Paano Magintindi ng Electronic Configuration ng mga Atom
Ang elektronikong konfigurasyon ng isang atomo ay isang paraan ng paglalarawan kung paano nakalinya ang mga elektron nito sa iba't ibang antas ng enerhiya at sublevel sa paligid ng nucleus. Ang elektronikong konfigurasyon ng isang atomo ay nagpapahiwatig ng maraming pisikal at kimikal na katangian nito, tulad ng kung paano ito tumutugon sa iba pang atomo, kung paano ito nagdudulot ng kuryente, at kung paano ito gumagana sa isang magnetic field.
Ano ang Electron?
Ang electron ay isang negatibong na-charged na subatomic na partikulo na umiikot sa paligid ng nucleus ng isang atomo. Ang nucleus ay binubuo ng positibong na-charged na proton at neutral na na-charged na neutron. Ang bilang ng mga proton sa nucleus ay nagtakda ng atomic number ng isang elemento, at ang bilang ng mga elektron sa isang neutral na atomo ay kapareho ng bilang ng mga proton.
Ang mga elektron ay may napakakaunting masa kumpara sa mga proton at neutron, at sila ay lumilipad nang napakabilis sa kanilang mga oribita. Ang mga oribita ay hindi circular na landas, kundi rehiyon ng espasyo kung saan malamang na matatagpuan ang mga elektron. Ang mga rehiyong ito ay tinatawag na orbitals o subshells, at may iba't ibang hugis at laki depende sa kanilang antas ng enerhiya.
Ano ang Antas ng Enerhiya?
Ang antas ng enerhiya ay isang pangunahing shell o oribita na naglalaman ng isa o higit pang subshell o orbital. Ang antas ng enerhiya ng isang orbital ay nakabatay sa distansya nito mula sa nucleus: kung mas malapit ito, mas mababa ang enerhiya nito; kung mas malayo, mas mataas ang enerhiya nito.
Ang mga antas ng enerhiya ay inumerahan mula 1 hanggang 7, nagsisimula sa pinakamalapit sa nucleus. Ang unang antas ng enerhiya ay maaaring maglaman ng hanggang 2 elektron, ang ikalawa ay hanggang 8, ang ikatlo ay hanggang 18, at kaya pa. Ang formula para sa pagkalkula ng maksimum na bilang ng mga elektron sa isang antas ng enerhiya ay 2n^2, kung saan ang n ay ang numero ng antas ng enerhiya.
Ano ang Subshell?
Ang subshell ay isang subdivision ng isang antas ng enerhiya na naglalaman ng isa o higit pang orbital na may parehong hugis at enerhiya. Ang mga subshell ay ipinangalan gamit ang mga letra: s, p, d, f, g, atbp., na kasagutan ng orbital quantum numbers 0, 1, 2, 3, 4, atbp. Ang bilang ng mga subshell sa isang antas ng enerhiya ay kapareho ng numero ng antas ng enerhiya: halimbawa, ang unang antas ng enerhiya ay may isang subshell (s), ang ikalawa ay may dalawa (s at p), ang ikatlo ay may tatlo (s, p, at d), at kaya pa.
Ang maksimum na bilang ng mga elektron na maaaring ilagay sa isang subshell ay ibinigay ng formula 2(2l + 1), kung saan ang l ay ang orbital quantum number. Halimbawa, ang s subshell ay maaaring maglaman ng hanggang 2 elektron, ang p subshell ay hanggang 6, ang d subshell ay hanggang 10, at ang f subshell ay hanggang 14.
Ano ang Orbital?
Ang orbital ay isang rehiyon ng espasyo sa loob ng isang subshell kung saan maaaring matagpuan ang isang elektron na may tiyak na probabilidad. Ang hugis at laki ng isang orbital ay depende sa kanyang antas ng enerhiya at subshell: halimbawa, ang mga s orbital ay spherical, ang mga p orbital ay dumbbell-shaped, ang mga d orbital ay clover-shaped o complex-shaped, at ang mga f orbital ay mas komplikado pa.
Bawat orbital ay maaaring maglaman ng hanggang 2 elektron na may kabaligtarang spins: isang clockwise at isang counterclockwise. Ang spin ay isa pang katangian ng mga elektron na nakakaapekto sa kanilang magnetic behavior.
Paano Isulat ang Elektronikong Konfigurasyon ng isang Atomo?
Ang elektronikong konfigurasyon ng isang atomo ay isinusulat sa pamamagitan ng paglista ng lahat ng okupadong subshell na may kanilang bilang ng elektron sa superscript. Halimbawa, ang elektronikong konfigurasyon ng hydrogen (H) na may isang elektron ay 1s^1; ang elektronikong konfigurasyon ng helium (He) na may dalawang elektron ay 1s^2; ang elektronikong konfigurasyon ng lithium (Li) na may tatlong elektron ay 1s^2 2s^1; at kaya pa.
Ang pagkakasunod-sunod kung saan ang mga subshell ay puno ay sumusunod sa isang tuntunin na tinatawag na Aufbau principle o building-up principle: ang mga elektron ay okupado sa mga orbital na may pinakamababang enerhiya bago lumipat sa mas mataas na enerhiya.
Paano Ipaglabas ang Aufbau Principle?
Upang isulat ang elektronikong konfigurasyon ng isang atomo gamit ang Aufbau principle, kailangan nating sundin ang mga sumusunod na hakbang:
Simulan sa pinakamababang enerhiyang orbital, na ang 1s orbital, at punuin ito ng hanggang sa dalawang elektron.
Lumipat sa susunod na pinakamababang enerhiyang orbital, na ang 2s orbital, at punuin ito ng hanggang sa dalawang elektron.
Lumipat sa susunod na pinakamababang enerhiyang orbital, na ang 2p orbital, at punuin ito ng hanggang sa anim na elektron.
Magpatuloy sa proseso hanggang sa lahat ng elektron ng atomo ay na-assign sa mga orbital.
Upang simplipikuhin ang pagsulat ng elektronikong konfigurasyon, maaari nating gamitin ang shorthand notation na gumagamit ng simbolo ng naunang noble gas sa brackets upang kumatawan sa inner electrons na nasa stable configuration. Halimbawa, sa halip na isulat 1s^2 2s^2 2p^6 para sa neon (Ne), maaari nating isulat [He] 2s^2 2p^6, kung saan ang [He] ay kumakatawan sa konfigurasyon ng helium (He).
Maaari rin nating gamitin ang diagram na tinatawag na orbital diagram o electron configuration diagram upang ipakita ang distribusyon ng mga elektron sa mga orbital gamit ang mga arrow o circles. Ang mga arrow ay kumakatawan sa spin ng mga elektron, at kailangan nilang paired sa kabaligtarang spins sa bawat orbital. Ang mga circle ay kumakatawan sa mga elektron nang walang pagpapakita ng kanilang spin.
Ano ang mga Paglabag sa Aufbau Principle?
Ang Aufbau principle ay gumagana nang mabuti para sa karamihan ng mga elemento, ngunit mayroong ilang paglabag kung saan ang mga elektron ay hindi puno ang mga orbital batay sa kanilang antas ng enerhiya. Ang mga paglabag na ito ay nangyayari dahil ang ilang atomo ay mas stable kapag sila ay may half-filled o fully-filled subshells, lalo na sa d at f blocks.
Halimbawa, ang chromium (Cr) ay may atomic number na 24, na nangangahulugan ito ay may 24 elektron. Ayon sa Aufbau principle, ang elektronikong konfigurasyon nito ay dapat [Ar] 4s^2 3d^4, kung saan ang [Ar] ay kumakatawan sa konfigurasyon ng argon (Ar). Gayunpaman, ang konfigurasyong ito ay hindi masyadong stable dahil ang 3d subshell ay lamang partially filled na may apat na elektron. Ang mas stable na konfigurasyon ay [Ar] 4s^1 3d^5, kung saan ang parehong 4s at 3d subshells ay half-filled na may isang at limang elektron, ayon sa pagkakasunod-sunod.
Iba pang halimbawa ay ang copper (Cu), na may atomic number na 29 at 29 elektron. Ayon sa Aufbau principle, ang elektronikong konfigurasyon nito ay dapat [Ar] 4s^2 3d^9, kung saan ang [Ar] ay kumakatawan sa konfigurasyon ng argon (Ar). Gayunpaman, ang konfigurasyong ito ay hindi masyadong stable dahil ang 3d subshell ay lamang partially filled na may siyam na elektron. Ang mas stable na konfigurasyon ay [Ar] 4s^1 3d^10, kung saan ang parehong 4s at 3d subshells ay fully filled na may isang at sampung elektron, ayon sa pagkakasunod-sunod.
Mayroon pa ibang paglabag sa Aufbau principle sa transition metals (d block) at sa lanthanides at actinides (f block). Upang makilala ang mga paglabag na ito, kailangan nating tingnan ang kanilang observed electronic configurations at ikumpara ito sa kanilang predicted ones batay sa kanilang antas ng enerhiya.
