Ηλεκτρονική δομή

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση

Ηλεκτρονιακή δομή ονομάζεται η δομή ενός ατόμου όσον αφορά τις τροχιές των ηλεκτρονίων του. Η ηλεκτρονιακή δομή υπολογίζεται με την κατανομή των ηλεκτρονίων

Οι κβαντικοί αριθμοί[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Τα ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν συγκεκριμένες τροχιές μέσα στο άτομο. Κάθε ηλεκτρόνιο χαρακτηρίζεται κατά μοναδικό τρόπο από μία τετράδα αριθμών τους κβαντικούς αριθμούς οι οποίοι δηλώνουν την ηλεκτρική δυναμική ενέργεια του ηλεκτρονίου στο άτομο, όσο μικρότερη είναι η απόλυτη τιμή τους, τόσο μικρότερη είναι η ενέργεια του αντίστοιχου ηλεκτρονίου. Επιπλέον, μαζί με τον τέταρτο κβαντικό αριθμό προσδιορίζουν την τροχιά του ηλεκτρονίου.

Οι τέσσερις κβαντικοί αριθμοί είναι οι n,l,ml,ms. Ο n αντιστοιχεί στις στιβάδες και παίρνει τιμές φυσικούς αριθμούς, προσδιορίζει την απόσταση από τον πυρήνα. Ο l αντιστοιχεί στις υποστιβάδες και παίρνει τιμές 0, 1,...,(n-1), αν και συνήθως χρησιμοποιούνται τα αντίστοιχα γράμματα s, p, d ,f, προσδιορίζει το σχήμα της τροχιάς. Ο ml παίρνει τιμές -l, -(l-1),...,-1,0,1,...,l-1,l,. Ο ms παίρνει τιμές ±½, αντιστοιχεί σε ένα από τα δύο μέρη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων. Κάθε πιθανή τετράδα των κβαντικών αριθμών αντιστοιχεί σε μία θέση που μπορεί να καταλάβει ένα μόνο ηλεκτρόνιο.

Το γεγονός ότι στην υποστιβάδα k της στιβάδας α βρίσκονται μ ηλεκτρόνια δηλώνεται συμβολικά με αkμ. Για παράδειγμα αν στην υποστιβάδα f της στιβάδας n=3 βρίσκονται 4 ηλεκτρόνια, αυτό δηλώνεται συμβολικά 3f4.

Η ενέργεια του ηλεκτρονίου συναρτήσει των κβαντικών αριθμών[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Αν δε ληφθούν υπόψιν οι δύο τελευταίοι κβαντικοί αριθμοί, τότε η ενέργεια κάθε θέσης στην ίδια υποστιβάδα είναι συγκεκριμένη.

Σε κάθε στιβάδα η ενέργεια της υποστιβάδας s είναι μικρότερη της ενέργειας της υποστιβάδας p, που είναι μικρότερη της ενέργειας της υποστιβάδας d, που είναι μικρότερη της ενέργειας της υποστιβάδας f. Επιπλέον, αν θεωρήσουμε τις αντίστοιχες υποστιβάδες σε διαφορετικές στιβάδες οι υποστιβάδες μικρότερου n είναι μικρότερης ενέργειας, άρα η υποστιβάδα 1s έχει μικρότερη ενέργεια από την 2s που έχει μικρότερη ενέργεια από την υποστιβάδα 3s που έχει μικρότερη ενέργεια από την υποστιβάδα 4s. Η σύγκριση της ενέργειας δύο υποστιβάδων διαφορετικού n και l είναι πιο περίπλοκη περίπτωση. Η υποστιβάδα p είναι μικρότερης ενέργειας από την υποστιβάδα s της επόμενης στιβάδας. Αντίστοιχα, η υποστιβάδα d είναι μικρότερης ενέργειας από την υποστιβάδα p της επόμενης στιβάδας. Αντίστοιχα, η υποστιβάδα f είναι μικρότερης ενέργειας από την υποστιβάδα d της επόμενης στιβάδας.

Πίνακας κατανομής[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όλα τα παραπάνω συνοψίζονται σε έναν κάτω τριγωνικό πίνακα της μορφής:

1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f ...

Αυτός ο πίνακας διασχίζεται διαγώνια από πάνω-δεξιά προς τα κάτω αριστερά. Επιπλέον, διασχίζονται πρώτα οι πάνω διαγώνιες και ύστερα οι κάτω διαγώνιες. Για παράδειγμα μια διαγώνιος του πίνακα (κατά τη φορά διάσχισης) είναι 3d 4p 5s. Η διάσχιση αυτής της διαγωνίου έπεται της διάσχισης της διαγωνίου 3p 4s. Κατά σειρά διάσχισης των διαγωνίων τα στοιχία του πίνακα είναι:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s ...

Κατανομή ηλεκτρονίων ατόμου[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η κατανομή των ηλεκτρονίων ατόμου γίνεται στη θεμελιώδη κατάσταση.

Θεμελιώδης κατάσταση ενός ατόμου ονομάζεται η κατάσταση του ατόμου στην οποία είναι ηλεκτρικά ουδέτερο και το κάθε ηλεκτρόνιο του έχει την ελάχιστη ηλεκτρική δυναμική ενέργεια. Όταν ένα άτομο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο έχει τόσα ηλεκτρόνια όσος και ο ατομικός αριθμός του.

κατανομή σε υποστιβάδες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Πίνακας ηλεκτρονικής διαμόρφωσης

Τα ηλεκτρόνια κατανέμονται με βάση την ελάχιστη δυνατή ενέργεια. Επομένως, θα κατανέμονται στον πίνακα με βάση τη φορά διάσχισής του. Η διάσχιση τελειώνει όταν δεν υπάρχουν άλλα ηλεκτρόνια διαθέσιμα, δηλαδή όταν έχουν κατανεμηθεί όλα τα ηλεκτρόνια (που είναι όσα και ο ατομικός αριθμός του ατόμου). Για παράδειγμα έστω η κατανομή των ηλεκτρονίων του σιδήρου ο οποίος έχει ατομικό αριθμό 26 είναι:

1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d6
4s2

κατανομή εντός της υποστιβάδας[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κάθε υποστιβάδα έχει θέσεις για ζεύγη ηλεκτρονίων αντίθετου σπιν. Έστω ότι κάθε θέση σε μια υποστιβάδα συμβολίζεται με [\;\;]. Αν η θέση καταληφθεί από ένα ηλεκτρόνιο τότε συμβολίζεται με [\uparrow\;], ενώ αν καταληφθεί από ζεύγος ηλεκτρονίων αντίθετου σπιν τότε συμβολίζεται με [\uparrow\downarrow]. Σύμφωνα με την απαγορευτική αρχή του Πάουλι δεν υπάρχει άλλος συνδυασμός για μία θέση ζεύγους.

Για παράδειγμα οι πιθανές θέσεις σε μια υποθετική υποστιβάδα 3p4 είναι:

  • [\uparrow\downarrow][\uparrow\downarrow][\;\;]
  • [\uparrow\downarrow][\uparrow\;][\uparrow\;]

Τα ηλεκτρόνια μιας υποστιβάδας τείνουν να κατανεμηθούν έτσι ώστε να μη σχηματίσουν ζεύγος με αντίθετο σπιν (κανόνας του Hund), γιατί έτσι έχουν λιγότερη ενέργεια. Αυτός ο κανόνας εφαρμόζεται μόνο στην περίπτωση που η υποστιβάδα δεν είναι συπληρωμένη. Άρα από τις δύο πιθανές περιπτώσεις του παραπάνω παραδείγματος αυτή που θα συμβεί είναι η δεύτερη.

Στην κατανομή παραπάνω του σιδήρου η μοναδική υποστιβάδα που δεν είναι συπληρωμένη είναι η 3d6 η οποία σχηματικά είναι σύμφωνα με τον κανόνα του Hund:

[\uparrow\downarrow][\uparrow\;][\uparrow\;][\uparrow\;][\uparrow\;]

Σθένος[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το σθένος ενός ατόμου προσδιορίζεται από την κατανομή του. Τα μονήρη ηλεκτρόνια (αυτά που δε βρίσκονται σε ζεύγος ηλεκτρονίων αντίθετου σπιν) της στιβάδας s και p και σπανιότερα της d δηλώνουν και το σύνολο των δεσμών που τείνει να συνάψει το άτομο. Το σθένος μπορεί να αλλάξει λόγω υβριδίωσης.

Υβριδίωση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Υβριδίωση ονομάζεται ο μετασχηματισμός των τροχιών των ηλεκτρονίων που παρατηρούνται κατά το σχηματισμό ενώσεων.

Ο υπολογισμός της θεμελιώδους κατάστασης έγινε για ένα μόνο άτομο. Όμως, όταν τα άτομα αλληλεπιδρούν είναι πιθανό η ενέργεια του συτήματος να είναι μικρότερη αν τα ηλεκτρόνια αλλάξουν κατανομή εντός του ατόμου, ώστε να αυξηθούν τα μονήρη ηλεκτρόνια και να σχηματίσουν δεσμούς. Η ενέργεια του ατόμου αυξάνεται, αλλά αν η ενέργεια του πλέγματος ή του μορίου που προκύπτει είναι μικρότερη, τότε συμβαίνει η υβριδίωση.

Κατά την υβριδίωση οι τροχιές με τα μονήρη ηλεκτρόνια δε διατηρούνται αλλά μπορεί να αλλάξουν εντελώς. Οι δεσμοί του ατόμου με ίδιου είδους άλλα άτομα είναι πάντα της ίδιας ενέργειας, άρα οι τροχιές υβριδιώνονται έτσι ώστε να προκύψουν τροχιές ίδιας ενέργειας.

Κατανομή ηλεκτρονίων διατομικά[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Οι ενδομοριακοί δεσμοί μειώνουν την ενέργεια ενός συστήματος ατόμων και μπορούν να επηρεάσουν σημαντικά τις τροχιές των ηλεκτρονίων. Στους ομοιοπολικούς δεσμούς τα τροχιακά επικαλύπτονται δημιουργόντας κοινά τροχιακά, ώστε να αλλάζει σημαντικά το σχήμα τους. Στους ιοντικούς δεσμούς η ενέργεια είναι μικρότερη αν μερικά ηλεκτρόνια μεταπηδήσουν σε άλλα άτομα. Τέλος, στο μεταλλικό δεσμό η ενέργεια γίνεται ελάχιστη, όταν τα μονήρη ηλεκτρόνια γίνουν ελεύθερα και τα άτομα μετατραπούν σε θετικά ιόντα.