الکترون برانگیخته

[mohamadj07]

سلام
ببخشید کسی هست که تمام نکات مربوط به حالت برانگیخته رو بذاره؟؟؟ در ضمن این مبحث به کدوم کتاب و کدوم بخش شیمی مربوط میشه؟؟؟؟
ممنون

[maharsa]

شیمی سال 2 ... درس اول ... یکی از بند های نظریه بور

[بیتا1233]

دید کلی

در سال 1913، نیلز بور ، نظریه‌ای را برای ساختار الکترونی اتم هیدروژن ارائه کرد که طیف خطی این عنصر را توجیه می کرد. غالب پیوندهای میان اتمهای عناصر سبک را می توان با به کار گرفتن مدار های بور توضیح داد. توضیح شکل مولکولها و آرایش اتمها نسبت به یکدیگر با جفت شدن و دفع شدن الکترونها امکانپذیر است.

نظریه بور

نظریه بور، نکات زیر را در بر می گیرد :

• الکترون‌ها مانند سیارات که به دور خورشید می‌گردند، در مدارهای معینی به نام تراز به دور هسته می گردند. او عبارت ریاضی کلاسیک برای نیرویی که الکترون را در یک خط مستقیم نگاه می‌دارد و نیرویی که الکترون را به درون می‌کشاند معادلاتی به وجود آورد. هر تراز با یک حروف الفبایی (o ، n ، m ، l ، k ،...) یا یک عدد (1 ،2 ، 3 ، 4 ، 5 ،...) مشخص می‌شود.

• الکترون‌ها در مدار نسبتا پایدار می‌مانند و در یک اتم معین ، انرژی‌های معینی می‌توانند داشته باشند. بنا به نظریه بور ، یک الکترون می‌تواند برای مدتی طولانی در یک مدار حرکت کند یا در مداری دیگر به فاصله دورتر برای مدتی طولانی سیر کند ولی نمی‌تواند در زمانی قابل اندازه گیری میان دو مدار بماند. بنابر تئوری بور ، وقتی یک الکترون از مداری به مدار دیگر برود، انرژی آن به مقدار معینی تغییر می‌کند که آن را یک کوانتوم انرژی می‌گویند.

• برای جدا کردن اجسامی که جذب یکدیگر شده‌اند انرژی لازم است. برای جابه جا شدن الکترون از یک تراز انرژی به تراز دیگر مقدار انرژی کاملا معین و خاصی لازم است. انرژی لازم برای آنکه یک الکترون از هسته دور شود در سیستم به صورت انرژی پتانسیل ذخیره می‌شود. وقتی الکترون‌های یک اتم تا حد امکان به هسته نزدیک باشد اتم در حداقل انرژی که حالت پایه است، قرار گرفته است. اگر اتمها در قوس الکتریکی یا شعله چراغ گاز گرم شوند، انرژی جذب کرده و الکترون به تراز بیرونی‌تری که انرژی بیشتری دارد می‌جهد، اتم در این شرایط در حالت برانگیخته است.

• هرگاه الکترون از مدار بالاتر (برانگیخته) به مدار یا تراز یا بیشتر فرو افتد مقدار انرژی معینی از اتم تابش می کند که معمولا این اختلاف انرژی اتم بین دو حالت برانگیخته و پایه به صورت انرژی نوری کوانتوم نور) است.
  
  
  منبعش:از خیلی وقته دارمش
  

[mohamadj07]

خب مثلا فلوئور چند حالت برانگیخته با چند ظرفیت داره؟؟
گوگرد چطور؟

[maharsa]

آرايش الکتروني اتمها در حالت برانگيخته

حالت برانگيخته آرايشي است که در آن الکترونهاي لايه ظرفيت اتم از اوربيتالهاي پر به اوربيتالهاي خالي انتقال مي يابند. ايجاد حالت برانگيخته در اتمها موجب مي شود تا يک اتم بتواند داراي چندين ظرفيت باشد.

مثال : اتم گوگرد در گروه ششم جدول تناوبي قرار دارد و طبق قواعد ظرفيتهاي مختلف عنصرها که در بحث جدول تناوبي گفته شد، داراي ظرفيتهاي 2 و 4 و 6 مي باشد. اين ظرفيتها را با توجه به آرايشهاي حالت پايه و برانگيخته اتم مي توان بدست آورد.

تعريف ظرفيت : ظرفيت يک اتم برابر است با تعداد اوربيتالهاي داراي يک الکترون در لايه بيروني اتم. ( تعداد اوربيتالهاي تک الکتروني )

اتم گوگرد در حالت آرايش پايه خود قرار دارد و فقط دو اوربيتال تک الکتروني در لايه بيروني آن وجود دارد. ظرفيت اتم گوگرد در حالت پايه برابر 2 مي باشد که همان ظرفيت اصلي است. S: [Ne] 3S2 , 3P4 , 3d0

يک الکترون از اوربيتال 3P به اوربيتال 3d انتقال پيدا کرده است ( ايجاد حالت برانگيخته ) . در اين آرايش چهار اوربيتال تک الکتروني در لايه بيروني ايجاد شده است و گوگرد در اين آرايش برانگيخته ظرفيت 4 پيدا کرده است. S: [Ne] 3S2 , 3P3 , 3d1

يک الکترون ديگر نيز از اوربيتال 3S به اوربيتال 3d انتقال پيدا کرده است ( ايجاد حالت برانگيخته ) . در اين آرايش شش اوربيتال تک الکتروني در لايه بيروني ايجاد شده است و گوگرد در اين آرايش برانگيخته ظرفيت 6 پيدا کرده است. S:[Ne] 3S1 , 3P3 , 3d2

توجه : چهار اتم برليم Be ، بور B ، کربن C و سيليسيم Si به جز در چند مورد خاص در تمام ترکيبهاي خود با آرايش برانگيخته شرکت مي کنند و نبايد آرايش حالت پايه را براي آنها بکار برد.

اثر جفت الکترون بي اثر ( اين مبحث به ساختار اتم و تناوب خواص مربوط است )

در گروه IIIA عنصرهاي بالاتر گروه يعني آلومينيم ، گاليم و اينديم يون +3 تشکيل مي دهند ولي عنصر تاليم در پايين اين گروه تمايل بيشتري به تشکيل يون +1 دارد . مشابه همين وضعيت را در گروه IVA نيز مشاهده مي کنيم . ژرمانيم و قلع يون +4 تشکيل مي دهند ، ولي سرب در پايين اين گروه تمايل بيشتري به تشکيل يون +2 دارد . علت اين پديده توسط اثر جفت الکترون بي اثر توجيه مي شود .

اثر جفت الکترون بي اثر که به ناپايداري بالاترين عدد اکسايش عنصرهاي سنگين گروه هاي اصلي بويژه عنصرهاي سنگين گروه هاي IIIA (مانند تاليم) و IVA (مانند سرب) مربوط است، توسط سيدگويک در سال 1933 کشف شد، چنين بيان مي شود :

جفت الکترون تراز S لايه ظرفيت ( والانس ) در عنصرهاي سنگين گروه ها پس از جدا شدن الکترون هاي ترازP ، پايداري ويژه اي کسب مي کند به طوري که تمايل به شرکت در فعاليت شيميايي را از دست مي دهد .به تعبير سيدگويک ، دليل اين رويداد ، اين است که انرژي لازم براي جدا شدن اين جفت الکترون از اتم بسيار بالاست .

بر همين اساس است که در گروه سوم ، عنصرهاي آلومينيم و حتي گاليم ، با از دست دادن سه الکترون ( يک الکترون از تراز P و دو الکترون از تراز S ) لايه ظرفيت ، تنها با حالت اکسايش 3+ در تشکيل ترکيب هاي پايدار خود شرکت مي کنند . اما تا اندازه اي اينديم ، و به ويژه تاليم نه تنها با از دست دادن سه الکترون ترکيب هايي با عدد اکسايش 3+ تشکيل مي دهند ، بلکه تنها با از دست دادن يک الکترون تراز P خود نيز مي توانند در حالت اکسايش 1+ ترکيب هاي پايداري به وجود آورند . به ويژه در مورد تاليم ، ترکيب هايي که با عدد اکسايش 1+ تشکيل مي شوند ( مانند TlCl ) از ترکيب هايي که با عدد اکسايش 3+ تشکيل مي شوند ( مانند TlCl3 ) بسيار پايدارترند . همين وضعيت را در مورد عنصرهاي گروه چهارم مي توان مشاهده کرد . سيليسيم و تا اندازه اي ژرمانيم ، تنها با از دست دادن 4 الکترون لايه ظرفيت اتم خود ( 2 الکترون از تراز P و 2 الکترون از تراز S ) ، و با حالت اکسايش 4+ ، مي توانند در ترکيب هاي پايدار خود شرکت کنند . در صورتي که قلع ، و بويژه سرب ، علاوه بر حالت اکسايش 4+ مي توانند با از دست دادن 2 الکترون تراز P و دارا شدن حالت اکسايش 2+ نيز ترکيب هايي پايدار تشکيل دهند .

سيدگويک علت بي اثر شدن الکترون هاي تراز S لايه ظرفيت در اين اتم ها را به افزايش بار موثر هسته ، و افزايش بيش از حد جاذبه هسته بر اين الکترون ها ، مربوط مي دانست .

دانشمندي به نام دراگ ، نظر سيدگويک در توجيه اثر جفت الکترون هاي بي اثر را رد کرد . دليل وي در رد نظر سيدگويک اين بود که اگر اين الکترون ها در واقع بي اثرند ، و اين بي اثر بودن به بالاتر رفتن انرژي لازم براي جدا کردن آنها از اتم مربوط است طبق نظر سيدگويک بايد مثلا مجموع انرژي هاي دومين و سومين يونش در گروه سوم و مجموع انرژي هاي سومين و چهارمين يونش در عنصرهاي گروه چهارم به ترتيب از بالا به پايين در اين گروه ها افزايش يابد . در صورتي که اندازه گيري هاي تجربي اين پيش گويي را تاييد نمي کند . زيرا مطابق جدول زير مجموع انرژي هاي دومين و سومين يونش تاليم از اينديم کمتر و يا مجموع انرژي هاي سومين و چهارمين يونش سرب از قلع و ژرمانيم کمتر است و بايد از آن چنين برداشت کرد که تاليم آسانتر از گاليم سه الکترون از دست بدهد و حالت اکسايش 3+ آن پايدارتر از عنصرهاي ديگر گروه سوم باشد . يا اين که سرب آسانتر از ژرمانيم و قلع ، چهار الکترون از دست بدهد و حالت اکسايش 4+ آن بايد از عنصرهاي ديگر گروه چهارم باشد . در صورتي که تجربه عکس اين رويدادها را تاييد مي کند .

[maharsa]

امیدوارم جوابتو گرفته باشی ..

[استاد مشمولی]

سلام
ببخشید کسی هست که تمام نکات مربوط به حالت برانگیخته رو بذاره؟؟؟ در ضمن این مبحث به کدوم کتاب و کدوم بخش شیمی مربوط میشه؟؟؟؟
ممنون

[مهندس شیری]

به طور کلی برانگیختگی یعنی زیاد شدن انرژی یک سامانه نسبت به حالتی که کمترین انرژی ممکن را داراست. این مفهوم به طور خاص در مکانیک کوانتومی که در آن اتمها دارای حالت‌های کوانتومی و سطوح انرژی هستند کاربرد دارد.
در مکانیک کوانتومی حالت برانگیخته سیستم (اتم٫ مولکول یا هسته) یعنی هر حالت کوانتومی که انرژی آن بیشتر از انرژی حالت پایه باشد.
طول عمر سیستم در حالت برانگیخته کوتاه است. به طور لحظه‌ای و یا با ساطع کردن یک فوتون یا فونون سیستم انرژی اضافی خود را آزاد می‌کند و به حالتی با انرژی پایین‌تر و یا حالت پایه برمی‌گردد.
اگر طول عمر این حالتهای برانگیخته زیاد باشد به آنها نیمه‌پایدار (metastable) می‌گویند. ایزومرهای هسته‌ای با طول عمر زیاد و همچنین حالت اکسیژن یگانهمثالهایی از این حالتهای نیمه‌پایدار هستند.
برانگیختگی اتمی[ویرایش]

مثال ساده‌ای از مفهوم برانگیختگی را می‌توان در اتم هیدروژن دید.
حالت پایه اتم هیدروژن مربوط به حالتی است که تنها الکترون آن در پایین‌ترین اربیتال (که مربوط به تابع موج با تقارن کروی است و کوچکترنی عدد کوانتومی ممکن را داراست) قرار دارد. اگر به اتم انرژی اضافه‌ای بدهیم (مثلا با تاباندن فوتونی با انرژی خاص به اتم) الکترون می‌تواند به حالت برانگیخته یعنی حالتی که عدد کوانتومی آن بیشتر از عدد کوانتومی حالت "۱s" است برود. اگر انرژی فوتون خیلی زیاد باشد الکترون از اتم جدا شده و اتم به یون تبدیل می‌شود.
بعد از برانگیختگی ممکن است اتم با ساطع کردن یک فوتون با همان انرژی اولیه به حالت قبلی برگردد.
اتم هیدروژن با الکتریسیته و حرارت هم برانگیخته می‌شود.
سطح برانگیخته[ویرایش]

سطح برانگیخته سطحی است که اکترون بعد از جذب فوتون به آن سطح می‌رود. با ساطع کردن فوتونی که جذب شده الکترون می‌تواند به همان سطح اولیه‌اش بازگردد. برای مثال مدل اتم هیدروژن را که ساده‌ترین اتم موجود است در نظر بگیرید. در این مدل یک الکترون به دور یک پروتون می‌چرخد. فاصله اکترون از هسته مشخص است. در حالت پایه که عدد کوانتومی برابر با یک است فاصله الکترون تا هسته ^۱۱-۱۰ متر (شعاع بوهر) است. الکترون همچنین می‌تواند در اربتال‌های بزرگتری که مربوط به عددهای کوانتومی بزرگتر هستند قرار بگیرد.
شعاع هسته ^۱۵- ۱۰ است. اتم در حالت پایه ۱۰۰۰۰ بار بزرگتر از هسته است. یعنی اگر هسته به اندازه یک تیله باشد اتم به اندازه میدان آزادی خواهد بود. الکترون می‌تواند از هر سطح انرژی با جذب فوتون به سطح بالاتر و با ساطع کردن فوتون به سطح پایین تر برود. اختلاف سطح اولیه و نهایی تعیین کننده طول موج و در نتیجه رنگ فوتون است. اگر عدد کوانتومی سطح اولیه n_۱ و سطح نهاییn_۲ باشد طول موج فوتون مربوطه از رابطه زیر بدست می‌آید:

که در آن R = 1,1.107m − 1 است.

[masoomejaliliyan]

شیمی سال دوم اواخر درس اول به طور خلاصه الکترون با گرفتن انرژی به تراز های بالاتر میره و در این حالت برانگیخته هست دوست داره انرژی خودشو از دست بده و به حالت پایدار برسه

[golenarges]

سلام در حالت برانگیخته چرا الکترون به اوربیتال 4S منتقل نمیشه؟مگه سطح انرژی 4S از 3d پایین تر نیست؟یعنی حالت برانگیخته به سطح انرژی بستگی نداره و به ترتیب زیرلایه ها بستگی داره؟

آرايش الکتروني اتمها در حالت برانگيخته

حالت برانگيخته آرايشي است که در آن الکترونهاي لايه ظرفيت اتم از اوربيتالهاي پر به اوربيتالهاي خالي انتقال مي يابند. ايجاد حالت برانگيخته در اتمها موجب مي شود تا يک اتم بتواند داراي چندين ظرفيت باشد.

مثال : اتم گوگرد در گروه ششم جدول تناوبي قرار دارد و طبق قواعد ظرفيتهاي مختلف عنصرها که در بحث جدول تناوبي گفته شد، داراي ظرفيتهاي 2 و 4 و 6 مي باشد. اين ظرفيتها را با توجه به آرايشهاي حالت پايه و برانگيخته اتم مي توان بدست آورد.

تعريف ظرفيت : ظرفيت يک اتم برابر است با تعداد اوربيتالهاي داراي يک الکترون در لايه بيروني اتم. ( تعداد اوربيتالهاي تک الکتروني )

اتم گوگرد در حالت آرايش پايه خود قرار دارد و فقط دو اوربيتال تک الکتروني در لايه بيروني آن وجود دارد. ظرفيت اتم گوگرد در حالت پايه برابر 2 مي باشد که همان ظرفيت اصلي است. S: [Ne] 3S2 , 3P4 , 3d0

يک الکترون از اوربيتال 3P به اوربيتال 3d انتقال پيدا کرده است ( ايجاد حالت برانگيخته ) . در اين آرايش چهار اوربيتال تک الکتروني در لايه بيروني ايجاد شده است و گوگرد در اين آرايش برانگيخته ظرفيت 4 پيدا کرده است. S: [Ne] 3S2 , 3P3 , 3d1

يک الکترون ديگر نيز از اوربيتال 3S به اوربيتال 3d انتقال پيدا کرده است ( ايجاد حالت برانگيخته ) . در اين آرايش شش اوربيتال تک الکتروني در لايه بيروني ايجاد شده است و گوگرد در اين آرايش برانگيخته ظرفيت 6 پيدا کرده است. S:[Ne] 3S1 , 3P3 , 3d2

توجه : چهار اتم برليم Be ، بور B ، کربن C و سيليسيم Si به جز در چند مورد خاص در تمام ترکيبهاي خود با آرايش برانگيخته شرکت مي کنند و نبايد آرايش حالت پايه را براي آنها بکار برد.

اثر جفت الکترون بي اثر ( اين مبحث به ساختار اتم و تناوب خواص مربوط است )

در گروه IIIA عنصرهاي بالاتر گروه يعني آلومينيم ، گاليم و اينديم يون +3 تشکيل مي دهند ولي عنصر تاليم در پايين اين گروه تمايل بيشتري به تشکيل يون +1 دارد . مشابه همين وضعيت را در گروه IVA نيز مشاهده مي کنيم . ژرمانيم و قلع يون +4 تشکيل مي دهند ، ولي سرب در پايين اين گروه تمايل بيشتري به تشکيل يون +2 دارد . علت اين پديده توسط اثر جفت الکترون بي اثر توجيه مي شود .

اثر جفت الکترون بي اثر که به ناپايداري بالاترين عدد اکسايش عنصرهاي سنگين گروه هاي اصلي بويژه عنصرهاي سنگين گروه هاي IIIA (مانند تاليم) و IVA (مانند سرب) مربوط است، توسط سيدگويک در سال 1933 کشف شد، چنين بيان مي شود :

جفت الکترون تراز S لايه ظرفيت ( والانس ) در عنصرهاي سنگين گروه ها پس از جدا شدن الکترون هاي ترازP ، پايداري ويژه اي کسب مي کند به طوري که تمايل به شرکت در فعاليت شيميايي را از دست مي دهد .به تعبير سيدگويک ، دليل اين رويداد ، اين است که انرژي لازم براي جدا شدن اين جفت الکترون از اتم بسيار بالاست .

بر همين اساس است که در گروه سوم ، عنصرهاي آلومينيم و حتي گاليم ، با از دست دادن سه الکترون ( يک الکترون از تراز P و دو الکترون از تراز S ) لايه ظرفيت ، تنها با حالت اکسايش 3+ در تشکيل ترکيب هاي پايدار خود شرکت مي کنند . اما تا اندازه اي اينديم ، و به ويژه تاليم نه تنها با از دست دادن سه الکترون ترکيب هايي با عدد اکسايش 3+ تشکيل مي دهند ، بلکه تنها با از دست دادن يک الکترون تراز P خود نيز مي توانند در حالت اکسايش 1+ ترکيب هاي پايداري به وجود آورند . به ويژه در مورد تاليم ، ترکيب هايي که با عدد اکسايش 1+ تشکيل مي شوند ( مانند TlCl ) از ترکيب هايي که با عدد اکسايش 3+ تشکيل مي شوند ( مانند TlCl3 ) بسيار پايدارترند . همين وضعيت را در مورد عنصرهاي گروه چهارم مي توان مشاهده کرد . سيليسيم و تا اندازه اي ژرمانيم ، تنها با از دست دادن 4 الکترون لايه ظرفيت اتم خود ( 2 الکترون از تراز P و 2 الکترون از تراز S ) ، و با حالت اکسايش 4+ ، مي توانند در ترکيب هاي پايدار خود شرکت کنند . در صورتي که قلع ، و بويژه سرب ، علاوه بر حالت اکسايش 4+ مي توانند با از دست دادن 2 الکترون تراز P و دارا شدن حالت اکسايش 2+ نيز ترکيب هايي پايدار تشکيل دهند .

سيدگويک علت بي اثر شدن الکترون هاي تراز S لايه ظرفيت در اين اتم ها را به افزايش بار موثر هسته ، و افزايش بيش از حد جاذبه هسته بر اين الکترون ها ، مربوط مي دانست .

دانشمندي به نام دراگ ، نظر سيدگويک در توجيه اثر جفت الکترون هاي بي اثر را رد کرد . دليل وي در رد نظر سيدگويک اين بود که اگر اين الکترون ها در واقع بي اثرند ، و اين بي اثر بودن به بالاتر رفتن انرژي لازم براي جدا کردن آنها از اتم مربوط است طبق نظر سيدگويک بايد مثلا مجموع انرژي هاي دومين و سومين يونش در گروه سوم و مجموع انرژي هاي سومين و چهارمين يونش در عنصرهاي گروه چهارم به ترتيب از بالا به پايين در اين گروه ها افزايش يابد . در صورتي که اندازه گيري هاي تجربي اين پيش گويي را تاييد نمي کند . زيرا مطابق جدول زير مجموع انرژي هاي دومين و سومين يونش تاليم از اينديم کمتر و يا مجموع انرژي هاي سومين و چهارمين يونش سرب از قلع و ژرمانيم کمتر است و بايد از آن چنين برداشت کرد که تاليم آسانتر از گاليم سه الکترون از دست بدهد و حالت اکسايش 3+ آن پايدارتر از عنصرهاي ديگر گروه سوم باشد . يا اين که سرب آسانتر از ژرمانيم و قلع ، چهار الکترون از دست بدهد و حالت اکسايش 4+ آن بايد از عنصرهاي ديگر گروه چهارم باشد . در صورتي که تجربه عکس اين رويدادها را تاييد مي کند .