Електронска конфигурација

Из Википедије, слободне енциклопедије
Jump to navigation Jump to search
Jednostavni dijagram elektronskih nivoa litijuma

Електронска конфигурација елемента је распоред електрона који припадају атому датог елемента на његовим електронским орбиталама.

Рачуна се да у основном енергетском стању сви атоми датог елемента имају исту електронску конфигурацију уколико нису везани са другим атомима.

Електронска конфигурација се утврђује на основу спетроскопских испитивања и уз помоћ теоретских прорачуна. Код многих елемената, посебно лантаноида и прелазних метала, постоје несугласице око њихове електронске конфигурације.

Начин записа конфигурације[уреди]

Електронска конфигурација се записује на одређен начин. Тај запис може да изгледа на пример овако:

неон: 1s22s22p6

или овако:

Wegiel-konfiguracja-elektronowa-zapis-klatkowy.svg

Бројеви који се јављају испред слова означавају енергетске нивое. Њихова нумеризација почиње од орбитале најближе језгру и расте са одаљавањем од њега. Мала слова ("s", "p", "d" i "f") означавају врсте орбитала, а горњи бројевни индекси означавају број електрона који се налазе на датој орбитали.

За упрошћавање електронске конфигурације често се ставља скраћени запис. На пример

угљеник: хелијум + 2s22p2

или:

C: [He]2s22p2

где ја [He] (хелијум) - електронска конфигурација хелијума

Општа правила успостављања конфигурације[уреди]

Приликом правилног записивања електронске конфигурације поштује се следеће:

  • Принцип најмањег садржаја енергије
    • Попуњавају се прво нивои и орбитале најмањег енергетског садржаја: прво се попуњава орбитала "s", затим "p", затим "d", па "f" и на крају "g"
    • Орбитале на вишим енергетским нивоима попуњавају се тек кад се попуне нижи енергетски нивои.
  • Паулијев принцип искључења
    • Како два електрона у једном атому не могу имати иста сва четири квантна броја, мора се разликовати бар спински, једну подорбиталу попуњава максимално два електрона па на орбитали s могу да буду само 2 електрона, на p - 6, на d - 10, на f - 14, на g - 18.
  • Хундово правило
    • По којем се орбитале једнаког садржаја енергије попуњавају тако да што више подорбитала буде делимично попуњено (једним електроном) пре него што почне потпуно испуњавање подорбитале.
  • На првом енергетском нивоу постоји само орбитала s, на другом енергетском нивоу орбитале s и p, на трећем орбитале s, p и d и од четвртог орбитале s, p, d и f. Од петог енергетског нивоа треба да се појављује и орбитала g, али сви тренутно познати атоми могу се описати помоћу прве четири орбитале.

Од ових правила постоје извесна одступања, поготову када је реч о прелазним и племенитим металима, где се електронска конфигурација не покорава у потпуности овим правилностима зарад веће стабилности атома.

  • Јан-Телерово правило
    • Јан-Телерова теорема тврди да се вишеатомски нелинеарни молекули код којих постоји дегенерација орбитала (више орбитала које имају исту енергију) деформишу тако да се та дегенерација отклони.[1]

Референце[уреди]

  1. ^ Белић, Драгољуб (2000). Физика молекула. Београд. стр. 48. 

Литература[уреди]

  • Белић, Драгољуб (2000). Физика молекула. Београд. стр. 48. 

Спољашње везе[уреди]