電子配置チャートは、元素の周期表をたどって、元素の電子配置のパターンを表形式で表したものです。電子配置チャートは、元素の軌道構造と、それらの軌道がどのように電子で満たされているかについての情報を提供します。
電子とは
電子は、原子核を取り囲む殻の中に存在します。これらのシェルには、電子が存在するシェルの領域である軌道があります。各軌道には、有限数の電子スポットしかありません。原子は、安定した構成に達するまで、殻の軌道を電子で満たします。一般に、電子は、より高い軌道に移動する前に、最初に低レベルの軌道で完全に低レベルの軌道を満たします。
電子は特定の順序で軌道を埋めます。元素の電子配置チャートは、元素全体の電子構造の周期性を示しています。
電子配置の説明
このチャートでは、数字 (1、2、3、…) は主量子数と呼ばれます。 、n と呼ばれます 、これは電子殻に対応します。したがって、1 は最初のシェル、2 は 2 番目のシェル、というように続きます。任意の電子殻 n 、そのシェルは合計 2n を保持できます ² 電子。したがって、シェル 1 は合計 2 個の電子を保持でき、シェル 2 は合計 8 個の電子を保持でき、シェル 3 は合計 18 個の電子を保持できます。
各文字 (s、p、d、f) は特定の軌道 (サブシェルと呼ばれることもあります) に対応します。 1s は最初のシェルの s 軌道、3p は 3 番目のシェルの p 軌道などを指します。各軌道 (s、p、d、f) には、方位量子数と呼ばれる番号が関連付けられています。 、 ℓと呼ばれることもあります .この数字は軌道の形を表しています。値 ℓ =0、1、2、3 は、それぞれ軌道 s、p、d、および f に対応します。与えられた軌道に収まる電子の総数は 2(2ℓ+1) で決まります。したがって、s 軌道は合計 2 個の電子を保持でき、p 軌道は合計 6 個の電子を保持でき、d 軌道は 10、f 軌道は 14 です。
任意の元素について、その元素の電子配置は、シェル ラベルと軌道ラベルのシーケンスとして表すことができます。各軌道の電子の量は、上付き文字で表されます。
例として、水素を考えてみましょう。水素の (H) 電子配置表記は 1s¹ です。この表記法は、水素が最初の殻の s 軌道に 1 つの電子を持つことを意味します。同様に、ヘリウム (He) の表記は 1s² です。これは、ヘリウムが最初の殻の s 軌道に 2 つの電子を持っているためです。炭素 (C) の表記は 1s²2s²2p² で、炭素は最初のシェルの s 軌道に 2 つの電子、シェル 2 の s 軌道に 2 つの電子、シェル 2 の p 軌道に 2 つの電子を持っています。
実際、電子が軌道を埋めるパターンを認識することにより、任意の要素の電子配置表記法を理解できます。上のチャートの赤い斜線は、原子がその軌道を埋める順序を表しています。一般に、原子は、より高いレベルの軌道を満たす前に、より低いレベルの軌道を完全に満たします。原子は、p 軌道を埋める前に特定のシェルのすべての s 軌道を埋め、d 軌道を埋める前に p 軌道を埋めます。したがって、原子は 2s 軌道を満たす前に 1s 軌道を満たし、2p 軌道の前に 2s 軌道を満たし、3s 軌道の前に 2p 軌道を満たします。電子が高位軌道よりも低位軌道を埋めようとする傾向は、アウフバウの原理と呼ばれることもあります。
電子が軌道を埋める順序と各元素の電子数がわかっているため、各元素に固有の電子配置表記法を作成できます。最初の 10 個の要素で生じるパターンを調べます:
- H =1 秒¹
- 彼 =1s²
- Li =1s²2s¹
- Be =1s²2s²
- B =1s²2s²2p¹
- C =1s²2s²2p²
- N =1s²2s²2p³
- O =1s²2s²2p⁴
- F =1s²2s²2p⁵
- Ne =1s²2s²2p⁶
電子配置は周期的な順序に従い、低レベルのシェルが高レベルのシェルの前に埋められます。特定の元素の表記が正しいかどうかを確認する 1 つの方法は、表記の指数の合計がその元素の原子の電子数と等しいかどうかを確認することです。ホウ素 (B) の電子配置は 1s²2s²2p¹ です。上付きの数字をすべて足すと 5 になり、ホウ素には 5 つの電子があります。
場合によっては、表記全体を書き出すのに時間がかかることがあります。特に、電子が多い原子の場合はそうです。そのため、科学者は省略表記を使用することがよくあります。電子配置は、最新の希ガスの配置に等しいコア電子と、元素の価電子 (外部電子) 配置で構成されていると見なすことができます。したがって、20 個の電子を持つカルシウム (Ca) の電子配置は、[Ar]4s² と書くことができます。基本的に、この表記法は、カルシウムの電子配置が、前の時代の希ガスであるアルゴンの配置にカルシウムの価電子 (4s²) を加えたものに等しいことを意味します。簡略表記は、科学者が大きな原子や分子を扱うときに役立ちます。
電子配置と周期表
電子配置図が元素の周期表の順序を反映するのには十分な理由があります。周期表は、元素の化学的性質の周期的な傾向を反映するようにレイアウトされています。結局のところ、これらの特性は元素の電子配置によって直接決定されます。したがって、周期表の構造が元素の電子配置の周期的な傾向を反映していることは理にかなっています。
たとえば、グループ 2 のすべての元素のすべての電子配置は、[X]ns² の形式で表すことができます。 ここで、[X] は前の期間の希ガスの構成であり、 n は主量子数です。同様に、グループ 7 (ハロゲン) のすべての元素は [X]n と書くことができます。 s²n p⁵.
さらに、周期表のブロック (s、p、d、および f ブロック) への分割は、これらのブロック内の元素の価電子の構成を反映しています。 s 軌道サブシェルを満たすのに 2 個の電子しか必要としないため、s ブロックの幅はわずか 2 ブロックです。同様に、p 軌道を満たすには 6 個の電子が必要なため、p ブロックの幅は 6 です。
アウフバウ原理の限界
一般に、要素は最も利用可能な最低エネルギー シェルを最初に満たすと想定されており、この傾向は実験的に検証されています。ただし、Aufbau の原理にはいくつかの例外があり、最も顕著なのは d ブロックの遷移金属元素です。
たとえば、銅 (Cu) は、アウフバウの原理の適用が意味するものと矛盾する電子配置を持っています。規則によれば、銅は [Ar]4s²3d⁹ の構成を持つ必要があります。これは、4s 軌道が 3d 軌道の前に満たされなければならないためです。しかし、銅の実際の電子配置は [Ar]4s¹3d¹⁰ です。銅の原子では、4s 軌道から 1 個の電子が 3d 軌道に移動し、半分満たされた 4s 軌道が残ります。アウフバウの原理によれば、4s 軌道は 3d 軌道の前に満たされるはずです。では、何が起こっているのでしょうか?
銅の場合、完全な軌道と半分満たされた軌道は比較的安定した配置であるため、電子は移動します。銅は 4s 軌道の 2 つの電子の 1 つを動かして 3d 軌道を完全に埋めます。半分満たされた 4s 軌道と完全に満たされた 3d 軌道は、完全な 4s 軌道と 9 個の電子しかない 3d 軌道よりも安定であるため、原子は前の状態を選択します。
アウフバウの原理に対するこれらの例外の存在は、原子軌道が原子核の電荷と原子の他の軌道の電子の存在によって影響を受けるという事実によるものです。これらの例外は、周期表を重い元素に向かって上に行くほど一般的になります。重元素の大きくてかさばる原子核は、周囲の軌道に大きな力を及ぼし、原子がアウフバウの原理と矛盾する電子配置をとる可能性があります。このような場合、軌道の形状に対する他の電子の影響を説明することを目的とした Hartree-Fock 解析と呼ばれる数学的手法を使用して、電子配置を計算する必要があります。
さらに、アウフバウの原理は、化合物が軌道サブシェルをどのように埋めるかを説明していません。分子軌道理論の分野は、化合物の軌道構造を記述するために存在します。分子軌道理論は、化合物内の軌道の位置と、それらの軌道が電子の波のような特性によってどのように結合して結合を形成するかを説明します。
化合物では、原子軌道が結合してハイブリッド軌道を形成します .たとえば、メタンの分子（CH4 )、1s および 2p 軌道または炭素原子は、水素の各原子の 4 つの 1s 軌道のそれぞれと結合して、それぞれ sp³ で示される 4 つの混成軌道を形成します。分子の 3 次元形状は、形成する混成軌道の種類によって決まります。線形形状の分子には sp 軌道が混成し、三角平面形状の分子には sp² 混成があり、四面体形状の分子には sp³ 混成があります。
