Genauer gesagt wird die relative Anordnung der Unterebenen nicht so sehr durch ihre größere oder geringere Energie bestimmt, sondern durch das Erfordernis eines Minimums der Gesamtenergie des Atoms.
Die Verteilung der Elektronen in Atomorbitalen erfolgt ausgehend vom Orbital mit der niedrigsten Energie (Prinzip der minimalen Energie), diese. Das Elektron tritt in das nächste Orbital zum Kern ein. Das bedeutet, dass zunächst diejenigen Unterebenen mit Elektronen gefüllt werden, für die die Summe der Werte der Quantenzahlen ( n+l) war minimal. Somit ist die Energie eines Elektrons auf der 4s-Unterebene geringer als die Energie eines Elektrons, das sich auf der 3d-Unterebene befindet. Folglich erfolgt das Auffüllen von Unterebenen mit Elektronen in der folgenden Reihenfolge: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Basierend auf dieser Anforderung wird die minimale Energie für die meisten Atome erreicht, wenn ihre Unterebenen in der oben gezeigten Reihenfolge gefüllt werden. Es gibt aber Ausnahmen, die Sie in den Tabellen "Elektronische Konfigurationen der Elemente" finden, aber diese Ausnahmen müssen bei der Betrachtung der chemischen Eigenschaften der Elemente selten berücksichtigt werden.
Atom Chrom hat eine elektronische Konfiguration, nicht 4s 2 3d 4 , sondern 4s 1 3d 5 . Dies ist ein Beispiel dafür, wie sich die Stabilisierung von Zuständen mit parallelen Elektronenspins gegenüber dem unbedeutenden Unterschied in den Energiezuständen der 3d- und 4s-Unterniveaus durchsetzt (Hundsche Regeln), d. h. die energetisch günstigen Zustände für das d-Unterniveau sind d5 und d10. Energiediagramme der Untervalenzniveaus von Chrom- und Kupferatomen sind in Abb. 2.1.1 dargestellt.
Ein ähnlicher Übergang eines Elektrons von der s-Unterebene zur d-Unterebene findet in 8 weiteren Elementen statt: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Beim Atom Pd es gibt einen Übergang von zwei s-Elektronen auf die d-Unterebene: Pd 5s 0 4d 10 .
Abb.2.1.1. Energiediagramme der Untervalenzniveaus von Chrom- und Kupferatomen
Regeln zum Füllen von Elektronenschalen:
1. Finde zuerst heraus, wie viele Elektronen das Atom des uns interessierenden Elements enthält. Dazu reicht es aus, die Ladung seines Kerns zu kennen, die immer gleich der Seriennummer des Elements im Periodensystem von D.I. Mendelejew. Die Seriennummer (die Anzahl der Protonen im Kern) ist genau gleich der Anzahl der Elektronen im gesamten Atom.
2. Füllen Sie die Orbitale, beginnend mit dem 1s-Orbital, nacheinander mit den verfügbaren Elektronen unter Berücksichtigung des Prinzips der minimalen Energie. In diesem Fall ist es unmöglich, mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzt gerichtetem Spin auf jedem Orbital zu platzieren (Pauli-Regel).
3. Wir schreiben die elektronische Formel des Elements auf.
Ein Atom ist ein komplexes, dynamisch stabiles Mikrosystem aus wechselwirkenden Teilchen: Protonen p +, Neutronen n 0 und Elektronen e -.
Abb.2.1.2. Auffüllen von Energieniveaus mit Elektronen des Elements Phosphor
Die elektronische Struktur des Wasserstoffatoms (z = 1) lässt sich wie folgt darstellen:
+1 H 1s 1 , n = 1 , wobei die Quantenzelle (Atomorbital) als Linie oder Quadrat und Elektronen als Pfeile bezeichnet werden.
Jedes Atom des nachfolgenden chemischen Elements im Periodensystem ist ein Mehrelektronenatom.
Das Lithiumatom hat wie das Wasserstoff- und Heliumatom die elektronische Struktur eines s-Elements, weil. das letzte Elektron des Lithiumatoms „setzt“ sich auf die s-Unterebene:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Das erste Elektron im p-Zustand erscheint im Boratom:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Das Schreiben einer elektronischen Formel lässt sich anhand eines konkreten Beispiels leichter demonstrieren. Angenommen, wir müssen die elektronische Formel eines Elements mit der Seriennummer 7 herausfinden. Ein Atom eines solchen Elements sollte 7 Elektronen haben. Lassen Sie uns die Orbitale mit sieben Elektronen füllen, beginnend mit dem unteren 1s-Orbital.
Also werden 2 Elektronen in 1s-Orbitale platziert, 2 weitere Elektronen in 2s-Orbitale und die verbleibenden 3 Elektronen können in drei 2p-Orbitale platziert werden.
Die elektronische Formel des Elements mit der Seriennummer 7 (das ist das Element Stickstoff mit dem Symbol „N“) sieht folgendermaßen aus:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Betrachten Sie die Wirkung der Hundschen Regel am Beispiel eines Stickstoffatoms: N 1s 2 2s 2 2p 3. Auf der 2. elektronischen Ebene gibt es drei identische p-Orbitale: 2px, 2py, 2pz. Elektronen werden sie bevölkern, so dass jedes dieser p-Orbitale ein Elektron haben wird. Dies erklärt sich dadurch, dass sich Elektronen in benachbarten Zellen weniger abstoßen als gleichgeladene Teilchen. Die von uns erhaltene Elektronenformel von Stickstoff enthält sehr wichtige Informationen: Das 2. (äußere) Elektronenniveau von Stickstoff ist nicht vollständig mit Elektronen gefüllt (es hat 2 + 3 = 5 Valenzelektronen) und es fehlen drei Elektronen, bis es vollständig gefüllt ist.
Die äußere Ebene eines Atoms ist die Ebene, die am weitesten vom Kern entfernt ist, der Valenzelektronen enthält. Es ist diese Hülle, die in Kontakt kommt, wenn sie bei chemischen Reaktionen mit den äußeren Ebenen anderer Atome kollidiert. Bei der Wechselwirkung mit anderen Atomen kann Stickstoff 3 zusätzliche Elektronen auf seiner äußeren Ebene aufnehmen. In diesem Fall erhält das Stickstoffatom eine abgeschlossene, dh am stärksten gefüllte externe elektronische Ebene, auf der sich 8 Elektronen befinden.
Eine abgeschlossene Ebene ist energetisch vorteilhafter als eine unvollständige, daher sollte das Stickstoffatom leicht mit jedem anderen Atom reagieren, das ihm 3 zusätzliche Elektronen geben kann, um seine äußere Ebene zu vervollständigen.
Prinzip minimale Energie bestimmt die Reihenfolge, in der Atomorbitale mit unterschiedlichen Energien besetzt sind. Nach dem Prinzip der minimalen Energie besetzen Elektronen zuerst die Bahnen mit der niedrigsten Energie. Die Energie der Unterebenen wächst in der Reihe:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s < 5f 6d...
Das Wasserstoffatom hat ein Elektron, das sich in jedem Orbital befinden kann. Im Grundzustand sollte es jedoch 1 besetzen s Orbital mit der niedrigsten Energie.
Im Kaliumatom kann das letzte neunzehnte Elektron entweder 3 besetzen d- oder 4 s-orbital. Nach dem Prinzip der minimalen Energie nimmt ein Elektron 4 ein s-orbital, was experimentell bestätigt wird.
Zu beachten ist die Unbestimmtheit der Notation 4 f 5d und 5 f 6d. Es stellte sich heraus, dass einige Elemente eine niedrigere Energie haben 4 f-Unterebene, während andere 5 haben d-Unterebene. Das gleiche gilt für 5 f- und 6 d-Unterebenen.
Pauli-Prinzip
Prinzip pauli, oft als Ausschlussprinzip bezeichnet, begrenzt die Anzahl der Elektronen, die sich in einem Orbital befinden können. Nach dem Pauli-Prinzip können sich in keinem Orbital mehr als zwei Elektronen befinden, und auch nur dann, wenn sie entgegengesetzte Spins (ungleiche Spinzahlen) haben. Daher sollten in einem Atom nicht zwei Elektronen mit denselben vier Quantenzahlen ( n, l, m l , m s).
Das Lithiumatom hat drei Elektronen. Orbital mit der niedrigsten Energie - 1 s-Orbital - kann nur von zwei Elektronen besetzt werden, und diese Elektronen müssen unterschiedliche Spins haben. Wenn Spin +1/2 durch einen nach oben zeigenden Pfeil und Spin −1/2 durch einen nach unten zeigenden Pfeil gekennzeichnet ist, dann sind zwei Elektronen mit entgegengesetztem ( antiparallel) Spins im selben Orbital können wie folgt schematisch dargestellt werden:
Das dritte Elektron in einem Lithiumatom muss das Orbital besetzen, das energetisch am nächsten zum niedrigsten Orbital liegt, also 2 s-orbital.
Gunds Regel
Die Hundsche (Hundsche) Regel bestimmt die Reihenfolge, in der Elektronen Orbitale bevölkern, die dieselbe Energie haben. Es wurde von dem deutschen theoretischen Physiker F. Gundom(Hundom) im Jahr 1927 basierend auf der Analyse von Atomspektren.
Gemäß der Hundschen Regel beginnt die Besetzung von Orbitalen, die zu derselben Energieunterebene gehören, mit einzelnen Elektronen mit parallelen (gleichen Vorzeichen) Spins, und erst nachdem einzelne Elektronen alle Orbitale besetzt haben, beginnt die endgültige Besetzung von Orbitalen mit Elektronenpaaren mit entgegengesetzten Spins kann vorkommen. . Als Ergebnis wird der Gesamtspin (und die Summe der Spinquantenzahlen) aller Elektronen im Atom maximal sein.
Zum Beispiel hat ein Stickstoffatom drei Elektronen, die sich auf 2 befinden R-Unterebene. Nach der Hundschen Regel sollten sie nacheinander auf jeder der drei 2 liegen R-Orbitale. In diesem Fall müssen alle drei Elektronen parallele Spins haben:
Elektronische Konfigurationen von Atomen
Eine schematische Darstellung von Orbitalen unter Berücksichtigung ihrer Energie wird als Energiediagramm eines Atoms bezeichnet. Es spiegelt die gegenseitige Anordnung von Energieebenen und Unterebenen wider.
Im Diagramm sind Orbitale in Form von Zellen angegeben: , und Elektronen - in Form von Pfeilen: oder
Ein Elektron kann jedes freie Orbital besetzen, bevorzugt aber nach dem Prinzip der minimalen Energie immer das Orbital mit niedrigerer Energie. Das Pauli-Ausschlussprinzip begrenzt die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital. Daher kann es in einer Zelle (auf einem Atomorbital) nur ein oder zwei Elektronen geben. Auf jeder s- Unterebene (ein Orbital) kann jeweils zwei Elektronen enthalten p-Unterebene (drei Orbitale) - jeweils sechs Elektronen d-Unterebene (fünf Orbitale) - zehn Elektronen. Die Hundsche Regel bestimmt die Reihenfolge, in der Orbitale mit der gleichen Energie besetzt sind.
Somit ist es möglich, eine Sequenz der Besetzung von Atomorbitalen mit Elektronen zu erhalten:
Unter Verwendung des Prinzips der minimalen Energie, des Pauli-Prinzips und der Hundschen Regel kann man die Reihenfolge bestimmen, in der Orbitale mit Elektronen besetzt sind, und eine elektronische Formel für jedes Element konstruieren.
Die elektronische Konfiguration (Formel) eines Atoms ist die Verteilung von Elektronen entlang Orbitalen im Grundzustand (nicht angeregt) dieses Atoms und seiner Ionen: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ... Die Anzahl der Elektronen in den Orbitalen einer bestimmten Unterebene wird in der Hochstellung rechts vom Buchstaben angegeben, zum Beispiel 3 d 5 ist 5 Elektronen mal 3 d-Unterebene.
Der Kürze halber wird die Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration eines Atoms anstelle von vollständig mit Elektronen besetzten Orbitalen manchmal als Edelgassymbol niedergeschrieben, das die entsprechende elektronische Formel hat:
1 s 2 =
1 s 2 2s 2 2p 6 =
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 =
Beispielsweise ist die elektronische Formel des Chloratoms 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 oder 3 s 2 3p 5 . Die Valenzelektronen, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind, sind in Klammern weggelassen.
Für große Perioden (insbesondere die sechste und siebte) ist der Aufbau der elektronischen Konfigurationen von Atomen komplexer. Zum Beispiel 4 f-Elektron erscheint nicht im Lanthanatom, sondern im Atom des nächsten Ceratoms. Sequenzielles Füllen 4 f-Unterebene ist im Gadoliniumatom unterbrochen, wo es 5 gibt d-Elektron
Gibbs freie Energie(oder einfach Gibbs Energie, oder Gibbs-Potenzial, oder Thermodynamisches Potenzial im engeren Sinne) Thermodynamisches Potenzial folgendes Formular:
Die Gibbs-Energie kann als Summe verstanden werden chemischEnergie Systeme (Kristall, Flüssigkeit usw.)
Das Konzept der Gibbs-Energie ist weit verbreitet in Thermodynamik und Chemie.
Die exakte Lösung der Schrödinger-Gleichung lässt sich nur in seltenen Fällen finden, zB für das Wasserstoffatom und hypothetische Einelektronen-Ionen wie He + , Li 2+ , Be 3+ . Ein Atom des auf Wasserstoff folgenden Elements Helium besteht aus einem Kern und zwei Elektronen, die jeweils von beiden Kernen angezogen und vom anderen Elektron abgestoßen werden. Auch in diesem Fall hat die Wellengleichung keine exakte Lösung.
Daher sind verschiedene Näherungsverfahren von großer Bedeutung. Mit Hilfe solcher Methoden war es möglich, die elektronische Struktur von Atomen aller bekannten Elemente zu bestimmen. Diese Berechnungen zeigen, dass sich die Orbitale in Mehrelektronenatomen nicht wesentlich von den Orbitalen des Wasserstoffatoms unterscheiden (diese Orbitale werden als wasserstoffähnlich bezeichnet). Der Hauptunterschied ist eine gewisse Kompression der Orbitale aufgrund der größeren Ladung des Kerns. Außerdem wurde für Multielektronenatome gefunden, dass für jedes Energielevel(für einen gegebenen Wert der Hauptquantenzahl n) wird aufgeteilt in Unterebenen. Die Energie eines Elektrons hängt nicht nur von ab n, sondern auch von der Bahnquantenzahl l. Es nimmt mit zu s-, p-, d-, f-Orbitale (Abb. 7).
Reis. 7
Bei hohen Energieniveaus sind die Unterschiede in den Unterniveauenergien groß genug, dass beispielsweise ein Niveau ein anderes durchdringen kann
6s d4 f p.
Die Besetzung von Atomorbitalen für ein Mehrelektronenatom im Grundzustand (dh im energetisch günstigsten) Zustand erfolgt nach bestimmten Regeln.
Das Prinzip der minimalen Energie
Prinzip minimale Energie bestimmt die Reihenfolge, in der Atomorbitale mit unterschiedlichen Energien besetzt sind. Nach dem Prinzip der minimalen Energie besetzen Elektronen zuerst die Bahnen mit der niedrigsten Energie. Die Energie der Unterebenen wächst in der Reihe:
1s s p s p s d p s d p s f5 d ps f6 d...
Das Wasserstoffatom hat ein Elektron, das sich in jedem Orbital befinden kann. Im Grundzustand sollte es jedoch 1 besetzen s Orbital mit der niedrigsten Energie.
Im Kaliumatom kann das letzte neunzehnte Elektron entweder 3 besetzen d- oder 4 s-orbital. Nach dem Prinzip der minimalen Energie nimmt ein Elektron 4 ein s-orbital, was experimentell bestätigt wird.
Zu beachten ist die Unbestimmtheit der Notation 4 f 5d und 5 f 6d. Es stellte sich heraus, dass einige Elemente eine niedrigere Energie haben 4 f-Unterebene, während andere 5 haben d-Unterebene. Das gleiche gilt für 5 f- und 6 d-Unterebenen.
Genauer gesagt wird die relative Anordnung der Unterebenen nicht so sehr durch ihre größere oder geringere Energie als durch die Forderung nach einem Minimum der Gesamtenergie des Atoms bestimmt.
Die Verteilung der Elektronen in Atomorbitalen erfolgt ausgehend vom Orbital mit der niedrigsten Energie (Prinzip der minimalen Energie), diese. Das Elektron tritt in das nächste Orbital zum Kern ein. Das bedeutet, dass zunächst diejenigen Unterebenen mit Elektronen gefüllt werden, für die die Summe der Werte der Quantenzahlen ( n+l) war minimal. Somit ist die Energie eines Elektrons auf der 4s-Unterebene geringer als die Energie eines Elektrons, das sich auf der 3d-Unterebene befindet. Folglich erfolgt das Auffüllen von Unterebenen mit Elektronen in der folgenden Reihenfolge: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Basierend auf dieser Anforderung wird die minimale Energie für die meisten Atome erreicht, wenn ihre Unterebenen in der oben gezeigten Reihenfolge gefüllt werden. Es gibt aber Ausnahmen, die Sie in den Tabellen "Elektronische Konfigurationen der Elemente" finden, aber diese Ausnahmen müssen bei der Betrachtung der chemischen Eigenschaften der Elemente selten berücksichtigt werden.
Atom Chrom hat eine elektronische Konfiguration, nicht 4s 2 3d 4 , sondern 4s 1 3d 5 . Dies ist ein Beispiel dafür, wie sich die Stabilisierung von Zuständen mit parallelen Elektronenspins gegenüber dem unbedeutenden Unterschied in den Energiezuständen der 3d- und 4s-Unterniveaus durchsetzt (Hundsche Regeln), d. h. die energetisch günstigen Zustände für das d-Unterniveau sind d5 und d10. Energiediagramme der Untervalenzniveaus von Chrom- und Kupferatomen sind in Abb. 2.1.1 dargestellt.
Ein ähnlicher Übergang eines Elektrons von der s-Unterebene zur d-Unterebene findet in 8 weiteren Elementen statt: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Beim Atom Pd es gibt einen Übergang von zwei s-Elektronen auf die d-Unterebene: Pd 5s 0 4d 10 .
Abb.2.1.1. Energiediagramme der Untervalenzniveaus von Chrom- und Kupferatomen
Regeln zum Füllen von Elektronenschalen:
1. Finde zuerst heraus, wie viele Elektronen das Atom des uns interessierenden Elements enthält. Dazu reicht es aus, die Ladung seines Kerns zu kennen, die immer gleich der Ordnungszahl des Elements im Periodensystem von D. I. Mendeleev ist. Die Seriennummer (die Anzahl der Protonen im Kern) ist genau gleich der Anzahl der Elektronen im gesamten Atom.
2. Füllen Sie die Orbitale, beginnend mit dem 1s-Orbital, nacheinander mit den verfügbaren Elektronen unter Berücksichtigung des Prinzips der minimalen Energie. In diesem Fall ist es unmöglich, mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzt gerichtetem Spin auf jedem Orbital zu platzieren (Pauli-Regel).
3. Wir schreiben die elektronische Formel des Elements auf.
Ein Atom ist ein komplexes, dynamisch stabiles Mikrosystem aus wechselwirkenden Teilchen: Protonen p +, Neutronen n 0 und Elektronen e -.
Abb.2.1.2. Auffüllen von Energieniveaus mit Elektronen des Elements Phosphor
Die elektronische Struktur des Wasserstoffatoms (z=1) lässt sich wie folgt darstellen:
+1 H 1s 1 , n = 1 , wobei die Quantenzelle (Atomorbital) als Linie oder Quadrat und Elektronen als Pfeile bezeichnet werden.
Jedes Atom des nachfolgenden chemischen Elements im Periodensystem ist ein Mehrelektronenatom.
Das Lithiumatom hat wie das Wasserstoff- und Heliumatom die elektronische Struktur eines s-Elements, weil das letzte Elektron des Lithiumatoms „setzt“ sich auf die s-Unterebene:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Das erste Elektron im p-Zustand erscheint im Boratom:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Das Schreiben einer elektronischen Formel lässt sich anhand eines konkreten Beispiels leichter demonstrieren. Angenommen, wir müssen die elektronische Formel eines Elements mit der Seriennummer 7 herausfinden. Ein Atom eines solchen Elements sollte 7 Elektronen haben. Lassen Sie uns die Orbitale mit sieben Elektronen füllen, beginnend mit dem unteren 1s-Orbital.
Also werden 2 Elektronen in 1s-Orbitale platziert, 2 weitere Elektronen in 2s-Orbitale und die verbleibenden 3 Elektronen können in drei 2p-Orbitale platziert werden.
Die elektronische Formel des Elements mit der laufenden Nummer 7 (das ist das Element Stickstoff, das das Symbol „N“ hat) sieht so aus:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Betrachten Sie die Wirkung der Hundschen Regel am Beispiel eines Stickstoffatoms: N 1s 2 2s 2 2p 3. Auf der 2. elektronischen Ebene gibt es drei identische p-Orbitale: 2px, 2py, 2pz. Elektronen werden sie bevölkern, so dass jedes dieser p-Orbitale ein Elektron haben wird. Dies erklärt sich dadurch, dass sich Elektronen in benachbarten Zellen weniger abstoßen als gleichgeladene Teilchen. Die von uns erhaltene Elektronenformel von Stickstoff enthält sehr wichtige Informationen: Das 2. (äußere) Elektronenniveau von Stickstoff ist nicht vollständig mit Elektronen gefüllt (es hat 2 + 3 = 5 Valenzelektronen) und es fehlen drei Elektronen, bis es vollständig gefüllt ist.
Die äußere Ebene eines Atoms ist die Ebene, die am weitesten vom Kern entfernt ist, der Valenzelektronen enthält. Es ist diese Hülle, die in Kontakt kommt, wenn sie bei chemischen Reaktionen mit den äußeren Ebenen anderer Atome kollidiert. Bei der Wechselwirkung mit anderen Atomen kann Stickstoff 3 zusätzliche Elektronen auf seiner äußeren Ebene aufnehmen. In diesem Fall erhält das Stickstoffatom eine abgeschlossene, dh am stärksten gefüllte externe elektronische Ebene, auf der sich 8 Elektronen befinden.
Eine abgeschlossene Ebene ist energetisch vorteilhafter als eine unvollständige, daher sollte das Stickstoffatom leicht mit jedem anderen Atom reagieren, das ihm 3 zusätzliche Elektronen geben kann, um seine äußere Ebene zu vervollständigen.
Abb.2.1.3. Füllen der Energieniveaus von s-, p-, d- und f-Elementen mit Elektronen
Energie-Unterebenen
Gemäß den Grenzen der Änderungen der Bahnquantenzahl von 0 bis (n-1) ist in jedem Energieniveau eine streng begrenzte Anzahl von Unterniveaus möglich, nämlich: Die Anzahl der Unterniveaus ist gleich der Niveauzahl:
Die Kombination der Haupt- (n) und Orbital- (l) Quantenzahlen charakterisiert die Energie eines Elektrons vollständig. Die Energiereserve eines Elektrons spiegelt sich in der Summe (n+l) wider.
So haben zum Beispiel die Elektronen der 3d-Unterebene eine höhere Energie als die Elektronen der 4s-Unterebene:
Die Reihenfolge, in der Ebenen und Unterebenen in einem Atom mit Elektronen gefüllt sind, wird durch bestimmt Regel V.M. Klechkovsky: das Auffüllen der elektronischen Niveaus des Atoms erfolgt sequentiell in der Reihenfolge aufsteigender Summe (n + 1).
Dementsprechend wird die reale Energieskala von Unterebenen bestimmt, nach der die Elektronenhüllen aller Atome aufgebaut sind:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
3. Magnetische Quantenzahl (ml) charakterisiert die Richtung der Elektronenwolke (Orbital) im Raum.
Je komplexer die Form der Elektronenwolke ist (d.h. je höher der Wert von l), desto mehr Variationen in der Orientierung dieser Wolke im Raum und desto mehr individuelle Energiezustände des Elektrons existieren, gekennzeichnet durch einen bestimmten Wert des Magneten Quantenzahl.
Mathematisch m l nimmt ganzzahlige Werte von -1 bis +1, einschließlich 0, d.h. Gesamt (21 + 1) Werte.
Bezeichnen wir jedes einzelne Atomorbital im Raum als Energiezelle ð, dann ist die Anzahl solcher Zellen in Unterebenen:
| Unterebene | Mögliche Werte m l | Die Anzahl der einzelnen Energiezustände (Orbitale, Zellen) in der Unterebene | |
| s (l=0) | eines | ||
| p (l=1) | -1, 0, +1 | drei | |
| d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | fünf |  |
| f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | Sieben |  |
Beispielsweise ist ein sphärisches s-Orbital eindeutig im Raum ausgerichtet. Hantelförmige Orbitale jeder p-Unterebene sind entlang dreier Koordinatenachsen orientiert
4. Spinquantenzahl m s charakterisiert die eigene Drehung des Elektrons um seine Achse und nimmt nur zwei Werte an: + 1 / 2 und - 1 / 2, je nach Drehrichtung in die eine oder andere Richtung. Nach dem Pauli-Prinzip dürfen sich nicht mehr als 2 Elektronen in einem Orbital mit entgegengesetzt gerichteten (antiparallelen) Elektronen befinden.
p- Sublevel-Spins: .
Solche Elektronen werden gepaart genannt, ein ungepaartes Elektron wird schematisch durch einen einzelnen Pfeil dargestellt: .
Wenn wir die Kapazität eines Orbitals (2 Elektronen) und die Anzahl der Energiezustände in der Unterebene (m s) kennen, können wir die Anzahl der Elektronen in den Unterebenen bestimmen:
Sie können das Ergebnis auch anders schreiben: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Diese Zahlen muss man sich für das korrekte Schreiben der elektronischen Formeln des Atoms gut merken.
Vier Quantenzahlen – n, l, ml, m s – bestimmen also vollständig den Zustand jedes Elektrons in einem Atom. Alle Elektronen in einem Atom mit demselben Wert von n bilden ein Energieniveau mit denselben Werten von n und l - ein Energieunterniveau mit denselben Werten von n, l und m l- ein separates Atomorbital (Quantenzelle). Elektronen im selben Orbital haben unterschiedliche Spins.
Unter Berücksichtigung der Werte aller vier Quantenzahlen bestimmen wir die maximale Anzahl von Elektronen in den Energieniveaus (Elektronenschichten):
Viele Elektronen (18.32) sind nur in den tiefliegenden Elektronenschichten der Atome enthalten, die äußere Elektronenschicht kann 1 (für Wasserstoff und Alkalimetalle) bis 8 Elektronen (Edelgase) enthalten.
Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass das Füllen von Elektronenschalen mit Elektronen gemäß erfolgt Prinzip der geringsten Energie: Die Unterebenen mit dem niedrigsten Energiewert werden zuerst gefüllt, dann die mit höheren Werten. Diese Sequenz entspricht der Energieskala von V.M. Klechkovsky.
Die elektronische Struktur eines Atoms wird durch elektronische Formeln dargestellt, die Energieniveaus, Unterniveaus und die Anzahl der Elektronen in Unterniveaus angeben.
Beispielsweise hat das Wasserstoffatom 1 H nur 1 Elektron, das sich in der ersten Schicht vom Kern auf der s-Unterebene befindet; die elektronische Formel des Wasserstoffatoms ist 1s 1.
Das Lithiumatom 3 Li hat nur 3 Elektronen, von denen sich 2 in der s-Unterebene der ersten Schicht befinden und 1 in der zweiten Schicht platziert ist, die ebenfalls mit der s-Unterebene beginnt. Die elektronische Formel des Lithiumatoms lautet 1s 2 2s 1.
Das Phosphoratom 15 P hat 15 Elektronen, die sich in drei Elektronenschichten befinden. Denken wir daran, dass die s-Unterebene nicht mehr als 2 Elektronen und die p-Unterebene nicht mehr als 6 enthält, ordnen wir nach und nach alle Elektronen in Unterebenen ein und erstellen die elektronische Formel des Phosphoratoms: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
Bei der Erstellung der elektronischen Formel des Manganatoms 25 Mn muss die Reihenfolge der zunehmenden Unterniveauenergie berücksichtigt werden: 1s2s2p3s3p4s3d…
Wir verteilen nach und nach alle 25 Mn-Elektronen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Die endgültige elektronische Formel des Manganatoms (unter Berücksichtigung des Abstands der Elektronen vom Kern) sieht folgendermaßen aus:
| 1s2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Die elektronische Formel von Mangan entspricht vollständig seiner Position im Periodensystem: Die Anzahl der elektronischen Schichten (Energieniveaus) - 4 ist gleich der Nummer der Periode; in der äußeren Schicht befinden sich 2 Elektronen, die vorletzte Schicht ist nicht abgeschlossen, was typisch für Metalle sekundärer Nebengruppen ist; Die Gesamtzahl der beweglichen Valenzelektronen (3d 5 4s 2) - 7 ist gleich der Gruppennummer.
Je nachdem, welche der Energieunterebenen im Atom -s-, p-, d- oder f- zuletzt aufgebaut wird, werden alle chemischen Elemente in elektronische Familien eingeteilt: s-Elemente(H, He, Alkalimetalle, Metalle der Hauptnebengruppe der 2. Gruppe des Periodensystems); p-Elemente(Elemente der Hauptuntergruppen 3, 4, 5, 6, 7, 8. Gruppen des Periodensystems); d-Elemente(alle Metalle sekundärer Nebengruppen); f-Elemente(Lanthaniden und Aktiniden).
Die elektronischen Strukturen von Atomen sind eine tiefe theoretische Fundierung des Aufbaus des Periodensystems, die Länge der Perioden (d.h. die Anzahl der Elemente in den Perioden) folgt direkt aus der Kapazität der elektronischen Schichten und der Folge zunehmender Energie der Unterebenen:
Jede Periode beginnt mit einem s-Element mit einer äußeren Schichtstruktur von s 1 (Alkalimetall) und endet mit einem p-Element mit einer äußeren Schichtstruktur von …s 2 p 6 (Edelgas). Die 1. Periode enthält nur zwei s-Elemente (H und He), die 2. und 3. kleine Periode enthalten jeweils zwei s-Elemente und sechs p-Elemente. In der 4. und 5. großen Periode zwischen den s- und p-Elementen sind jeweils 10 d-Elemente „eingekeilt“ – Übergangsmetalle, Nebengruppen zugeordnet. In den Perioden VI und VII werden der analogen Struktur 14 weitere f-Elemente hinzugefügt, die ähnliche Eigenschaften wie Lanthan bzw. Actinium haben, und als Untergruppen von Lanthaniden und Actiniden isoliert.
Achten Sie beim Studium der elektronischen Strukturen von Atomen auf deren grafische Darstellung, zum Beispiel:
13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
N=2 1s 2s 2p 3s 3p
beide Versionen des Bildes werden verwendet: a) und b):
Für die richtige Anordnung von Elektronen in Orbitalen ist es notwendig zu wissen Gunds Regel: die Elektronen in der Unterebene sind so angeordnet, dass ihr Gesamtspin maximal ist. Mit anderen Worten, die Elektronen besetzen zunächst nacheinander alle freien Zellen der gegebenen Unterebene.
Wenn es beispielsweise notwendig ist, drei p-Elektronen (p 3) in einer p-Unterebene zu platzieren, die immer drei Orbitale hat, dann entspricht die erste der beiden möglichen Optionen der Hundschen Regel:
Betrachten Sie als Beispiel die grafische elektronische Schaltung eines Kohlenstoffatoms:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2
Die Anzahl der ungepaarten Elektronen in einem Atom ist eine sehr wichtige Eigenschaft. Nach der Theorie der kovalenten Bindung können nur ungepaarte Elektronen chemische Bindungen eingehen und die Wertigkeitsfähigkeit eines Atoms bestimmen.
Wenn es in der Unterebene freie Energiezustände (unbesetzte Orbitale) gibt, „dämpft“ das Atom bei Anregung die gepaarten Elektronen und seine Valenzfähigkeiten steigen:
6 C 1s 2 2s 2 2p 3
Kohlenstoff ist im Normalzustand 2-wertig, im angeregten Zustand 4-wertig. Das Fluoratom hat keine Anregungsmöglichkeiten (weil alle Orbitale der äußeren Elektronenschicht besetzt sind), daher ist Fluor in seinen Verbindungen einwertig.
Beispiel 1 Was sind Quantenzahlen? Welche Werte können sie annehmen?
Lösung. Die Bewegung eines Elektrons in einem Atom hat probabilistischen Charakter. Der Raum um den Kern, in dem sich ein Elektron mit der höchsten Wahrscheinlichkeit (0,9-0,95) aufhalten kann, wird als Atomorbital (AO) bezeichnet. Ein Atomorbital ist wie jede geometrische Figur durch drei Parameter (Koordinaten) gekennzeichnet, die Quantenzahlen (n, l, m) genannt werden l). Quantenzahlen nehmen keine, sondern bestimmte, diskrete (diskontinuierliche) Werte an. Nachbarwerte von Quantenzahlen unterscheiden sich um eins. Quantenzahlen bestimmen die Größe (n), Form (l) und Orientierung (m l) eines Atomorbitals im Raum. Ein Elektron, das das eine oder andere Atomorbital einnimmt, bildet eine Elektronenwolke, die für Elektronen desselben Atoms eine andere Form haben kann (Abb. 1). Die Formen von Elektronenwolken ähneln AO. Sie werden auch Elektronen- oder Atomorbitale genannt. Die Elektronenwolke wird durch vier Zahlen (n, l, m 1 und m 5) charakterisiert.
