiện các đường chéo từ 1s.

Hình 2: Sơ đồ Moeller điền vào cấu hình điện tử.

Hình 2 cho thấy các quỹ đạo nguyên tử và các mũi tên đi theo con đường để theo dõi.

Bây giờ người ta đã biết rằng thứ tự của các quỹ đạo đã đầy, điều duy nhất còn lại là ghi nhớ kích thước của mỗi quỹ đạo.

Các quỹ đạo S có 1 giá trị có thể là m _l để chứa 2 electron

Các quỹ đạo P có 3 giá trị khả dĩ của m _l để chứa 6 electron

Các quỹ đạo D có 5 giá trị có thể có của m _l để chứa 10 electron

Các quỹ đạo F có 7 giá trị có thể có của m _l để chứa 14 electron

Đây là tất cả những gì cần thiết để xác định cấu hình điện tử của một nguyên tử ổn định của một nguyên tố.

Ví dụ, lấy nguyên tố nitơ. Nitơ có bảy proton và do đó bảy electron. Quỹ đạo đầu tiên cần điền là quỹ đạo 1s.

Một quỹ đạo có hai electron, vì vậy có năm electron còn lại. Quỹ đạo tiếp theo là quỹ đạo 2s và chứa hai quỹ đạo tiếp theo. Ba electron cuối cùng sẽ đi đến quỹ đạo 2p có thể chứa tới sáu electron (Helmenstine, 2017).

Tầm quan trọng của cấu hình điện tử bên ngoài

Cấu hình electron đóng vai trò quan trọng trong việc xác định tính chất của các nguyên tử.

Tất cả các nguyên tử của cùng một nhóm có cùng cấu hình điện tử bên ngoài ngoại trừ số nguyên tử n, đó là lý do tại sao chúng có tính chất hóa học tương tự.

Một số yếu tố chính ảnh hưởng đến các tính chất nguyên tử bao gồm kích thước của các quỹ đạo chiếm chỗ lớn nhất, năng lượng của các quỹ đạo năng lượng cao hơn, số vị trí trống quỹ đạo và số lượng electron trong quỹ đạo năng lượng cao hơn (Cấu hình điện tử và Tính chất của nguyên tử, SF).

Hầu hết các tính chất nguyên tử có thể liên quan đến mức độ hấp dẫn giữa các electron bên ngoài hạt nhân hơn và số lượng electron trong lớp electron ngoài cùng, số lượng electron hóa trị.

Các electron của lớp ngoài là những electron có thể tạo liên kết hóa học cộng hóa trị, là những electron có khả năng ion hóa để tạo thành cation hoặc anion và là những chất tạo ra trạng thái oxy hóa cho các nguyên tố hóa học (Khan, 2014).

Họ cũng sẽ xác định bán kính nguyên tử. Khi n trở nên lớn hơn, bán kính nguyên tử tăng. Khi một nguyên tử mất một điện tử, sẽ có sự co lại của bán kính nguyên tử do sự giảm điện tích âm xung quanh hạt nhân.

Các electron của lớp ngoài là những electron được tính đến bởi lý thuyết liên kết hóa trị, lý thuyết trường tinh thể và lý thuyết quỹ đạo phân tử để có được các tính chất của các phân tử và sự lai hóa của liên kết (Bozeman Science, 2013).