Kvantmekanisk atommodell
Bohrs bild av elektroner som kretsar i bestämda banor runt kärnan löste ett problem men skapade ett nytt: verkligheten visade sig inte vara så enkel. Elektronen beter sig både som partikel och som våg, och enligt Heisenbergs obestämdhetsrelation går det aldrig att samtidigt veta exakt var den är och hur den rör sig. Kvantmekaniken ger i stället en bild i sannolikheter.
I den bilden beskrivs elektronen av en orbital: inte en bana, utan en tredimensionell sannolikhetsfördelning som visar var elektronen troligen befinner sig. En s-orbital är klotformad, en p-orbital formad som en hantel med två lober, och d-orbitaler har ännu mer sammansatta former. Elektronen rör sig inte längs någon bestämd kurva genom molnet, den finns bara med olika sannolikhet på olika ställen i det.
Varje orbital bestäms av tre kvanttal. Huvudkvanttalet n (1, 2, 3 …) anger ungefär hur långt från kärnan och hur energirik orbitalen är. Bikvanttalet l kan anta värdena 0 upp till n−1 och bestämmer formen: l = 0 ger en s-orbital, l = 1 en p-orbital, l = 2 en d-orbital. Magnetkvanttalet m_l, som går från −l till +l, beskriver orbitalens orientering i rymden. Ett fjärde tal, spinnet m_s, beskriver en egenskap hos elektronen själv och kan bara anta två värden.
Pauliprincipen säger att inga två elektroner i en atom får ha exakt samma fyra kvanttal. Praktiskt betyder det att högst två elektroner får plats i varje orbital, och då måste de ha motsatt spinn. Utan den regeln skulle alla elektroner samlas i den lägsta orbitalen, och alla grundämnen skulle bete sig likadant.
Det är just Pauliprincipen som bygger upp periodiska systemet. Litium måste lägga sin tredje elektron i en ny orbital (2s) eftersom den första är full. Kväve, med sju elektroner, fyller 1s och 2s helt men fördelar sina tre återstående elektroner på var sin 2p-orbital innan någon paras ihop, enligt Hunds regel. Grundämnen i samma huvudgrupp har i regel samma antal elektroner i sitt yttersta skal, och det är därför de liknar varandra kemiskt.
Det här lär du dig
- Förklara varför en orbital är en sannolikhetsfördelning och inte en bana
- Tolka kvanttalen n, l, m_l och spinnet för en elektron
- Tillämpa Pauliprincipen för att bestämma hur elektroner fördelas i enkla atomer
- Förklara hur elektronkonfigurationen bygger upp periodiska systemets struktur
Begrepp att kunna
- Orbital
- En tredimensionell sannolikhetsfördelning som visar var en elektron troligen befinner sig, inte en bestämd bana.
- Huvudkvanttal (n)
- Ett heltal, 1, 2, 3 och så vidare, som anger elektronens ungefärliga avstånd från kärnan och energi.
- Bikvanttal (l)
- Ett heltal mellan 0 och n−1 som bestämmer orbitalens form: 0 ger s, 1 ger p, 2 ger d.
- Spinn
- En inneboende egenskap hos elektronen som bara kan ha två värden, ofta kallade spinn upp och spinn ned.
- Pauliprincipen
- Regeln att inga två elektroner i samma atom kan ha exakt samma fyra kvanttal, vilket begränsar varje orbital till högst två elektroner.
- Elektronkonfiguration
- Beskrivningen av hur en atoms elektroner är fördelade på orbitaler, till exempel 1s² 2s² 2p³ för kväve.
Vanliga svårigheter
Föreställer sig orbitalen som en bana
Till skillnad från Bohrs skal har en orbital ingen bestämd kurva som elektronen rör sig längs. Den beskriver bara ett område där elektronen med hög sannolikhet befinner sig, till exempel formad som en sfär eller en hantel, men elektronen färdas inte runt i den formen som en planet.
Tror att alla elektroner i samma skal är likadana
Skal n = 2 innehåller både en 2s-orbital och tre 2p-orbitaler. De har olika form, och i alla atomer utom väte har de också olika energi. Att bara känna till n räcker därför inte för att veta hur elektronen är fördelad eller hur mycket energi den har. Du måste också känna till l.
Förstår inte varför Pauliprincipen behövs
Utan Pauliprincipen skulle alla elektroner i en atom falla ned till den lägsta tillgängliga orbitalen, och olika grundämnen skulle i stort sett bete sig likadant kemiskt. Principen tvingar elektronerna att fylla orbitalerna i ordning, vilket skapar den variation av egenskaper som gör kemin möjlig.
I verkligheten
Järn är kraftigt magnetiskt, men zink är det inte
Järns elektronkonfiguration slutar på 3d⁶ 4s², vilket lämnar fyra elektroner i 3d-orbitalerna oparade och gör varje järnatom till en liten magnet. Zink har i stället 3d¹⁰, ett helt fyllt d-underskal där alla elektroner är parade och tar ut varandras magnetism. Oparade elektroner är en förutsättning för magnetism, men för att ett ämne ska bli lika starkt magnetiskt som järn måste atomernas små magneter dessutom ställa in sig åt samma håll.
Litium, natrium och kalium reagerar på nästan samma sätt med vatten
Alla tre har exakt en elektron i sitt yttersta skal, i 2s, 3s respektive 4s. Eftersom kemiska reaktioner främst styrs av de yttersta elektronerna hamnar grundämnena i samma grupp i periodiska systemet och uppträder kemiskt likartat.
Tips
- Lär dig begränsningarna utantill: l går från 0 till n−1, och m_l går från −l till +l. Testa dig själv genom att lista alla tillåtna kombinationer för n = 3 innan du går vidare till svårare uppgifter.
- Bygg en egen tabell över de tio första grundämnena och fyll in vilka orbitaler som är helt eller delvis fyllda. Att se mönstret växa fram gör Pauliprincipen konkret i stället för abstrakt.
- Använd periodiska systemets form som ett minnesstöd: i huvudgrupperna betyder samma kolumn samma antal yttersta elektroner. Då kan du härleda en elektronkonfiguration i stället för att memorera den.
Testa dig själv
1. Varför kan högst två elektroner befinna sig i samma orbital?
En orbital är bestämd av de tre kvanttalen n, l och m_l. Två elektroner kan ha exakt samma värden på dessa tre, men enligt Pauliprincipen måste de då skilja sig i det fjärde kvanttalet, spinnet, som bara kan vara upp eller ned. En tredje elektron skulle tvingas ha alla fyra kvanttal gemensamma med en av de två första, vilket är förbjudet.
2. Skriv elektronkonfigurationen för kväve (Z = 7) och förklara hur de tre sista elektronerna fördelas.
Kväves konfiguration är 1s² 2s² 2p³. De fyra första elektronerna fyller 1s och 2s helt. De tre återstående måste in i de tre 2p-orbitalerna. Enligt Hunds regel lägger de sig en och en i var sin p-orbital, alla med samma spinnriktning, innan någon orbital får en andra elektron med motsatt spinn.
3. Vilken av kombinationerna (n = 2, l = 1, m_l = 0) och (n = 2, l = 2, m_l = 0) är omöjlig, och varför?
Den andra kombinationen är omöjlig. Bikvanttalet l måste ligga mellan 0 och n−1, och för n = 2 är de tillåtna värdena bara 0 och 1. Ett l-värde på 2, som skulle motsvara en d-orbital, uppträder först från huvudkvanttalet n = 3. Den första kombinationen beskriver en helt vanlig 2p-orbital och är tillåten.
Ur kursplanen
- Fysik – fördjupning · Materia och material
Mikroskopiska modeller för beskrivning av materia, till exempel materians våg–partikeldualism, partikel-i-låda, Heisenbergs obestämdhetsrelation, atomorbitaler, Pauliprincipen och partikelmodell för ideala gaser.
Källa: Skolverket, centralt innehåll.
Hänger ihop med
Fler ämnen: Fysik – fördjupning