Electronic Configuration of AtomsWe

Electronic Configuration of Atoms
We know that atomic orbitals are the sub-stationary states or the regions in space where the electrons revolve around the nucleus in an atom. Electronic configuration of atoms is representation of the occupation of electrons in the orbitals. In other words, electronic configuration of atoms specifies the order in which electrons fill up the orbitals in the periodic table. The order in which these electrons are filled into the atomic orbitals are controlled by three crucial guidelines or principles which include:
1. Aufbau or building up principle
2. Hund's rule and
3. Pauli's exclusion principle
Let us begin with understanding Aufbau Principle. According to this principle an electron always occupies the lowest energy orbital first before filling the higher level. For example, an electron always occupies 2s, the lower energy orbital, first instead of the higher 3s orbital.
The Aufbau or building-up principle can be explained with the example of Hydrogen Atom. Hydrogen has one electron. This electron enters the 1s orbital which has the lowest energy.
In other words, building-up principle states that the incoming electrons go to an orbital which has the least (n+l) value. However, the orbital having lower 'n' value will be occupied first, in case any two orbitals have the same (n+l) value.
Consider the example of Silicon whose atomic number is 14. Twelve electrons can be accommodated in 1s, 2s, 2p, 3s orbitals. Now, the last two electrons can enter into either 3p or 4s orbital. The (n+ l) values of these orbitals are the same, that is,
3p orbital has a (n+l) value of 3+1=4 and 4s has (n+l) value of 4+0 = 4
This means, both the orbitals have the same (n+l) value. But the 3p orbital has 'n' value, that is 3, which is less than the n value of 4s, which is 4. Therefore thirteenth and fourteenth electrons occupy the 3p orbital first. Thus the electronic configuration of Si is [Ne] 3s 23p2.The superscript represents the number of electrons present in the corresponding orbital.
The second important rule to determine the electronic configuration of an atom is the Hund's Rule. It says electron pairing happens only after all the available degenerate orbitals are occupied by one electron each.
Let us understand Hund's rule with the help of an example. Consider the element Oxygen with Z=8. I has 8 electrons, the first electron goes into the '1s' orbital of the K-Shell. The second electron will be paired up with the first in the same 1s orbital. Similarly the third and fourth electrons will occupy the 2s orbital of L-Shell. The Fifth electron goes into one of the three 2p orbitals of L-Shell. Let that be 2px. Since the three p-orbitals i.e., 2px,2py and 2pz are degenerate , the sixth electron goes into 2py or 2pz but not 2px. Let us say it goes to 2py. Since 2pz is a degenerate orbital, the seventh electron goes to 2pz instead of pairing up with electron in 2px or 2py.
Now, since all the 3 sub-orbitals have one electron each, the eighth electron can pair up with any of the three electrons in 2px, 2py and 2pz orbitals. Thus the electronic configuration of Oxygen can be written as 1s1.2s2. 2px2 .2py1. 2pz1. The arrows indicate electrons with spin +1/2 and -1/2. Let us consider the nitrogen atom. it has 7 electrons. The first six electrons have the same arrangement as that of carbon atom 1s1.2s2. 2px1 .2py1. The seventh electron will enter only in 2pz but can not enter into 2px or 2py orbital. Thus the configuration is 1s1.2s2. 2px1 .2py12pz1.
The third important rule for electronic configuration, that is, the Pauli's Exclusion Principle states that no two electrons will have the four quantum numbers same. This means that two electrons can ever have any identical values of n, l, m and s values. Because of this rule a single orbital can have only 2 electrons.

ผลลัพธ์ (ไทย) 1:

ตั้งค่าคอนฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเรารู้ orbitals อะตอมอเมริกา sub-stationary หรือภูมิภาคในพื้นที่ที่อิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกับนิวเคลียสในอะตอม ตั้งค่าคอนฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นการแสดงอาชีพของอิเล็กตรอนในการ orbitals ในคำอื่น ๆ ตั้งค่าคอนฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมระบุใบสั่งซึ่งอิเล็กตรอนเต็ม orbitals ในตารางธาตุ ใบสั่งซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านี้จะเติมข้อมูลลงใน orbitals อะตอมจะถูกควบคุม โดยแนวทางที่สำคัญหรือหลักการที่สาม: 1. Aufbau หรืออาคารค่าหลัก2. Hund กฎ และ3. หลักการ Pauliเราเริ่มต้น ด้วยการทำความเข้าใจหลักการ Aufbau ตามหลักการนี้ มีอิเล็กตรอนใช้ออร์บิทัลพลังงานต่ำสุดที่แรก บรรจุระดับสูงก่อนเสมอ ตัวอย่าง มีอิเล็กตรอนเสมอใช้ 2s ต่ำกว่าพลังงานของวงโคจร แรกแทน 3s สูงของวงโคจรAufbau หรืออาคารสายหลักสามารถจะอธิบาย ด้วยตัวอย่างของอะตอมไฮโดรเจน ไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอนเดียว อิเล็กตรอนนี้ป้อน 1s ของวงโคจรที่มีพลังงานต่ำสุดในคำอื่น ๆ อาคารสายหลักระบุว่า อิเล็กตรอนเข้าไปในออร์บิทัลที่มีน้อยที่สุดค่า (n + l) อย่างไรก็ตาม มีโคจรเอ็นล่างค่าจะได้ครอบครองก่อน ในกรณีใด ๆ orbitals สองมีค่า (n + l) เดียวกัน พิจารณาตัวอย่างของซิลิคอนที่มีหมายเลขอะตอมเป็น 14 สิบสองอิเล็กตรอนสามารถอาศัยใน 1s, 2s, 2p, 3s orbitals ตอนนี้ ล่าสุดสองอิเล็กตรอนสามารถป้อนใน 3p หรือ 4s ของวงโคจร ค่า (n + l) ของ orbitals เหล่านี้จะเหมือนกัน คือ ออร์บิทัล p 3 มีค่าเท่ากับ (n + l) 3 + 1 = 4 และ 4s มีค่า (n + l) 4 + 0 = 4มีหมาย เลข orbitals ทั้ง (n + l) ค่าเดียวกัน แต่ออร์บิทัล p 3 แอนสโนว์ค่า ที่ 3 ซึ่งจะน้อยกว่าค่า n ของ 4s ซึ่งเป็น 4 ดังนั้น อิเล็กตรอนที่สิบสาม และจวนครอบครองออร์บิทัล p 3 อันดับแรก ดังนั้น การกำหนดค่าซีอิเล็กทรอนิกส์เป็น [Ne] 3s 23p 2 ตัวยกที่แสดงถึงจำนวนของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่สอดคล้องกันกฎสำคัญที่สองเพื่อกำหนดโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคือ กฎของ Hund กล่าวว่า การจับคู่ของอิเล็กตรอนที่เกิดขึ้นหลังจากที่ orbitals degenerate ที่ว่างทั้งหมดถูกครอบครอง โดยหนึ่งอิเล็กตรอนเท่านั้น เราเข้าใจกฎของ Hund ช่วยตัวอย่าง พิจารณาองค์ประกอบออกซิเจนกับ Z = 8 ผมมี 8 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอนแรกไปเป็น ' 1s ของออร์บิทัลของเชลล์ K จะจับคู่อิเล็กตรอนสองค่า มีครั้งแรกใน 1s เดียวของวงโคจร ในทำนองเดียวกัน อิเล็กตรอนที่สาม และสี่จะครอบครอง 2s โคจรของ L-เปลือก อิเล็กตรอนห้าไปเข้า orbitals 2 3 p ของเปลือก L ให้ที่ 2px ตั้งแต่ orbitals p สามเช่น 2px, 2py 2pz อยู่ degenerate อิเล็กตรอนหกไปใน 2py หรือ 2pz แต่ 2px ไม่ ให้เราพูดยัง 2py เนื่องจาก 2pz ออร์บิทัล degenerate อิเล็กตรอนเจ็ดจะไปแทนที่จะจับคู่กับอิเล็กตรอนใน 2px 2py 2pz ตอนนี้ เนื่องจาก orbitals ย่อยที่ 3 ทั้งหมดมีหนึ่งอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนแปดสามารถคู่กับสามอิเล็กตรอนใน 2px, 2py และ 2pz orbitals ดังนั้น สามารถเขียนโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของออกซิเจนเป็น 1s1.2s2 2px2 .2py1 2pz1. ลูกศรแสดงอิเล็กตรอนมีสปิน + 1/2 และ-1/2 ให้เราพิจารณาอะตอมไนโตรเจน มี 7 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอน 6 ก่อนมีการจัดเรียงเหมือนกับคาร์บอนอะตอม 1s1.2s2 2px1 .2py1 อิเล็กตรอนเจ็ดจะระบุเฉพาะใน 2pz แต่ไม่สามารถป้อนใน 2px หรือโคจร 2py ดังนั้น การกำหนดค่าเป็น 1s1.2s2 2px1 .2py12pz1 สามสำคัญกฎสำหรับการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ คือ อเมริกาหลัก Pauli ว่า อิเล็กตรอนไม่สองจะควอนตัมสี่หมายเลขเดียวกัน ซึ่งหมายความ ว่า อิเล็กตรอนสองสามารถมีค่าใด ๆ เหมือนกันค่า n, l, m และ s เนื่องจากกฎนี้ ออร์บิทัลเดียวได้ 2 อิเล็กตรอน

ผลลัพธ์ (ไทย) 2:

การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ปรมาณูเรารู้ว่า orbitals อะตอมเป็นรัฐย่อยนิ่งหรือภูมิภาคในพื้นที่ที่อิเล็กตรอนหมุนรอบนิวเคลียสในอะตอม
การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นตัวแทนในการประกอบอาชีพของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่ ในคำอื่น ๆ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมระบุลำดับที่อิเล็กตรอนเติม orbitals ในตารางธาตุ ลำดับที่อิเล็กตรอนเหล่านี้จะเต็มไปลงใน orbitals อะตอมจะถูกควบคุมโดยสามแนวทางหรือหลักการที่สำคัญซึ่งรวมถึง:
1 Aufbau หรือสร้างหลักการ
2 กฎ Hund และ
3 หลักการการยกเว้น Pauli
ของให้เราเริ่มต้นด้วยความเข้าใจหลักการAufbau ตามหลักการนี้อิเล็กตรอนมักจะหมกมุ่นอยู่กับการใช้พลังงานที่ต่ำที่สุดวงโคจรครั้งแรกก่อนที่จะกรอกระดับที่สูงขึ้น ยกตัวอย่างเช่นอิเล็กตรอนมักจะหมกมุ่นอยู่กับ 2s พลังงานที่ต่ำกว่าวงแรกแทนที่จะเป็น 3s ที่สูงขึ้นวงโคจร.
หลักการ Aufbau หรืออาคารขึ้นสามารถอธิบายได้ด้วยตัวอย่างของไฮโดรเจนอะตอม ไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนนี้เข้าสู่วงโคจร 1s ที่มีพลังงานต่ำที่สุด.
ในคำอื่น ๆ สร้างขึ้นรัฐหลักการที่ว่าอิเล็กตรอนที่เข้ามาไปที่วงโคจรที่มีน้อย (n + ลิตร) ค่า อย่างไรก็ตามมีการโคจรที่ต่ำกว่า 'n' ค่าจะถูกครอบครองเป็นครั้งแรกในกรณีใด ๆ สอง orbitals มีเหมือนกัน (n + ลิตร) ค่า.
พิจารณาตัวอย่างของ Silicon ที่มีจำนวนอะตอมเป็น 14 สิบสองอิเล็กตรอนสามารถอาศัยใน 1s, 2s , 2p, orbitals 3s ตอนนี้ช่วงสองอิเล็กตรอนสามารถเข้าไปในอย่างใดอย่างหนึ่งหรือ 3p 4s โคจร (ที่ + n ลิตร) ค่านิยมของ orbitals เหล่านี้เหมือนกัน, ที่อยู่,
3p โคจรมี (n + ลิตร) ค่าของ 3 + 1 = 4 และ 4s ได้ (n + ลิตร) ค่าของ 4 + 0 = 4
ซึ่งหมายความว่า ทั้ง orbitals มีเดียวกัน (+ n ลิตร) ค่า แต่ 3p โคจรมี 'n' มูลค่าที่ 3 ซึ่งน้อยกว่าค่าของ n 4s ซึ่งเป็น 4. ดังนั้นสิบสามสิบสี่และอิเล็กตรอนครอบครอง 3p โคจรแรก ดังนั้นการกำหนดค่าของศรีอิเล็กทรอนิกส์ [Ne] 3s 23p2.The ยกแสดงถึงจำนวนของอิเล็กตรอนอยู่ในวงโคจรที่สอดคล้องกัน.
กฎที่สำคัญที่สองเพื่อตรวจสอบการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นกฎของ Hund มันบอกว่าการจับคู่อิเล็กตรอนที่เกิดขึ้นเฉพาะหลังจากที่ทุก orbitals คนเลวที่มีอยู่จะถูกครอบครองโดยหนึ่งอิเล็กตรอนแต่ละ.
ให้เราเข้าใจกฎของ Hund ด้วยความช่วยเหลือของตัวอย่าง พิจารณาออกซิเจนองค์ประกอบด้วย Z = 8 ฉันมี 8 อิเล็กตรอนอิเล็กตรอนแรกที่จะเข้าสู่ '1s' โคจรของ K-เชลล์ อิเล็กตรอนสองจะถูกจับคู่กับครั้งแรกใน 1s เดียวกันโคจร ในทำนองเดียวกันอิเล็กตรอนที่สามและสี่จะครอบครอง 2s โคจรของ L-เชลล์ อิเล็กตรอนที่ห้าจะเข้าสู่การเป็นหนึ่งในสาม 2p orbitals ของ L-เชลล์ ปล่อยให้เป็น 2px ตั้งแต่สามพี orbitals เช่น, 2px, 2py และ 2pz มีเลวอิเล็กตรอนที่หกจะเข้าสู่ 2py หรือ 2pz แต่ไม่ 2px ให้เราบอกว่ามันไป 2py ตั้งแต่ 2pz เป็นคนเลวโคจรอิเล็กตรอนที่เจ็ดไป 2pz แทนการจับคู่กับอิเล็กตรอนใน 2px หรือ 2py.
ตอนนี้เนื่องจากทั้งหมด 3 ย่อย orbitals มีอิเล็กตรอนแต่ละอิเล็กตรอนที่แปดสามารถจับคู่กับใด ๆ ของสามอิเล็กตรอน ใน 2px, 2py และ orbitals 2pz ดังนั้นการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของออกซิเจนสามารถเขียนเป็น 1s1.2s2 2px2 .2py1 2pz1 ลูกศรแสดงให้เห็นอิเล็กตรอนที่มีสปิน +1/2 และ -1/2 ขอให้เราพิจารณาอะตอมไนโตรเจน มันมี 7 อิเล็กตรอน ครั้งแรกที่หกอิเล็กตรอนมีการจัดเช่นเดียวกับที่ 1s1.2s2 อะตอมของคาร์บอน 2px1 .2py1 อิเล็กตรอนที่เจ็ดจะเข้าเฉพาะใน 2pz แต่ไม่สามารถเข้าไปใน 2px หรือ 2py โคจร ดังนั้นการกำหนดค่า 1s1.2s2 2px1 .2py12pz1.
กฎที่สำคัญสำหรับการตั้งค่าที่สามอิเล็กทรอนิกส์, ที่อยู่, การยกเว้น Pauli ของหลักการที่ระบุว่าไม่มีสองอิเล็กตรอนจะมีตัวเลขสี่ควอนตัมเดียวกัน ซึ่งหมายความว่าทั้งสองเคยอิเล็กตรอนสามารถมีค่าเหมือนกันใด ๆ ของ n, L, M และคุณค่า เพราะกฎนี้สามารถโคจรเดียวมีเพียง 2 อิเล็กตรอน