Quais são os sub -níveis Energy e como eles são representados?

O Sub -níveis de energia No átomo, eles são a maneira pela qual os elétrons são organizados em camadas eletrônicas, sua distribuição na molécula ou átomo. Esses sub -níveis de energia são chamados de orbitais.

A organização de elétrons em sub -níveis é o que permite combinações químicas de diferentes átomos e também define sua posição dentro da tabela periódica de elementos.

Os elétrons estão dispostos nas camadas eletrônicas do átomo de uma certa maneira por uma combinação de estados quânticos. Na época, um desses estados é ocupado por um elétron, os outros elétrons devem estar localizados em um estado diferente.

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Introdução

Cada elemento químico na tabela periódica consiste em átomos, que por sua vez são compostos de nêutrons, prótons e elétrons. Os elétrons são partículas com carga negativa que estão ao redor do núcleo de qualquer átomo, distribuído no orbital dos elétrons.

Os orbitais eletrônicos são o volume de espaço onde um elétron tem 95% de chance de ser. Existem diferentes tipos de orbitais, com maneiras diferentes. Em cada orbital, um máximo de dois elétrons pode ser localizado. O primeiro orbital de um átomo é onde há a maior probabilidade de encontrar elétrons.

Os orbitais são designados com as letras S, P, D e F, ou seja, nítido, princípio, difuso e fundamental e combinam quando os átomos são unidos para formar uma molécula maior. Em cada camada do átomo são essas combinações de orbitais.

Por exemplo, na camada 1 dos átomos são os orbitais S, na camada 2 existem orbitais S e P, dentro da camada 3 do átomo, existem orbitais s, p e d e, finalmente, na camada 4 do átomo são todos os orbitais S, P, D e F.

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Também nos orbitais, encontramos diferentes níveis, que por sua vez podem salvar mais elétrons. Os orbitais em diferentes níveis de energia são semelhantes entre si, mas ocupam diferentes áreas no espaço.

O primeiro orbital e o segundo orbital têm as mesmas características que um orbital s possuem nós radiais, eles têm maior probabilidade de volume esférico e só podem sustentar dois elétrons. No entanto, eles estão localizados em diferentes níveis de energia e, portanto, ocupam diferentes espaços ao redor do núcleo.

Localização na tabela periódica de elementos

Cada uma das configurações eletrônicas dos elementos é única, e é por isso que eles determinam sua posição na tabela periódica de elementos. Esta posição é definida pelo período de cada elemento e seu número atômico para a quantidade de elétrons que o elemento tem.

Assim, usando a tabela periódica para determinar a configuração de elétrons em átomos é chave. Os elementos são divididos em grupos de acordo com suas configurações eletrônicas da seguinte forma:

Cada orbital é representado em blocos específicos dentro da tabela periódica de elementos. Por exemplo, o bloco orbital S é a região dos metais alcalinos, o primeiro grupo na tabela e onde há seis elementos de lítio (Li), Rubidio (RB), potássio (k), sódio (Na), Frania (FR) e cesio (cs) e também hidrogênio (h), que não é um metal, mas um gás.

Este grupo de elementos tem um elétron, que geralmente é perdido para formar um íon com carga positiva. São os metais mais ativos e os mais reativos.

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Hidrogênio, neste caso, é um gás, mas está dentro do grupo 1 da tabela periódica de elementos, pois também possui apenas um elétron. O hidrogênio pode formar íons com uma única carga positiva, mas obter seu único elétron requer muito mais energia do que remover os elétrons dos outros metais alcalinos. Ao formar compostos, o hidrogênio geralmente gera ligações covalentes.

No entanto, sob pressões muito altas, o hidrogênio se torna metálico e se comporta como o resto dos elementos de seu grupo. Isso ocorre, por exemplo, dentro do núcleo do planeta Júpiter.

O grupo 2 corresponde a metais alcalinotrotrosos, uma vez que seus óxidos têm propriedades alcalinas. Entre os elementos deste grupo, encontramos magnésio (mg) e cálcio (CA). Seus orbitais também pertencem ao nível S.

Metais de transição, que correspondem a grupos de 3 a 12 na tabela periódica têm orbitais do tipo D.

Os elementos que variam do grupo 13 a 18 na tabela correspondem aos orbitais p. E finalmente os elementos conhecidos como lantanides e actinídeos têm orbitais nomeados.

Localização de elétrons nos orbitais

Os elétrons são encontrados nos orbitais de átomos como uma maneira de reduzir a energia. Portanto, se eles procurarem aumentar a energia, os elétrons preencherão os principais níveis orbitais, afastando -se do núcleo do átomo.

Deve -se considerar que os elétrons têm uma propriedade intrínseca conhecida como spin. Este é um conceito quântico que determina entre outras coisas, o elétron se transforma dentro do orbital. O que é essencial para determinar sua posição nos sub -níveis de energia.

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As regras que determinam a posição dos elétrons nos orbitais de átomos são os seguintes:

• Princípio da Aufbau: Os elétrons entram nos orbitais com menos energia primeiro. Este princípio é baseado nos diagramas dos níveis de energia de certos átomos.

• Princípio de exclusão de Pauli: um orbital atômico pode descrever pelo menos dois elétrons. Isso significa que apenas dois elétrons com giro de elétrons diferentes podem ocupar um orbital atômico.

Isso implica que um orbital atômico é um estado de energia.

• Regra do Sinn: Quando os elétrons ocupam orbitais da mesma energia, os elétrons entram nos primeiros orbitais vazios. Isso significa que os elétrons preferem espinhos paralelos em orbital separados dos sub -níveis de energia.

Os elétrons preencherão todos os orbitais nos sub -níveis antes de conhecer opostos.

Configurações eletrônicas especiais

Também existem átomos com casos especiais de sub -níveis de energia. Quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, eles devem não apenas ter giros diferentes (como indicado pelo princípio de exclusão de Pauli), mas o acoplamento de elétrons eleva ligeiramente a energia.

No caso de sub -níveis de energia, um sub -nível meio -full e um cheio completo, reduza a energia do átomo. Isso leva ao átomo a ter maior estabilidade.

Referências

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2. Introdução de confimentos eletrônicos. Química recuperada.Librettexts.org.
3. Orbitais e títulos. Química recuperada.Fsu.Edu.
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