Elektronszerkezet

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Atomi és molekuláris elektronpályák

Az atomfizika területén az elektronszerkezet az elektronok elhelyezkedését jelenti az atomokban, a molekulákban vagy más testekben. Az elektronszerkezet határozza meg az atomok és molekulák kémiai viselkedését is. Az egyes elektronok elhelyezkedését elektronpályáknak nevezzük, ez az elnevezés a Bohr-modell túllépése után is megmaradt.

Az atom felépítése (elmélet)[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az atommagban vannak a nukleonok. Ez a neutronokat és protonokat jelenti. Az elektronfelhőben, elektronburokban (ki hogy nevezi) vannak az elektronok. Ezek az elektronok nagyon gyorsan keringenek az atomban. Minden atom valamilyen rendszer szerint felépül. Ez a rendszer nem más, mint az elektronhéjak, alhéjak és atompályák.

Atompálya: Az elektron olyan gyorsan kering az atom körül, hogy nem tudjuk egy konkrét pillanatban megállapítani, hogy az elektronburok melyik részén tartózkodik. Az atompálya az a térrész, amelyen az elektron megtalálási valószínűsége 90%, ugyanis nem mindig az atompályán kering, hanem van hogy picit beljebb, közelebb az atommaghoz, kijjebb viszont sosem található meg. Ez azt jelenti, hogy az elektronról, ha tudnánk képeket, fotókat készíteni, akkor 100 képből 90-en az atompálya valamelyik részén található.

Csomósík: A csomósík nagyon fontos fogalom ennél a témánál. A csomósík az a sík, amely tartalmazza az atommagot, és ahol az elektron megtalálási esélye, valószínűsége 0%.

Alhéj: A különböző atompályák alhéjakba tömörülnek. Egy alhéjba tartoznak az azonos nagyságú és alakú atompályák. Megkülönböztetünk s, p, d, és f alhéjat. Ez azokra az elemekre vonatkozik, amelyek a periódusos rendszerben benne vannak. Vannak még alhéjak, ezekkel kapcsolatban hipotézisek, de anyag, atom, ami több ilyen alhéjfajtát tartalmazna, olyan nincs.

Elektronhéj: Ide azok az atompályák tartoznak, amelyek az atommagtól azonos távolságra vannak. Magyarán a magtól azonos távolságra lévő atompályák összessége. Az atom így épül fel, de még mindig nem tudjuk felépíteni például a szén atom elektronszerkezetét.

Az atom felépítése (gyakorlat)[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Három elv alapján épül fel egy atom:

  • A Pauli-elv kimondja, ahogy az az atomban nem lehet két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma megegyezik. Minimum ellentétes spinű elektronoknak kell lennie. Így a spinkvantumszám eltér mindig.
  • A Hund-szabály szerint az alhéjakon úgy helyezkednek el az elektronok, hogy közülük minél több párosítatlan legyen. Mivel a párosítatlan elektronok azonos spinűek, a feltöltődés úgy történik, hogy egy alhéjon minél több azonos spinű elektron legyen. Az úgynevezett „buszos hasonlat” szerint a buszon a székek párban vannak. Az utasok kezdetben arra törekszenek, hogy olyan helyet foglaljanak el, ahol nem ül mellettük senki. Ha már csak egy másik utas mellett van hely, akkor kezd feltöltődni a többi szék is. Ez azért van az elektronoknál így, mert az elektronok azonos töltésűek, így taszítják egymást. Hogy a taszítás kisebb legyen, az elektronok minél távolabb helyezkednek el, arra "törekszenek", hogy páratlanul keringjenek az atompályákon.
  • Az Energiaminimum elve kimondja, hogy az elektronok a legalacsonyabb energiájú szabad helyet foglalják el az atomban. Az elektronok mindig a legkisebb energiaszintű alhéjat próbálják feltölteni.

Az elektronoknak két energiafajtájuk van:

  • A helyzeti energia, ami nem más, mint az atommagtól való távolság. Minél messzebb van az elektron az atommagtól, annál nagyobb a helyzeti energiája.
  • A mozgási energia, amely függ az atompálya csomósíkjainak számától. Minél több a csomósík, annál nagyobb az mozgási energia. Erre is van egy gyakorlati példa, ami megkönnyíti az elképzelést. Van egy legyünk, amely a szabadban röpköd össze-vissza. Bezárjuk ezt a legyet egy ketrecbe, ahonnan nem tud kijönni. Kisebb lesz a mozgástere, ezért gyorsabban fog röpködni. Az elektronnal is ez történik. Minél több a csomósík, (ahol az elektron megtalálási valószínűsége 0%) annál kisebb az elektron mozgástere, így annál gyorsabban mozog.

Az atomok elektronszerkezetét az alhéjakból állapítjuk meg és jellemezzük. Az alhéjak energiaszintjét az "n+l" egyenlettel kapjuk meg, ahol az "n" a héj sorszáma, az "l" pedig a csomósíkok száma. A csomósíkok száma pedig "n-1". A két képletet egyesítve kapjuk meg a következőt: "n+(n-1)". Így kapjuk meg az egyre növekvő energiaszintű pályákat a következő sorrendben (legkisebb energiaszinttől a legnagyobbig): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Kvantumszámok[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A hidrogénatom elektronjának a tartózkodási valószínűsége a különböző állapotokban

Egy elektron állapotát egy atomban, illetve egy atompálya tulajdonságait kvantumszámokkal jellemezhetjük. A kvantumszámok:

  • Főkvantumszám: Az elektronnak az atommagtól való átlagos távolságát jellemzi. Minél nagyobb a főkvantumszám értéke, az elektron mozgása annál nagyobb térrészre terjed ki. Jele n. Értéke lehet 1, 2, 3… Az azonos főkvantumszámú elektronpályák héjakat alkotnak. A héjakat nagybetűkkel jelöljük. Az 1-es főkvantumszámú pályák alkotják a K, a 2-es főkvantumszámúak az L, a 3-as főkvantumszámúak az M, a 4-es főkvantumszámúak az N, az 5-ös főkvantumszámúak az O héjat. Az egyes héjakon 2n^2 elektron tartózkodhat.
  • Mellékkvantumszám: Az elektron mag körüli mozgásából származó impulzusmomentumát illetve atompálya térbeli alakját jellemzi. Az adott pályán található elektron energiája a pálya alakjától is függ. Jele: l. Értéke 0, 1, 2, … n-1 lehet (n a főkvantumszám). A mellékkvantumszámok helyett gyakran azok betűjeleit használjuk. 0 - s(=Sharp*) pálya, 1 - p(=principle*) pálya, 2 - d(=diffuse*) pálya, 3 - f(=fundamental*) pálya. Egy héjon belül az azonos mellékkvantumszámú pályák alhéjakat alkotnak. *=amikről rövidítették
  • Mágneses kvantumszám: Az elektron mag körüli mozgása miatt mágneses nyomaték is keletkezik. A mágneses kvantumszám az elektron pályamozgásából adódó mágneses momentumot jellemzi. Az adott alakú (adott mellékkvantumszámú) atompálya térbeli irányát is megadja. Jele: m. Értéke egy egész szám -l-től +l-ig. Ha a mellékkvantumszám 0, a pálya a térbeli állása csak egyféle lehet, a pálya gömbszimmetrikus. Ekkor a mágneses kvantumszám mindig 0. Ha a mellékkvantumszám 1, a mágneses kvantumszám 1, 0 vagy -1 lehet, egy p pálya háromféleképpen helyezkedhet el a térben, háromféle p-pálya lehetséges. d pályából ötféle (m = 2, 1, 0, -1, -2), f pályából hétféle (m = 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3) létezik.
  • Spinkvantumszám: Az elektronoknak a pályamozgásukon kívül is van egy saját impulzusmomentumuk. Az elektron úgy viselkedik, mint egy elemi mágnes, amely a külső mágneses térben csak kétféleképpen állhat be: Az erővonalakkal ellentétes vagy megegyező irányban. Értéke -½ vagy +½ lehet.
  • spinvetület kvantumszáma: egy kitüntetett irányban az ms spinvetület kvantumszáma +1/2 vagy −1/2 lehet. Az atomban lévő elektron állapotát ezekkel a kvantumszámokkal is jellemezzük; az impulzusmomentum kvantumszámának különböző értékeit betűkkel jelöljük: s-sel jelöljük az l=0, p-vel az l=1, d-vel, f-fel, g-vel, h-val az l=2;3;4; értékeket. A 2p1 állapot így arra utal, hogy az elektron hullámfüggvényét az n=2, l=1, m=1 kvantumszámok határozzák meg. Az azonos főkvantumszámú állapotok energiája megegyezik; például a 2s0, 2p0, 2p1 azonos energiájú állapotok. Az n főkvantumszámú energiaszintek n2-szeresen elfajultak.

A kvantumszámok táblázata[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Elektronhéj fő k.sz. mellék k. sz. mágneses kvantumszám spin kvantumszám elektron-
szám
Alhéj Atom-
pályák
K
1
0
0
−1/2, +1/2
2
1s
1
L
2
0
1
0
−1, 0, +1
−1/2, +1/2
−1/2,+1/2    −1/2,+1/2    −1/2,+1/2
2
6
2s
2p
1
3
M
3
0
1
2
0
−1, 0, +1
−2, −1, 0, +1, +2
−1/2, +1/2
3 (−1/2, +1/2)
5 (−1/2, +1/2)
2
6
10
3s
3p
3d
1
3
5
N
4
0
1
2
3
0
−1, 0, +1
−2, −1, 0, +1, +2
−3, −2, −1, 0, +1, +2, +3
−1/2, +1/2
3 (−1/2, +1/2)
5 (−1/2, +1/2)
7 (−1/2, +1/2)
2
6
10
14
4s
4p
4d
4f
1
3
5
7
O
5
0
1
2
3
4
0
−1, 0, +1
−2, −1, 0, +1, +2
−3, −2, −1, 0, +1, +2, +3
−4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
−1/2, +1/2
3 (−1/2, +1/2)
5 (−1/2, +1/2)
7 (−1/2, +1/2)
9 (−1/2, +1/2)
2
6
10
14
18
5s
5p
5d
5f
5g
1
3
5
7
9
P
6
0
1
2
3
4
5
0
−1, 0, +1
−2, −1, 0, +1, +2
−3, −2, −1, 0, +1, +2, +3
−4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
−5, −4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
−1/2, +1/2
3 (−1/2, +1/2)
5 (−1/2, +1/2)
7 (−1/2, +1/2)
9 (−1/2, +1/2)
11 (−1/2, +1/2)
2
6
10
14
18
22
6s
6p
6d
6f
6g
6h
1
3
5
7
9
11

Források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Dr. Rózsahegyi Márta, Dr. Siposné Dr. Kedves Éva, Horváth Balázs: Kémia 11-12. Mozaik Kiadó, Szeged (2012). ISBN 978-963-697-638-5

Jegyzetek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

További információk[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]