Galvenā atšķirība starp orbitālo diagrammu un elektronu konfigurāciju ir tā, ka orbitālajā diagrammā elektroni ir parādīti bultiņās, norādot elektronu spinu. Taču elektronu konfigurācija nerāda sīkāku informāciju par elektronu griešanos.
Orbitālā diagramma parāda elektronu izvietojumu, ko nosaka elektronu konfigurācija. Elektronu konfigurācija sniedz sīkāku informāciju par elektronu sadalījumu pa atoma orbitālēm. Bet orbitālā diagramma parāda arī elektronu spinu. Šī ir galvenā atšķirība starp orbitālo diagrammu un elektronu konfigurāciju.
Kas ir orbitālā diagramma?
Orbitālā diagramma ir diagrammas veids, kas parāda elektronu sadalījumu atoma orbitālēs un norāda šo elektronu spinu. Tas ir apzīmējuma veids, kas parāda, kuras orbitāles ir aizpildītas un kuras ir aizpildītas daļēji. Šeit mēs izmantojam bultiņas, lai attēlotu elektronus. Bultas galviņas virziens (augšup vai lejup) norāda elektrona spinu.
Attēls 01: slāpekļa orbitālā diagramma
Orbitālē var būt ne vairāk kā divi elektroni. Saskaņā ar Pauli izslēgšanas principu diviem elektroniem vienā atomā nevar būt vienāda kvantu skaitļu kopa. Tas nozīmē, ka pat tad, ja visi pārējie kvantu skaitļi ir vienādi, griešanās kvantu skaitlis ir atšķirīgs. Abiem elektroniem vienā orbitālē ir pretējs spins. Iepriekš redzamajā attēlā ir parādīts orbitālās diagrammas piemērs.
Kas ir elektronu konfigurācija?
Elektronu konfigurācija ir veids, kā sakārtot atoma elektronus, parādot šo elektronu sadalījumu pa orbitālēm. Agrāk elektronu konfigurācija tika izstrādāta, izmantojot atoma Bohr modeli. Tas ir precīzs maziem atomiem ar mazāk elektronu, taču, apsverot lielus atomus ar lielu elektronu skaitu, elektronu sadalījuma noteikšanai ir jāizmanto kvantu teorija.
Saskaņā ar kvantu mehāniku elektronu apvalks ir stāvoklis, kurā atrodas vairāki elektroni, kuriem ir viens un tas pats galvenais kvantu skaitlis, un mēs nosaucam apvalku, izmantojot skaitli, kas norādīts enerģijas līmenim un orbitāles veidam, ko apsveram, piemēram, 2s attiecas uz 2. enerģijas līmeņa elektronu apvalka s orbitāli. Turklāt ir modelis, kas apraksta maksimālo elektronu skaitu, ko var saturēt elektronu apvalks. Šeit šis maksimālais skaitlis ir atkarīgs no azimutālā kvantu skaitļa, l. Turklāt vērtības l=0, 1, 2 un 3 attiecas attiecīgi uz s, p, d un f orbitālēm. Maksimālais elektronu skaits, ko apvalks var saturēt=2(2l+1). Tāpēc mēs varam izstrādāt šādu tabulu;
| Orbital | Maksimālais elektronu skaits 2(2l+1) |
| L=0 ir s orbitāle | 2 |
| L=1 ir p orbitāle | 6 |
| L=2 ir d orbitāle | 10 |
| L=3 ir f orbitāle | 14 |
Apsverot elektronu konfigurācijas apzīmējumu, mums jāizmanto kvantu skaitļu secība. Piemēram, ūdeņraža atoma elektronu konfigurācija ir 1s1 Šeit šis apzīmējums saka, ka ūdeņraža atomiem ir viens elektrons pirmā elektronu apvalka s orbitālē. Fosforam elektronu konfigurācija ir 1s22s22p63s2 3p3 Tas nozīmē; fosfora atomam ir 3 elektronu apvalki, kas piepildīti ar 15 elektroniem.
Kāda ir atšķirība starp orbitālo diagrammu un elektronu konfigurāciju?
Orbitālā diagramma parāda elektronu izvietojumu, ko nosaka elektronu konfigurācija. Galvenā atšķirība starp orbitālo diagrammu un elektronu konfigurāciju ir tā, ka orbitālā diagramma parāda elektronus bultiņās, kas norāda elektronu griešanos. Tikmēr elektronu konfigurācija nerāda sīkāku informāciju par elektronu griešanos. Turklāt apzīmējumu shēmā orbitālās diagrammas izmanto bultiņas, lai attēlotu elektronus, savukārt elektronu konfigurācija norāda elektronus, izmantojot skaitļus.
Tālāk ir sniegts kopsavilkums par atšķirību starp orbitālo diagrammu un elektronu konfigurāciju.
Kopsavilkums - orbitālā diagramma pret elektronu konfigurāciju
Galvenā atšķirība starp orbitālo diagrammu un elektronu konfigurāciju ir tā, ka orbitālā diagramma parāda elektronus bultiņās, kas norāda elektronu spinu, turpretim elektronu konfigurācija nerāda sīkāku informāciju par elektronu spinu.
