DIFFERENTIËLE ELEKTRON: KWANTUMGETALLEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

Het differentiële of differentiërende elektron is het laatste elektron dat in de volgorde van de elektronenconfiguratie van een atoom wordt geplaatst. Wat is zijn naam? Om deze vraag te beantwoorden, is de basisstructuur van een atoom nodig: de kern, het vacuüm en de elektronen.

De kern is een dicht en compact aggregaat van positieve deeltjes die protonen worden genoemd en van neutrale deeltjes die neutronen worden genoemd. Protonen bepalen het atoomnummer Z en vormen samen met neutronen de atoommassa. Een atoom kan echter niet alleen positieve ladingen dragen; daarom draaien de elektronen rond de kern om deze te neutraliseren.

Dus voor elk proton dat zich bij de kern voegt, voegt een nieuw elektron zich bij zijn orbitalen om de toenemende positieve lading tegen te gaan. Op deze manier is het nieuw toegevoegde elektron, het differentiële elektron, nauw verwant aan het atoomnummer Z.

Het differentiële elektron bevindt zich in de buitenste elektronische schil: de valentieschil. Daarom, hoe verder je van de kern verwijderd bent, hoe groter de energie die ermee verbonden is. Het is deze energie die verantwoordelijk is voor hun deelname, evenals die van de rest van de valentie-elektronen, aan de karakteristieke chemische reacties van de elementen.

Kwantumgetallen

Net als de rest van de elektronen, kan het differentiële elektron worden geïdentificeerd aan de hand van zijn vier kwantumgetallen. Maar wat zijn kwantumgetallen? Ze zijn "n", "l", "m" en "s".

Het kwantumgetal "n" geeft de grootte van het atoom en de energieniveaus (K, L, M, N, O, P, Q) aan. «L» is het secundaire of azimutale kwantumgetal, dat de vorm van de atomaire orbitalen aangeeft, en waarden aanneemt van 0, 1, 2 en 3 voor de orbitalen «s», «p», «d» en «f» , respectievelijk.

"M" is het magnetische kwantumgetal en geeft de ruimtelijke oriëntatie van de orbitalen onder een magnetisch veld aan. Dus 0 voor de orbitale «s»; -1, 0, +1, voor de "p" -baan; -2, -1, 0, +1, +2, voor de "d" orbitaal; en -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, voor de "f" orbitaal. Tenslotte het spinkwantumgetal «s» (+1/2 voor ↑ en -1/2 voor ↓).

Daarom heeft een differentieel elektron de vorige kwantumgetallen ("n", "l", "m", "s") geassocieerd. Omdat het de nieuwe positieve lading die door het extra proton wordt gegenereerd tegengaat, levert het ook het atoomnummer Z van het element op.

Hoe het differentiële elektron te kennen?

De afbeelding hierboven geeft de elektronenconfiguraties weer voor elementen van waterstof tot neongas (H → Ne).

Hierin worden de elektronen van de open schalen aangegeven met de kleur rood, terwijl die van de gesloten schalen worden aangegeven met de kleur blauw. De lagen verwijzen naar het kwantumgetal "n", de eerste van de vier.

De valentieconfiguratie van H (↑ in rood) voegt dus een ander elektron met tegengestelde oriëntatie toe om dat van He te worden (↓ ↑, beide blauw omdat nu niveau 1 is gesloten). Dit toegevoegde elektron is dan het differentiële elektron.

Dus grafisch kan worden gezien hoe het differentiële elektron bijdraagt ​​aan de valentieschil (rode pijlen) van de elementen, waardoor ze van elkaar verschillen. De elektronen vullen de orbitalen met respect voor de regel van Hund en het uitsluitingsprincipe van Pauling (perfect waargenomen van B naar Ne).

En hoe zit het met kwantumgetallen? Deze definiëren elke pijl - dat wil zeggen elk elektron - en hun waarden kunnen worden bevestigd met de elektronenconfiguratie om te weten of ze die van het differentiële elektron zijn of niet.

Voorbeelden in meerdere elementen

Chloor

In het geval van chloor (Cl) is het atoomnummer Z gelijk aan 17. De elektronenconfiguratie is dan 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁵ . De orbitalen die rood zijn gemarkeerd, komen overeen met die van de valentieschil, die een open niveau 3 heeft.

Het differentiële elektron is het laatste elektron dat in de elektronenconfiguratie wordt geplaatst, en het chlooratoom is dat van de 3p-orbitaal, waarvan de opstelling als volgt is:

↑ ↓

3px 3py 3pz

(-1) (0) (+1)

Met inachtneming van de regel van Hund, worden de 3p-orbitalen met gelijke energie als eerste gevuld (een pijl omhoog in elke orbitaal). Ten tweede paren de andere elektronen met de eenzame elektronen van links naar rechts. Het differentiële elektron wordt weergegeven in een groen frame.

Het differentiële elektron voor chloor heeft dus de volgende kwantumgetallen: (3, 1, 0, -1/2). Dat wil zeggen, "n" is 3; "L" is 1, orbitaal "p"; "M" is 0, omdat het de middelste "p" -baan is; en "s" is -1/2, aangezien de pijl naar beneden wijst.

Magnesium

De elektronenconfiguratie voor het magnesiumatoom is 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² , wat de orbitale en zijn valentie-elektron op dezelfde manier weergeeft:

↑ ↓

3s

0

Dit keer heeft het differentiële elektron de kwantumgetallen 3, 0, 0, -1/2. Het enige verschil in dit geval met betrekking tot chloor is dat het kwantumgetal «l» 0 is omdat het elektron een orbitale «s» (de 3s) bezet.

Zirkonium

De elektronenconfiguratie voor het zirkonium (overgangsmetaal) atoom is 1s ² 2s ² sp ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ² . Op dezelfde manier als de vorige gevallen is de weergave van de orbitalen en valentie-elektronen als volgt:

De kwantumgetallen voor het differentiële elektron dat groen is gemarkeerd, zijn dus: 4, 2, -1, +1/2. Hier, aangezien het elektron de tweede "d" -baan bezet, heeft het een kwantumgetal "m" gelijk aan -1. En omdat de pijl naar boven wijst, is het draai-nummer "s" gelijk aan +1/2.

Onbekend element

De differentiële elektronenkwantumgetallen voor een onbekend element zijn 3, 2, +2, -1/2. Wat is het atoomnummer Z van het element? Als je Z kent, kun je erachter komen wat het element is.

Deze keer, aangezien "n" gelijk is aan 3, betekent dit dat het element zich in de derde periode van het periodiek systeem bevindt, met "d" orbitalen als valentieschil ("l" gelijk aan 2). Daarom worden de orbitalen weergegeven zoals in het vorige voorbeeld:

↑ ↓

De kwantumgetallen "m" gelijk aan +2, en "s" gelijk aan -1/2, zijn de sleutel tot het correct lokaliseren van het differentiële elektron in de laatste 3d-orbitaal.

Het gezochte element heeft dus volledige 3d ¹⁰ orbitalen , evenals zijn interne elektronische omhulsels. Concluderend, het element is het metaal zink (Zn).

De kwantumgetallen van het differentiële elektron kunnen echter geen onderscheid maken tussen zink en koper, omdat dit laatste element ook volledige 3d-orbitalen heeft. Waarom? Omdat koper een metaal is dat om kwantumredenen niet voldoet aan de regels voor het vullen van elektronen.

Referenties

1. Jim Branson. (2013). Hund's Rules. Opgehaald op 21 april 2018, van: quantummechanics.ucsd.edu
2. Lezing 27: Hund's regels. Opgehaald op 21 april 2018, van: ph.qmul.ac.uk
3. Purdue universiteit. Kwantumnummers en elektronenconfiguraties. Opgehaald op 21 april 2018, van: chemed.chem.purdue.edu
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Física Salvat, SA de Ediciones Pamplona, ​​deel 12, Spanje, pagina's 314-322.
5. Walter J. Moore. (1963). Fysische chemie. In deeltjes en golven. Vierde editie, Longmans.