Configuració electrònica: diferència entre les revisions
→Principi d'Aufbau: Ampliació |
→Principi d'Aufbau: Ampliació amb referències |
||
| Línia 106: | Línia 106: | ||
Les subcapes d'un àtom sempre es descriuen en ordre d'energia creixent ([[Principi d'Aufbau]]). |
Les subcapes d'un àtom sempre es descriuen en ordre d'energia creixent ([[Principi d'Aufbau]]). |
||
== |
== Principi d'Aufbau == |
||
| ⚫ | El [[principi d'Aufbau]] (del terme alemany ''Aufbauprinzip'', «principi de construcció») és una racionalització de la distribució dels electrons entre els nivells d'energia en els estats fonamentals (més estables) dels àtoms. Aquest principi, formulat pel físic danès [[Niels Bohr]] cap a l'any 1920, és una aplicació de les lleis de la [[mecànica quàntica]] a les propietats dels electrons sotmesos al [[camp elèctric]] creat per la càrrega positiva del [[Nucli atòmic|nucli d'un àtom]] i la càrrega negativa dels altres electrons que estan lligats al nucli. La construcció assenyalada pel nom d'aquest principi és un procés hipotètic en el qual els electrons són considerats com si entraren, un per un, en aquest camp elèctric i prenent les seves condicions més estables respecte a ell.<ref>{{Britannica|name=Aufbau principle|cognom=Britannica|nom=The Editors of Encyclopaedia}}</ref> |
||
| ⚫ | |||
=== |
=== Regla de Madelung === |
||
El número quàntic principal n determina l'energia dels nivells energètics. Com menor sigui n, més baix és el nivell. Per tant el nivell més baix és el corresponent a n = 1. Dins d'un mateix nivell l'ordre d'energies segueix l'ordre del nombre quàntic secundari. Tanmateix, a mesura que s'omplen els nivells els subnivells més baixos d'un determinat nivell queden per sota dels subnivells més alts del nivell immediatament inferior. Per aquesta raó, no és obvi la distribució d'electrons per subnivells. |
El número quàntic principal n determina l'energia dels nivells energètics. Com menor sigui n, més baix és el nivell. Per tant el nivell més baix és el corresponent a n = 1. Dins d'un mateix nivell l'ordre d'energies segueix l'ordre del nombre quàntic secundari. Tanmateix, a mesura que s'omplen els nivells els subnivells més baixos d'un determinat nivell queden per sota dels subnivells més alts del nivell immediatament inferior. Per aquesta raó, no és obvi la distribució d'electrons per subnivells. |
||
La [[regla de Madelung]], o de Madelung-Klechkovsky, fou publicada el 1926 pel físic alemany [[Erwin Madelung]] (1881-1971) i fou justificada teòricament el 1951 pel físic soviètic [[Vsevolod Klechkovsky]] (1900-1972).<ref>{{Ref-publicació|article=Beyond the Madelung-Klechkowski Rule of aufbau Orbital Filling Principle|url=http://pubs.sciepub.com/wjce/3/6/5/index.html|publicació=World Journal of Chemical Education|data=2016-01-03|issn=2375-1665|pàgines=160–167|volum=3|exemplar=6|doi=10.12691/wjce-3-6-5|llengua=en|nom=Tangour|cognom=Bahoueddine}}</ref><ref>{{Ref-publicació|article=Theoretical justification of Madelung's rule|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed056p714|publicació=Journal of Chemical Education|data=1979-11|issn=0021-9584|pàgines=714|volum=56|exemplar=11|doi=10.1021/ed056p714|llengua=en|nom=D. Pan|cognom=Wong}}</ref> Aquesta regla diu que els electrons ocupen els orbitals seguint l'ordre creixent de la suma de números quàntics principal i secundari <math>n+l</math>, i si coincideixen, s'ocupa primer el d'<math>n</math> inferior. Tanmateix, encara que és vàlida per a la majoria d'àtoms no sempre es compleix.<ref>{{Ref-publicació|article=A Modern Course in University Physics|url=http://dx.doi.org/10.1142/10558|publicació=A Modern Course in University Physics|data=2017-04-20|doi=10.1142/10558|nom=Fuxiang|cognom=Han}}</ref> |
|||
| ⚫ | El [[principi d'Aufbau]] (del terme alemany ''Aufbauprinzip'', «principi de construcció») és una racionalització de la distribució dels electrons entre els nivells d'energia en els estats fonamentals (més estables) dels àtoms. Aquest principi, formulat pel físic danès [[Niels Bohr]] cap a l'any 1920, és una aplicació de les lleis de la [[mecànica quàntica]] a les propietats dels electrons sotmesos al [[camp elèctric]] creat per la càrrega positiva del [[Nucli atòmic|nucli d'un àtom]] i la càrrega negativa dels altres electrons que estan lligats al nucli. La construcció assenyalada pel nom d'aquest principi és un procés hipotètic en el qual els electrons són considerats com si entraren, un per un, en aquest camp elèctric i prenent les seves condicions més estables respecte a ell.<ref>{{Britannica|name=Aufbau principle|cognom=Britannica|nom=The Editors of Encyclopaedia}}</ref> |
||
| ⚫ | |||
{| cellspacing="3" |
{| cellspacing="3" |
||
|- |
|- |
||
| Línia 141: | Línia 142: | ||
| (màxim 18e<sup>-</sup>) || || || || || 21è |
| (màxim 18e<sup>-</sup>) || || || || || 21è |
||
|} |
|} |
||
==== Diagrama de Moeller ==== |
|||
El diagrama de Moller és una regla nemotècnica gràfica de la regla de Madelung que consisteix en escriure els orbitals d'un mateix nivell en files i en columnes els de diferents nivells per ordre creixent. A l'hora d'omplir els orbitals s'ha de seguir l'ordre de les diagonals. |
|||
=== Principi d'exclusió de Pauli === |
=== Principi d'exclusió de Pauli === |
||
El [[principi d'exclusió de Pauli]], introduït pel físic austríac [[Wolfgang Pauli]] el 1925, diu que en un sistema de [[Fermió|fermions]] idèntics, com ara els electrons, no pot haver-n'hi dos en el mateix estat quàntic. Aquest principi limita a dos els electrons que poden ocupar un [[orbital atòmic]] i han de tenir [[Nombre quàntic d'espín|nombres quàntics d'espín]] oposats, això és +½ i –½. |
El [[principi d'exclusió de Pauli]], introduït pel físic austríac [[Wolfgang Pauli]] el 1925,<ref>{{Ref-publicació|article=Über den Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit der Komplexstruktur der Spektren|url=http://dx.doi.org/10.1007/bf02980631|publicació=Zeitschrift für Physik|data=1925-02|issn=0044-3328|pàgines=765–783|volum=31|exemplar=1|doi=10.1007/bf02980631|nom=W.|cognom=Pauli}}</ref> diu que en un sistema de [[Fermió|fermions]] idèntics, com ara els electrons, no pot haver-n'hi dos en el mateix estat quàntic. Aquest principi limita a dos els electrons que poden ocupar un [[orbital atòmic]] i han de tenir [[Nombre quàntic d'espín|nombres quàntics d'espín]] oposats, això és +½ i –½. |
||
=== Regla de màxima multiplicitat de Hund === |
=== Regla de màxima multiplicitat de Hund === |
||
La [[Regla de Hund|regla de màxima multiplicitat]], establerta empíricament pel físic alemany [[Friedrich Hermann Hund|Friedrich Hund]] el |
La [[Regla de Hund|regla de màxima multiplicitat]], establerta empíricament pel físic alemany [[Friedrich Hermann Hund|Friedrich Hund]] el 1926,<ref>{{Ref-publicació|article=Zur Deutung einiger Erscheinungen in den Molekelspektren|url=http://dx.doi.org/10.1007/bf01400155|publicació=Zeitschrift f�r Physik|data=1926-09|issn=1434-6001|pàgines=657–674|volum=36|exemplar=9-10|doi=10.1007/bf01400155|nom=F.|cognom=Hund}}</ref><ref>{{Ref-publicació|article=Zur Deutung einiger Erscheinungen in den Molekelspektren|url=http://dx.doi.org/10.1007/bf01400155|publicació=Zeitschrift f�r Physik|data=1926-09|issn=1434-6001|pàgines=657–674|volum=36|exemplar=9-10|doi=10.1007/bf01400155|nom=F.|cognom=Hund}}</ref><ref>{{Ref-publicació|article=Zur Deutung der Molekelspektren. II|url=http://dx.doi.org/10.1007/bf01397124|publicació=Zeitschrift f�r Physik|data=1927-02|issn=1434-6001|pàgines=93–120|volum=42|exemplar=2-3|doi=10.1007/bf01397124|nom=F.|cognom=Hund}}</ref> diu que quan hi ha electrons que poden ocupar orbitals de la mateixa energia no es poden aparellar fins que s'han ocupat tots els orbitals i amb espíns paral·lels. |
||
== Omplert d'orbitals == |
== Omplert d'orbitals == |
||
Revisió del 09:43, 4 jul 2023
 |
Aquest article o secció no cita les fonts o necessita més referències per a la seva verificabilitat. |
La configuració electrònica és la distribució dels electrons en els orbitals atòmics al voltant del nucli atòmic d'un àtom o en els orbitals moleculars d'una molècula.
Orbitals, estats i funcions d'ona
Com que els electrons són fermions, estan sotmesos al principi d'exclusió de Pauli, el qual afirma que dos fermions no poden ocupar el mateix estat quàntic a la vegada. Aquesta és la regla fonamental que determina la col·locació dels electrons en un àtom. Una vegada un electró ha ocupat un estat, el següent electró ha d'ocupar un estat mecanoquàntic igual.
En un àtom, els estats estacionaris de la funció d'ona d'un electró (els estats que són funció pròpia de l'equació de Schrödinger HΨ = IΨ on H és el hamiltonià) es denominen orbitals, per analogia amb la clàssica imatge dels electrons orbitant al voltant del nucli. Aquests estats tenen quatre nombres quàntics: n, l, ml i ms, i, en resum, el principi de Pauli vol dir que no pot haver dos electrons en un mateix àtom amb els quatre valors dels nombres quàntics iguals. Els més importants d'aquests són el n i el l.
Valors dels nombres quàntics
El primer nombre quàntic n (anomenat també nombre quàntic principal) correspon als diferents nivells d'energia permesos o nivells quàntics; els valors que pren són 1, 2, 3, 4,... Per a n=1 es té el nivell de menor energia. En alguns casos (per exemple en espectroscòpia de rajos X) també es denoten com K, L, M, N,...
El segon nombre quàntic l correspon al moment angular de l'estat. Aquests estats tenen la forma d'harmònics esfèrics, i per tant es descriuen usant polinomis de Legendre. A aquests subnivells, per raons històriques, se'ls assigna una lletra, i fan referència al tipus d'orbital (s, p, d, f, g):
| Valor de l | Orbital | Màxim nombre d'electrons |
|---|---|---|
| 0 | s | 2 |
| 1 | p | 6 |
| 2 | d | 10 |
| 3 | f | 14 |
| 4 | g | 18 |
Els valors que pot prendre l són: 0,..., (n-1), sent n el nombre quàntic principal.
El tercer nombre quàntic, m, pot prendre els valors des de -l a l, i per tant hi ha un total de 2l+1 estats possibles.
Cadascun d'aquests pot ser ocupat per dos electrons amb espins oposats, el que ve donat pel quart nombre quàntic s (spin), que pot valer +1/2 o -1/2. Això dona un total de 2(2l+1) electrons en total (tal com es pot veure en la taula anterior).
En resum, aquests són els valors que poden prendre els nombres quàntics:
| Nombre quàntic | Valors possibles |
|---|---|
| n | 1, 2, 3,... |
| l | 0,..., (n-1) |
| m | -l,..., 0,...,+l |
| s | -1/2, +1/2 |
Per exemple en el cas de l'heli (2 electrons), en la seva configuració electrònica habitual, contindrà 2 electrons amb els següents nombres quàntics;
| n | l | m | s | Orbital |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 0 | 0 | -1/2 | 1s |
| 1 | 0 | 0 | +1/2 |
En el cas del neó (10 electrons), tindrem els següents nombres quàntics possibles per als nombres quàntics;
| n | l | m | s | Orbital |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 0 | 0 | -1/2 | 1s |
| 1 | 0 | 0 | +1/2 | |
| 2 | 0 | 0 | -1/2 | 2s |
| 2 | 0 | 0 | +1/2 | |
| 2 | 1 | -1 | -1/2 | 2p |
| 2 | 1 | -1 | +1/2 | |
| 2 | 1 | 0 | -1/2 | |
| 2 | 1 | 0 | +1/2 | |
| 2 | 1 | 1 | -1/2 | |
| 2 | 1 | 1 | +1/2 |
Notació
S'utilitza una notació estandard per a descriure les configuracions electròniques dels àtoms. En aquesta notació, cada subcapa és descrita amb la notació nxe on;
- n és el número de capa i es correspon amb el nombre quàntic principal.
- x és el tipus de subcapa i és el símbol del segon nombre quàntic.
- i e és el nombre d'electrons que conté la subcapa.
Les subcapes d'un àtom sempre es descriuen en ordre d'energia creixent (Principi d'Aufbau).
Principi d'Aufbau
El principi d'Aufbau (del terme alemany Aufbauprinzip, «principi de construcció») és una racionalització de la distribució dels electrons entre els nivells d'energia en els estats fonamentals (més estables) dels àtoms. Aquest principi, formulat pel físic danès Niels Bohr cap a l'any 1920, és una aplicació de les lleis de la mecànica quàntica a les propietats dels electrons sotmesos al camp elèctric creat per la càrrega positiva del nucli d'un àtom i la càrrega negativa dels altres electrons que estan lligats al nucli. La construcció assenyalada pel nom d'aquest principi és un procés hipotètic en el qual els electrons són considerats com si entraren, un per un, en aquest camp elèctric i prenent les seves condicions més estables respecte a ell.[1]
Regla de Madelung
El número quàntic principal n determina l'energia dels nivells energètics. Com menor sigui n, més baix és el nivell. Per tant el nivell més baix és el corresponent a n = 1. Dins d'un mateix nivell l'ordre d'energies segueix l'ordre del nombre quàntic secundari. Tanmateix, a mesura que s'omplen els nivells els subnivells més baixos d'un determinat nivell queden per sota dels subnivells més alts del nivell immediatament inferior. Per aquesta raó, no és obvi la distribució d'electrons per subnivells.
La regla de Madelung, o de Madelung-Klechkovsky, fou publicada el 1926 pel físic alemany Erwin Madelung (1881-1971) i fou justificada teòricament el 1951 pel físic soviètic Vsevolod Klechkovsky (1900-1972).[2][3] Aquesta regla diu que els electrons ocupen els orbitals seguint l'ordre creixent de la suma de números quàntics principal i secundari , i si coincideixen, s'ocupa primer el d' inferior. Tanmateix, encara que és vàlida per a la majoria d'àtoms no sempre es compleix.[4]
| (màxim 2e-) | 1r | 2n | 4t | 6è | 9è | 12è | 16è | 20è | |
| (màxim 6e-) | 3r | 5è | 8è | 11è | 15è | 19è | 24è | ||
| (màxim 10e-) | 7è | 10è | 14è | 18è | 23è | ||||
| (màxim 14e-) | 13è | 17è | 22è | ||||||
| (màxim 18e-) | 21è |
Diagrama de Moeller
El diagrama de Moller és una regla nemotècnica gràfica de la regla de Madelung que consisteix en escriure els orbitals d'un mateix nivell en files i en columnes els de diferents nivells per ordre creixent. A l'hora d'omplir els orbitals s'ha de seguir l'ordre de les diagonals.
Principi d'exclusió de Pauli
El principi d'exclusió de Pauli, introduït pel físic austríac Wolfgang Pauli el 1925,[5] diu que en un sistema de fermions idèntics, com ara els electrons, no pot haver-n'hi dos en el mateix estat quàntic. Aquest principi limita a dos els electrons que poden ocupar un orbital atòmic i han de tenir nombres quàntics d'espín oposats, això és +½ i –½.
Regla de màxima multiplicitat de Hund
La regla de màxima multiplicitat, establerta empíricament pel físic alemany Friedrich Hund el 1926,[6][7][8] diu que quan hi ha electrons que poden ocupar orbitals de la mateixa energia no es poden aparellar fins que s'han ocupat tots els orbitals i amb espíns paral·lels.
Omplert d'orbitals
Per a obtenir la configuració electrònica d'un element, els estats es van ocupant per electrons segons l'energia d'aquests estats: primer s'ocupen els de menor energia. Pel fet que l'estat 3d (n=3 i l=2) és més energètic que el 4s (n=4 i l=0), existeixen els metalls de transició; i com que en l'orbital d hi caben 10 electrons segons la primera taula (o bé fent l=2 en 2(2l+1)=10), hi ha deu elements en cada sèrie de transició. El mateix ocorre amb altres blocs d'elements que es poden veure en la taula periòdica dels elements.
Se sol emprar una regla mnemotècnica consistent a fer una taula on en la primera fila s'escriu 1s, 2s, 3s,..., en la segona fila, saltant-se una columna, 2p, 3p,... i així successivament. Els primers nivells que es van omplint amb electrons són els quals queden més a l'esquerra i a sota de la taula.
Concretament, en el diagrama s'omplen fins al 3d, començant la primera sèrie de transició. Si per exemple es vol saber la configuració electrònica del vanadi, amb el diagrama obtindríem:
- 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d3
On el primer nombre és el nombre quàntic principal, la lletra és el segon (tipus d'orbital) i el superíndex és el nombre d'electrons que estan en aquest nivell (els termes anteriors s'ordenen després seguint l'ordre del nombre quàntic principal).
Per tractar-se del vanadi cal col·locar 23 electrons. En cada orbital s n'hi caben 2; en els p, 6 i en els d, 10. L'últim orbital només tindria 3 electrons pel que no estaria ple. No obstant això, existeixen algunes excepcions d'elements que no segueixen totalment aquesta regla, per exemple el crom, amb un electró més, 3d⁵4s¹ (vegeu configuració electrònica dels elements químics).
Una altra notació menys usada, és la d'indicar ordenadament el nombre d'electrons que hi ha a cada nivell, per exemple en el silici seria: 2 8 4. El primer 2 equival al 1s², el 8 equival a 2s² 2p⁶ i el 4 equival a 3s² 3p²
Blocs de la taula periòdica
Les propietats químiques d'un àtom depenen molt de com estan ordenats els electrons en els orbitals de més energia (a vegades anomenats de valència), a part d'altres factors com el radi atòmic, la massa atòmica, o l'accessibilitat d'altres estats electrònics.
Conforme es baixa en un grup d'elements, des del més lleuger al més pesant, els electrons més externs, en nivells d'energia més alts, i que per tant és més fàcil que participin en les reaccions químiques, estan en el mateix orbital, amb una forma semblant, però amb una energia i distància al nucli majors. Per exemple, el carboni i el plom tenen quatre electrons en els seus orbitals més externs.
A causa de la importància dels nivells energètics més exteriors, les diferents regions de la taula periòdica es divideixen en blocs, anomenant-se segons l'últim nivell ocupat: elements del bloc s, elements del bloc p, elements del bloc d i elements del bloc f, tal com es veu en el diagrama.
Regla de l'octet
Perquè un àtom sigui estable ha de tenir tots els seus orbitals plens (cada orbital amb dos electrons, un de spin +1/2 i altre de spin -1/2). Per exemple, l'oxigen, que té configuració electrònica 1s², 2s², 2p4, és més estable si arriba a la configuració 1s², 2s², 2p⁶ amb la qual cosa, els nivells 1 i 2 estarien plens. Llavors l'oxigen tindrà tendència a guanyar els 2 electrons que li falten.
Per altra banda, l'hidrogen, té un electró a la capa de valència. I tant té tendència a alliberar-lo per a quedar-se sense, com a capturar-ne un altre per omplir el nivel 1s.
Per això l'oxigen i l'hidrogen es combinen per a formar aigua, Cada àtom d'hidrogen cedeix un electró del seu nivell 1s que utilitza l'oxigen per a acabar d'omplir el seu nivell 2p fins a 6 electrons. Com que l'afinitat dels dos elements pels electrons (electronegativitat) és semblant, es forma un enllaç covalent i els dos àtoms comparteixen els electrons cedits per l'hidrogen.
Un altre exemple: en el clorur de sodi el clor té molta tendència a guanyar un electró per a completar el seu orbital 3p. Per altra banda, el sodi té molta tendència a cedir un electró per a quedar-se amb l'orbital 2p ple. Per tant la combinació de clor i sodi generen un enllaç iònic, on els electrons no es comparteixen, sinó que són cedits totalment, ja que el sodi es queda amb un electró de menys i el clor amb un electró de més.
Molècules
En les molècules cal tractar amb els orbitals moleculars. Es coneix com a molècula a la unió d'àtoms no metàl·lics, els quals per tenir quantitat d'electrons exteriors molt propera a l'octet, tenen una alta electronegativitat, per tant tendeixen a atreure electrons (a diferència dels metalls que tendeixen a perdre'ls) i per tant, si es troben amb un altre àtom no metàl·lic compartiran electrons fins que ambdós puguin arribar als 8 electrons a la capa de valència. Aquest tipus d'unió s'anomena covalent i és la més forta coneguda per la ciència (superior a la força d'atracció metàl·lica, iònica, polar, etc.). Per a posar un exemple, el material més dur i resistent de la naturalesa, el diamant, és una xarxa d'àtoms de carboni units entre si per unions covalents. Per a arribar a trencar aquestes unions es necessita elevar la temperatura del diamant a aproximadament 6273K.
Referències
- ↑ Britannica, The Editors of Encyclopaedia. «Aufbau principle» (en anglès). Encyclopædia Britannica, 2003.
- ↑ Bahoueddine, Tangour «Beyond the Madelung-Klechkowski Rule of aufbau Orbital Filling Principle» (en anglès). World Journal of Chemical Education, 3, 6, 03-01-2016, pàg. 160–167. DOI: 10.12691/wjce-3-6-5. ISSN: 2375-1665.
- ↑ Wong, D. Pan «Theoretical justification of Madelung's rule» (en anglès). Journal of Chemical Education, 56, 11, 1979-11, pàg. 714. DOI: 10.1021/ed056p714. ISSN: 0021-9584.
- ↑ Han, Fuxiang «A Modern Course in University Physics». A Modern Course in University Physics, 20-04-2017. DOI: 10.1142/10558.
- ↑ Pauli, W. «Über den Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit der Komplexstruktur der Spektren». Zeitschrift für Physik, 31, 1, 1925-02, pàg. 765–783. DOI: 10.1007/bf02980631. ISSN: 0044-3328.
- ↑ Hund, F. «Zur Deutung einiger Erscheinungen in den Molekelspektren». Zeitschrift f�r Physik, 36, 9-10, 1926-09, pàg. 657–674. DOI: 10.1007/bf01400155. ISSN: 1434-6001.
- ↑ Hund, F. «Zur Deutung einiger Erscheinungen in den Molekelspektren». Zeitschrift f�r Physik, 36, 9-10, 1926-09, pàg. 657–674. DOI: 10.1007/bf01400155. ISSN: 1434-6001.
- ↑ Hund, F. «Zur Deutung der Molekelspektren. II». Zeitschrift f�r Physik, 42, 2-3, 1927-02, pàg. 93–120. DOI: 10.1007/bf01397124. ISSN: 1434-6001.
Vegeu també
 |
A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Configuració electrònica |