Die Verteilung ist durch folgende Regeln gekennzeichnet:

das Pauli-Prinzip;

Gunds Regel;

das Prinzip der kleinsten Energie und die Klechkovsky-Regel.

Von Pauli-Prinzip Ein Atom kann nicht zwei oder mehr Elektronen mit demselben Wert aller vier Quantenzahlen haben. Basierend auf dem Pauli-Prinzip können Sie die maximale Kapazität jeder Energiestufe und Unterstufe einstellen.

	Unterebene, ℓ	Bezeichnung der Unterebene	Magnetische Quantenzahl, m	Spinquantenzahl,s
			3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Auf diese Weise, maximale Anzahl von Elektronen pro:

s -Unterebene - 2,

p - Unterstufe - 6,

d -Unterebene - 10,

f -Unterstufe - 14.

Innerhalb des Quantenniveaus n kann ein Elektron die Werte von 2n 2 verschiedenen Zuständen annehmen, was empirisch mittels Spektralanalyse festgestellt wurde.

Gunds Regel : In jeder Unterebene neigen Elektronen dazu, die maximale Anzahl freier Energiezellen zu besetzen, so dass der Gesamtspin den größten Wert hat.

Zum Beispiel:

richtig falsch falsch

3r 3:

s = +1/2+1/2+1/2=1,5 s =-1/2+1/2+1/2=0,5 s = -1/2+1/2-1/2 =-0,5

Das Prinzip der geringsten Energie und die Klechkovsky-Regel: Elektronen bevölkern hauptsächlich Quantenorbitale mit minimaler Energie. Da die Energiereserve in einem Atom durch den Betrag der Summe aus Haupt- und Orbitalquantenzahl (n + ℓ) bestimmt wird, besetzen die Elektronen zuerst die Orbitale, für die die Summe (n + ℓ) am kleinsten ist.

Zum Beispiel: Die Summe (n + ℓ) für die 3d-Unterebene ist n = 3, l = 2, also (n + ℓ) = 5; für die 4s-Unterebene: n = 4, ℓ = 0, also (n + ℓ ) = 4. In diesem Fall wird zuerst die 4s-Unterebene gefüllt und erst dann die 3d-Unterebene.

Wenn die Gesamtenergiewerte gleich sind, wird die Ebene, die näher am Kern liegt, besiedelt.

Zum Beispiel: für 3d: n=3, ℓ=2 , (n + l) = 5 ;

für 4p: n = 4, ℓ = 1, (n + ℓ) = 5.

Da n = 3 < n = 4, 3d wird früher als 4 p mit Elektronen besetzt.

Auf diese Weise, die Reihenfolge der Füllstände und Unterebenen mit Elektronen in Atomen:

1 s 2 <2 s 2 <2 p 6 <3 s 2 <3 p 6 <4 s 2 <3 d 10 <4 p 6 <5 s 2 <4 d 10 <5 p 6 <6 s 2 <5 d 10 ≈ 4 f 14 <6 p 6 <7s 2 …..

Elektronische Formeln

Eine elektronische Formel ist eine grafische Darstellung der Verteilung von Elektronen über Ebenen und Unterebenen in einem Atom. Es gibt zwei Arten von Formeln:

Beim Schreiben werden nur zwei Quantenzahlen verwendet: n und ℓ. Die Hauptquantenzahl wird durch eine Zahl vor der Buchstabenbezeichnung der Unterebene angegeben. Die Bahnquantenzahl wird durch die Buchstaben s, p, d oder f angegeben. Die Anzahl der Elektronen wird durch eine Zahl als Exponent angegeben.

Zum Beispiel: +1 H: 1s 1 ; +4 Be: 1s 2 2s 2 ;

2 Er: 1s 2 ; +10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 ;

3 Li: 1s 2 2s 1 ; +14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

Das heißt, die Reihenfolge

1 s 2 <2 s 2 <2 p 6 <3 s 2 <3 p 6 <4 s 2 <3 d 10 <4 p 6 <5 s 2 <4 d 10 <5 p 6 <6 s 2 <5 d 10 ≈ 4 f 14 <6 p 6 <7s 2 …..

grafische elektronische Formel - alle 4 Quantenzahlen werden verwendet - das ist die Verteilung von Elektronen in Quantenzellen. Die Hauptquantenzahl ist links dargestellt, das Orbital - unten mit einem Buchstaben, das Magnetische - die Anzahl der Zellen, der Spin - die Richtung der Pfeile.

Zum Beispiel:

8 O:…2s 2 2p 4

Die grafische Formel wird verwendet, um nur Valenzelektronen zu schreiben.

Betrachten Sie die Zusammenstellung elektronischer Formeln für Elemente nach Perioden.

Die I-Periode enthält 2 Elemente, wobei das I-Quantenniveau und das s-Unterniveau vollständig mit Elektronen besetzt sind (die maximale Anzahl von Elektronen pro Unterniveau beträgt 2):

2 Er: n=1 1s 2

Elemente, bei denen die S-Unterebene zuletzt gefüllt ist, werden zugeordnet s -Familie und Ruf an s -Elemente .

Die Elemente der II. Periode füllen das II. Quantenniveau, die s- und p-Unterniveaus (die maximale Anzahl von Elektronen im p-Unterniveau beträgt 8).

3 Li: 1s 2 2s 1 ; 4 Sei: 1s 2 2s 2 ;

5 B: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6

Elemente, bei denen die p-Unterebene zuletzt gefüllt ist, werden zugeordnet p-Familie und Ruf an p-Elemente .

Die Elemente der III-Periode beginnen, das III-Quantenniveau zu bilden. Na und Mg bevölkern die 3s-Unterebene mit Elektronen. Für Elemente von 13 Al bis 18 Ar ist die 3p-Unterebene besetzt; Die 3d-Unterebene bleibt leer, da sie ein höheres Energieniveau als die 4s-Unterebene hat und für die Elemente der Periode III nicht gefüllt ist.

Die 3d-Unterebene beginnt bei den Elementen der IV-Periode und 4d - bei den Elementen der V-Periode (gemäß der Reihenfolge) gefüllt zu werden:

19 K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

21 Sc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 25 Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ;

33 Als: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p3; 43 Tc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p6 5 Sek 2 4d 5

Elemente, in denen die d-Unterebene zuletzt gefüllt ist, werden zugeordnet d -Familie und Ruf an d -Elemente .

4f wird erst nach dem 57. Element der VI-Periode ausgefüllt:

57 La: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 ;

58 Ce: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 4f 1 ;

Die Besetzung des V-Quantenniveaus mit Elektronen verläuft ähnlich wie in Periode IV. Somit wird die zuvor gezeigte Reihenfolge der Besetzung von Ebenen und Unterebenen durch Elektronen beobachtet:

6s 2 5d 10 4f 14 6p 6

die Besetzung eines neuen Quantenniveaus durch Elektronen beginnt immer auf dem s-Unterniveau. Für Elemente einer bestimmten Periode sind nur die s- und p-Unterniveaus des äußeren Quantenniveaus mit Elektronen besetzt;

die Besetzung der d-Subebene wird um Periode I verzögert; 3d-Unterebene wird für Elemente der Periode IV ausgefüllt, 4d-Unterebene für Elemente der Periode V usw.;

die Elektronenbesetzung f des Unterniveaus wird um 2 Perioden verzögert; Die 4f-Unterebene wird von Elementen der Periode VI bevölkert, die 5f-Unterebene wird von Elementen der Periode VII bevölkert und so weiter.

Periodensystem der Elemente von Mendelejew.

Periodensystem der chemischen Elemente (Periodensystem) - Klassifizierung chemischer Elemente, die die Abhängigkeit verschiedener Eigenschaften von Elementen von der Ladung des Atomkerns feststellt.

Gruppen

Eine Gruppe oder Familie ist eine der Spalten im Periodensystem. Gruppen sind in der Regel durch ausgeprägtere periodische Trends gekennzeichnet als Perioden oder Blöcke.

In Übereinstimmung mit dem internationalen Benennungssystem werden Gruppen Nummern von 1 bis 18 in der Richtung von links nach rechts zugewiesen - von Alkalimetallen bis zu Edelgasen.

Perioden

Periode - eine Zeile im Periodensystem. Innerhalb einer Periode zeigen die Elemente bestimmte Muster in allen drei oben genannten Aspekten (Atomradius, Ionisationsenergie und Elektronegativität) sowie in der Energie der Elektronenaffinität.

Blöcke

Angesichts der Bedeutung der äußeren Elektronenhülle eines Atoms werden verschiedene Bereiche des Periodensystems manchmal als Blöcke bezeichnet, die danach benannt werden, in welcher Hülle sich das letzte Elektron befindet. Der S-Block umfasst die ersten beiden Gruppen, dh die Alkali- und Erdalkalimetalle sowie Wasserstoff und Helium; Der p-Block besteht aus den letzten sechs Gruppen (13 bis 18 nach dem IUPAC-Namensstandard oder IIIA bis VIIIA nach dem amerikanischen System) und umfasst unter anderem alle Halbmetalle. D-Block - das sind Gruppen von 3 bis 12 (IUPAC), sie sind auch von IIIB bis IIB im amerikanischen Stil, die alle Übergangsmetalle umfassen. Der F-Block, der normalerweise aus der Tabelle genommen wird, besteht aus Lanthaniden und Aktiniden.

Das Periodensystem von D. I. Mendeleev ist zu einem wichtigen Meilenstein in der Entwicklung der Atom- und Molekularwissenschaft geworden. Dank ihr wurde ein modernes Konzept eines chemischen Elements gebildet, Vorstellungen über einfache Substanzen und Verbindungen wurden geklärt.

Zusammensetzung und Eigenschaften des Atomkerns.

Atomkern- der zentrale Teil des Atoms, in dem seine Hauptmasse konzentriert ist (mehr als 99,9%). Der Kern ist positiv geladen, die Ladung des Kerns bestimmt das chemische Element, dem das Atom zugeordnet ist.

Der Atomkern besteht aus Nukleonen – positiv geladenen Protonen und neutralen Neutronen, die durch eine starke Wechselwirkung miteinander verbunden sind.

Der Atomkern, betrachtet als eine Klasse von Teilchen mit einer bestimmten Anzahl von Protonen und Neutronen, wird allgemein als bezeichnet Nuklid.

Die Anzahl der Protonen im Kern wird als Ladungszahl bezeichnet - diese Zahl entspricht der Ordnungszahl des Elements, zu dem das Atom gehört, in der Tabelle (Periodensystem der Elemente) von Mendelejew. Die Anzahl der Protonen im Atomkern bestimmt die Struktur der Elektronenhülle eines neutralen Atoms und damit die chemischen Eigenschaften des entsprechenden Elements. Die Anzahl der Neutronen in einem Kern wird als seine bezeichnet Isotopenzahl. Kerne mit gleicher Protonenzahl und unterschiedlicher Neutronenzahl nennt man Isotope. Kerne mit gleicher Neutronenzahl, aber unterschiedlicher Protonenzahl nennt man Isotone.

Die Gesamtzahl der Nukleonen in einem Kern wird als Massenzahl () bezeichnet und entspricht ungefähr der durchschnittlichen Masse eines Atoms, die im Periodensystem angegeben ist. Nuklide mit gleicher Massenzahl, aber unterschiedlicher Proton-Neutron-Zusammensetzung werden Isobaren genannt.

Gewicht

Aufgrund der unterschiedlichen Anzahl von Neutronen haben die Isotope eines Elements unterschiedliche Massen, was eine wichtige Eigenschaft des Atomkerns ist. In der Kernphysik wird die Masse von Kernen üblicherweise in atomaren Masseneinheiten ( a. Essen.), zum einen a. e. m. nehmen 1/12 der Masse des Nuklids 12 C [sn 2] . Es sollte beachtet werden, dass die Standardmasse, die normalerweise für ein Nuklid angegeben wird, die Masse eines neutralen Atoms ist. Um die Masse des Kerns zu bestimmen, muss die Summe der Massen aller Elektronen von der Masse des Atoms abgezogen werden (ein genauerer Wert wird erhalten, wenn wir auch die Bindungsenergie der Elektronen mit dem Kern berücksichtigen). .

Darüber hinaus wird in der Kernphysik häufig das Energieäquivalent der Masse verwendet. Nach der Einstein-Beziehung entspricht jeder Massenwert der Gesamtenergie:

Wo ist die lichtgeschwindigkeit im vakuum.

Das Verhältnis zwischen a. em und sein Energieäquivalent in Joule:

und da 1 Elektronenvolt \u003d 1,602176 10 −19 J, dann das Energieäquivalent von a. e. m. zu MeV ist gleich

Radius

Eine Analyse des Zerfalls schwerer Kerne verfeinerte Rutherfords Schätzung [SN 3] und setzte den Radius des Kerns mit der Massenzahl durch eine einfache Beziehung in Beziehung:

wo ist eine Konstante.

Da der Radius des Kerns kein rein geometrisches Merkmal ist und in erster Linie mit dem Wirkungsradius von Kernkräften zusammenhängt, hängt der Wert von dem Prozess ab, bei dessen Analyse der Wert erhalten wurde, der Mittelwert von m, also der Radius des Kerns in Metern

Aufladen

Die Anzahl der Protonen im Kern bestimmt direkt seine elektrische Ladung, Isotope haben die gleiche Anzahl an Protonen, aber eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen. .

Die Ladungen von Atomkernen wurden erstmals 1913 von Henry Moseley bestimmt. Der Wissenschaftler interpretierte seine experimentellen Beobachtungen durch die Abhängigkeit der Röntgenwellenlänge von einer bestimmten Konstante , die sich von Element zu Element um eins ändert und für Wasserstoff gleich eins ist:

, wo

Und - dauerhaft.

Bindungsenergie der Kerne.

Die Bindungsenergie des Kerns ist gleich der minimalen Energie, die für die vollständige Aufspaltung des Kerns in einzelne Teilchen aufgewendet werden muss. Aus dem Energieerhaltungssatz folgt, dass die Bindungsenergie gleich der Energie ist, die bei der Bildung eines Kerns aus einzelnen Teilchen freigesetzt wird.

Die Bindungsenergie jedes Kerns kann durch genaues Messen seiner Masse bestimmt werden. Gegenwärtig haben Physiker gelernt, die Massen von Teilchen – Elektronen, Protonen, Neutronen, Kernen usw. – mit sehr hoher Genauigkeit zu messen. Das zeigen diese Messungen die Masse eines beliebigen Kerns M i ist immer kleiner als die Summe der Massen seiner Bestandteile Protonen und Neutronen:

Diese Energie wird bei der Kernbildung in Form von Strahlung von γ-Quanten freigesetzt.

Nukleare Kräfte.

nukleare Kräfte sind kurzreichweitig Kräfte. Sie erscheinen nur bei sehr geringen Abständen zwischen Nukleonen im Kern in der Größenordnung von 10–15 m. Die Länge wird mit (1,5–2,2) 10–15 m bezeichnet Reichweite der Nuklearstreitkräfte.

Atomkräfte entdecken Gebührenunabhängigkeit : Die Anziehungskraft zwischen zwei Nukleonen ist unabhängig vom Ladungszustand der Nukleonen - Proton oder Neutron - gleich. Die Ladungsunabhängigkeit der Kernkräfte zeigt sich aus einem Vergleich der Bindungsenergien Spiegelkerne . Wie heißen die Kerne?,in denen die Gesamtzahl der Nukleonen gleich ist,aber die Anzahl der Protonen in einem ist gleich der Anzahl der Neutronen im anderen.

Atomstreitkräfte haben Sättigungseigenschaft , was sich darin manifestiert, dass ein Nukleon in einem Kern nur mit einer begrenzten Anzahl benachbarter Nukleonen, die ihm am nächsten sind, wechselwirkt. Deshalb gibt es eine lineare Abhängigkeit der Bindungsenergien von Kernen von ihren Massenzahlen EIN. Im α-Teilchen, das eine sehr stabile Formation ist, wird eine nahezu vollständige Sättigung der Kernkräfte erreicht.

Nukleare Kräfte hängen ab Spin-Orientierungen wechselwirkende Nukleonen. Dies wird durch den unterschiedlichen Charakter der Neutronenstreuung an ortho- und para-Wasserstoffmolekülen bestätigt. Im Orthowasserstoffmolekül sind die Spins beider Protonen parallel zueinander, während sie im Parawasserstoffmolekül antiparallel sind. Experimente haben gezeigt, dass die Streuung von Neutronen durch Parawasserstoff 30-mal größer ist als die Streuung durch Orthowasserstoff. Nukleare Kräfte sind nicht zentral.

Also lasst uns auflisten allgemeine Eigenschaften von Kernkräften :

kurze Reichweite nuklearer Kräfte ( R~ 1 fm);

großes nukleares Potenzial U~ 50 MeV;

· Abhängigkeit der Kernkräfte vom Spin wechselwirkender Teilchen;

· Tensorcharakter der Wechselwirkung von Nukleonen;

· Kernkräfte hängen von der gegenseitigen Orientierung der Spin- und Bahnmomente des Nukleons ab (Spin-Bahn-Kräfte);

Kernwechselwirkung hat die Eigenschaft der Sättigung;

Ladungsunabhängigkeit der Nuklearstreitkräfte;

Austauschcharakter der nuklearen Wechselwirkung;

Anziehung zwischen Nukleonen in großen Abständen ( r> 1 fm), wird durch Abstoßung bei kleinen ( r < 0,5 Фм).

Da die Kerne reagierender Atome bei chemischen Reaktionen unverändert bleiben, hängen die chemischen Eigenschaften von Atomen in erster Linie von der Struktur der Elektronenhüllen von Atomen ab. Daher werden wir uns ausführlicher mit der Verteilung von Elektronen in einem Atom befassen und hauptsächlich mit denen, die die chemischen Eigenschaften von Atomen (den sogenannten Valenzelektronen) und folglich mit der Periodizität der Eigenschaften von Atomen und ihren bestimmen Verbindungen. Wir wissen bereits, dass der Zustand von Elektronen durch eine Menge von vier Quantenzahlen beschrieben werden kann, aber um die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen zu erklären, müssen Sie die folgenden drei Hauptbestimmungen kennen: 1) das Pauli-Prinzip, 2) das Prinzip der geringsten Energie und 3) traf Hund. Pauli-Prinzip. 1925 stellte der Schweizer Physiker W. Pauli eine Regel auf, die später Pauli-Prinzip (oder Pauli-Ausschluss) genannt wurde: Es kann zwei Elektronen im Atom geben, die die gleichen Eigenschaften haben. Mit dem Wissen, dass die Eigenschaften von Elektronen durch Quantenzahlen charakterisiert werden, lässt sich das Pauli-Prinzip auch so formulieren: Es kann nicht zwei Elektronen in einem Atom geben, bei denen alle vier Quantenzahlen gleich wären. Mindestens eine der Quantenzahlen l, /, mt oder m3 muss sich zwangsläufig unterscheiden. Also, Elektronen mit dem gleichen Quantum - Im Folgenden einigen wir uns darauf, Elektronen mit den Werten s = + lj2> grafisch mit dem Pfeil T und solche mit den Werten J- ~ lj2 - mit dem Pfeil Zwei Elektronen zu bezeichnen mit gleichen Spins werden oft als Elektronen mit parallelen Spins bezeichnet und mit ft (oder C) bezeichnet. Zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin heißen Elektronen mit aptiparallelem Spin und werden mit | bezeichnet Die J-ten Zahlen l, I und mt müssen sich zwangsläufig in Spins unterscheiden. Daher kann es in einem Atom nur zwei Elektronen mit gleichem n, / und m geben, eines mit m = -1/2, das andere mit m = + 1/2. Sind dagegen die Spins zweier Elektronen gleich, muss sich eine der Quantenzahlen unterscheiden: n, / oder mh n= 1. Dann können /=0, mt-0 und t einen beliebigen Wert haben: +1/ 2 oder -1/2. Wir sehen, dass es bei n - 1 nur zwei solcher Elektronen geben kann. Im allgemeinen Fall unterscheiden sich Elektronen für jeden gegebenen Wert von n hauptsächlich in der Seitenquantenzahl /, die Werte von 0 bis n-1 annimmt. Bei gegebenem li/ kann es (2/+1) Elektronen mit unterschiedlichen Werten der magnetischen Quantenzahl m geben. Diese Zahl muss verdoppelt werden, da die angegebenen Werte von l, / und m( zwei verschiedenen Werten der Spinprojektion mx entsprechen. Folglich wird die maximale Anzahl von Elektronen mit gleicher Quantenzahl l durch die Summe ausgedrückt, woraus ersichtlich ist, warum auf dem ersten Energieniveau nicht mehr als 2 Elektronen sein können, auf dem zweiten 8, auf dem dritten 18 usw Betrachten wir zum Beispiel das Wasserstoffatom iH. Es gibt ein Elektron im iH-Wasserstoffatom, und der Spin dieses Elektrons kann beliebig gerichtet sein (d. h. ms ^ + ij2 oder mt = -1 / 2), und das Elektron befindet sich auf dem ersten Energieniveau im s-co-Zustand mit l- 1 (Erinnern Sie sich noch einmal daran, dass das erste Energieniveau aus einem Unterniveau besteht - 15, das zweite Energieniveau - aus zwei Unterniveaus - 2s und 2p, das dritte - aus drei Unterniveaus - 3 *, Zru 3d usw.). Die Unterebene wiederum ist in Quantenzellen * unterteilt (Energiezustände, die durch die Anzahl der möglichen Werte von m (dh 2 / 4-1) bestimmt werden). Es ist üblich, eine Zelle grafisch als Rechteck darzustellen , die Richtung des Elektronenspins sind Pfeile, daher kann der Zustand eines Elektrons in einem Wasserstoffatom iH als Ijt1 dargestellt werden, oder, was dasselbe ist, Mit „Quantenzelle“ meinen Sie * ein Orbital, das durch dieselbe Menge gekennzeichnet ist von Werten der Quantenzahlen n, I und m * in jeder Zelle können maximal zwei Elektronen mit ayati-parallelen Spins platziert werden, was mit ti bezeichnet wird - Die Verteilung der Elektronen in Atomen Im Heliumatom 2He, dem Quant Die Zahlen n-1, / \u003d 0 und m (-0) sind für beide Elektronen gleich, und die Quantenzahl m3 ist unterschiedlich Helium-Elektronenspinprojektionen können mt \u003d + V2 und ms \u003d - V2 sein Struktur der Elektronenhülle des Heliumatoms 2He kann dargestellt werden als Is-2 oder, was dasselbe ist, 1S UND Lassen Sie uns die Struktur der Elektronenhüllen von fünf Atomen der Elemente der zweiten Periode des Periodensystems darstellen: Die Elektronenschalen 6C, 7N und VO müssen genau so gefüllt werden, es ist nicht von vornherein ersichtlich. Die gegebene Anordnung der Spins wird durch die sogenannte Hundsche Regel (erstmals 1927 vom deutschen Physiker F. Gund formuliert) bestimmt. Gunds Regel. Für einen gegebenen Wert von I (d. h. innerhalb einer bestimmten Unterebene) sind die Elektronen so angeordnet, dass die Gesamtzahl von hundert * maximal ist. Wenn es beispielsweise erforderlich ist, drei Elektronen auf drei / ^-Zellen des Stickstoffatoms zu verteilen, dann befinden sie sich jeweils in einer separaten Zelle, d. h. auf drei verschiedenen p-Orbitalen: In diesem Fall die Summe Spin ist 3/2, da seine Projektion m3 - 4-1/2 + A/2 + 1/2 = 3/2 ist * Dieselben drei Elektronen können nicht so angeordnet werden: 2p NI weil dann die Projektion der Summe Spin ist mm = + 1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Aus diesem Grund befinden sich die Elektronen genau wie oben in den Atomen von Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff. Betrachten wir weiter die elektronischen Konfigurationen von Atomen der nächsten dritten Periode. Beginnend mit Natrium uNa wird das dritte Energieniveau mit der Hauptquantenzahl n-3 aufgefüllt. Die Atome der ersten acht Elemente der dritten Periode haben die folgenden elektronischen Konfigurationen: Betrachten Sie nun die elektronische Konfiguration des ersten Atoms der vierten Periode von Kalium 19K. Die ersten 18 Elektronen füllen die folgenden Orbitale: ls12s22p63s23p6. Scheinbar; dass das neunzehnte Elektron des Kaliumatoms auf die 3d-Unterebene fallen muss, was n = 3 und 1 = 2 entspricht. Tatsächlich befindet sich das Valenzelektron des Kaliumatoms jedoch im 4s-Orbital. Die weitere Füllung der Schalen nach dem 18. Element erfolgt nicht in der gleichen Reihenfolge wie in den ersten beiden Perioden. Elektronen in Atomen sind nach dem Pauli-Prinzip und der Hundschen Regel angeordnet, jedoch so, dass ihre Energie am kleinsten ist. Das Prinzip der geringsten Energie (den größten Beitrag zur Entwicklung dieses Prinzips leistete der heimische Wissenschaftler V. M. Klechkovsky) - in einem Atom befindet sich jedes Elektron so, dass seine Energie minimal ist (was seiner größten Verbindung mit dem Kern entspricht) . Die Energie eines Elektrons wird hauptsächlich durch die Hauptquantenzahl n und die Nebenquantenzahl / bestimmt, daher werden zuerst diejenigen Unterebenen gefüllt, für die die Summe der Werte der Quantenzahlen pi / am kleinsten ist. Beispielsweise ist die Energie eines Elektrons auf der 4s-Unterebene geringer als auf der 3d-Unterebene, da im ersten Fall n+/=4+0=4 und im zweiten n+/=3+2=5; auf Unterniveau 5* (n+ /=5+0=5) ist die Energie geringer als auf Ad (l + /=4+ 4-2=6); um 5p (l+/=5 +1 = 6) ist die Energie kleiner als um 4/(l-f/= =4+3=7) usw. V. M. Klechkovsky formulierte erstmals 1961 einen allgemeinen Satz, dass ein Elektron in Der Grundzustand nimmt eine Ebene nicht mit dem minimal möglichen Wert von n ein, sondern mit dem kleinsten Wert der Summe n + / « In dem Fall, wenn die Summen der Werte von pi / für zwei Unterebenen gleich sind, die Unterebene mit einen niedrigeren Wert n. Zum Beispiel ist auf den Unterebenen 3d, Ap, 5s die Summe der Werte von pi/ gleich 5. In diesem Fall werden zuerst die Unterebenen mit kleineren Werten von n gefüllt, d.h. , 3dAp-5s usw. In Mendelejews Periodensystem der Elemente ist die Reihenfolge der Füllung mit Elektronenniveaus und Unterniveaus wie folgt (Abb. 2.4). Verteilung von Elektronen in Atomen. Schema der Befüllung von Energieniveaus und Unterniveaus mit Elektronen Daher ist es nach dem Prinzip der geringsten Energie in vielen Fällen für ein Elektron energetisch günstiger, das Unterniveau des „darüber liegenden“ Niveaus zu besetzen, obwohl es das Unterniveau des „unteren“ Niveaus ist nicht gefüllt: Deshalb wird in der vierten Periode zuerst die Unterebene 4s gefüllt und erst danach die Unterebene 3d .

Jedes Atomorbital entspricht einer bestimmten Energie. Die Reihenfolge der AO in Energie wird durch zwei Klechkovsky-Regeln bestimmt:

1) Die Energie eines Elektrons wird hauptsächlich durch die Werte des Prinzipals (n) und des Orbitals ( l) Quantenzahlen, also füllen zunächst die Elektronen jene Unterebenen, für die die Summe (n+ l) kleiner.

Beispielsweise könnte man annehmen, dass die 3d-Unterebene energetisch niedriger ist als 4s. Allerdings ist nach der Klechkovsky-Regel die Energie des 4s-Zustands kleiner als 3d, weil für 4s die Summe (n+ l) = 4 + 0 = 4 und für 3d - (n + l) = 3 + 2 = 5.

2) Wenn die Summe (n + l) für zwei Unterebenen gleich ist (z. B. für die Unterebenen 3d und 4p ist diese Summe gleich 5), die Ebene mit der kleineren n. Daher erfolgt die Bildung der Energieniveaus von Atomen der Elemente der vierten Periode in der folgenden Reihenfolge: 4s - 3d - 4p. Zum Beispiel:

21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 , 31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1

Unter Berücksichtigung der Klechkovsky-Regeln steigt also die Energie der Atomorbitale entsprechend der Reihe

1s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p

Notiz. Das Zeichen ≤ bedeutet, dass die AO-Energien nahe beieinander liegen, also ist hier eine Verletzung der Klechkovsky-Regeln möglich.

Mit Hilfe dieser Reihe kann man die elektronische Struktur jedes Atoms bestimmen. Dazu müssen Sie nacheinander Elektronen hinzufügen und auf Unterebenen und Atomorbitalen platzieren. Dabei sind das Pauli-Prinzip und zwei Hundsche Regeln zu berücksichtigen.

3. Pauli-Prinzip bestimmt die Kapazität von AO: Ein Atom kann nicht zwei Elektronen mit demselben Satz aller vier Quantenzahlen haben.

Mit anderen Worten, ein AO, das durch drei Quantenzahlen gekennzeichnet ist, kann nur Platz finden zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin, d.h. für ein AO können zwei mögliche Optionen für seine Füllung geschrieben werden:

ein Elektron und zwei Elektronen ↓ .

In diesem Fall spielt die spezifische Richtung des Spins für ein Elektron im Orbital keine Rolle, wichtig ist nur, dass die Spins für zwei Elektronen in einem AO entgegengesetzte Vorzeichen haben. Das Pauli-Prinzip und die gegenseitige Abhängigkeit zwischen den Werten von n, l, und m bestimmen die maximal mögliche Anzahl von Elektronen pro Orbital, Unterniveau und Niveau (Tab. 2.4):

-auf einem AO ​​- 2 Elektron;

- auf der Unterebene l- 2(2l+1) Elektron;

- auf Stufe n - 2n 2 Elektronen.

Tabelle 2.4

Elektronenverteilung

durch Energieniveaus, Unterniveaus und Orbitale

Energielevel	Hauptquantenzahl	Energie-Unterebene	Atomorbitale	Maximale Anzahl von Elektronen
				Unterebene	Stufe
1		s( l= 0)
		s( l= 0)
2		p( l= 1)
		s( l= 0)
3		p( l= 1)
		d( l=2)

4. Die Zwei-Hund-Regeln beschreiben die Reihenfolge, in der Elektronen das AO einer Unterebene füllen:

Die erste Regel: In einem bestimmten Unterniveau neigen Elektronen dazu, Energiezustände (AO) so zu füllen, dass die Summe ihrer absoluten Spins maximal ist. In diesem Fall ist die Energie des Systems minimal.

Betrachten Sie zum Beispiel die elektronische Konfiguration eines Kohlenstoffatoms. Die Ordnungszahl dieses Elements ist 6. Das bedeutet, dass es 6 Elektronen im Atom gibt und sie sich auf 2 Energieniveaus befinden (das Kohlenstoffatom befindet sich in der zweiten Periode), d.h. 1s 2 2s 2 2p 2 . Grafisch kann die 2p-Unterebene auf drei Arten dargestellt werden:

m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1

A B C

Die Anzahl der Spins in der Option a gleich Null ist. In Varianten b und in die Summe der Spins ist: ½ +½ = 1 (zwei gepaarte Elektronen ergeben immer null, also berücksichtigen wir ungepaarte Elektronen).

Bei der Auswahl zwischen Optionen b und in befolgen Sie die zweite Regel von Hund : der Zustand mit der maximalen (betragsmäßig) Summe der magnetischen Quantenzahlen hat die minimale Energie.

Nach der Hundschen Regel hat die Option einen Vorteil b(die Summe von |1+ 0| ist gleich 1) , da in der Variante in Summe |+1–1| gleich 0.

Definieren wir zum Beispiel die elektronische Formel des Elements Vanadium (V). Da seine Ordnungszahl Z = 23 ist, müssen 23 Elektronen auf Unterebenen und Ebenen platziert werden (es gibt vier davon, da Vanadium in der vierten Periode ist). Wir füllen nacheinander aus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (unterstrichene unvollendete Ebenen und Unterebenen). Die Platzierung von Elektronen auf 3d-AO gemäß der Hundschen Regel ist:

Für Selen (Z = 34) lautet die vollständige elektronische Formel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, die vierte Ebene ist unvollständig.

Füllen dieser Unterebene nach der Hundschen Regel: 4p

Eine besondere Rolle in der Chemie spielen die Elektronen der letzten unbesetzten Ebenen und Unterebenen, die sog Wertigkeit(in den Formeln sind V, Se unterstrichen). Bei Vanadium sind dies beispielsweise die Elektronen des ungefüllten vierten Niveaus 4s 2 und des ungefüllten Unterniveaus 3d 3 , also 5 Elektronen werden Valenz sein 4s 2 3d 3 ; Selen hat 6 Elektronen - 4s 2 4p 4 .

Mit dem Namen der zuletzt zu füllenden Unterebene werden die Elemente als s-Elemente, p-Elemente, d-Elemente und f-Elemente bezeichnet.

Die nach den beschriebenen Regeln gefundenen Formeln der Valenzelektronen werden aufgerufen kanonisch. Tatsächlich unterscheiden sich reale Formeln, die aus Experimenten oder quantenmechanischen Berechnungen bestimmt wurden, etwas von den kanonischen, da Die Regeln von Klechkovsky, das Prinzip von Pauli und die Regeln von Gund werden manchmal verletzt. Die Gründe für diese Verstöße werden weiter unten erörtert.

Beispiel 1. Schreiben Sie die elektronische Formel eines Atoms eines Elements mit der Ordnungszahl 16 auf. Zeichnen Sie Valenzelektronen grafisch und charakterisieren Sie eines davon durch Quantenzahlen.

Entscheidung. Ordnungszahl 16 hat ein Schwefelatom. Daher beträgt die Kernladung 16, im Allgemeinen enthält das Schwefelatom 16 Elektronen. Die elektronische Formel des Schwefelatoms lautet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Valenzelektronen unterstrichen).

Grafische Formel der Valenzelektronen:

Der Zustand jedes Elektrons in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen charakterisiert. Die elektronische Formel gibt die Werte der Hauptquantenzahl und der Bahnquantenzahl an. Für ein markiertes Elektron bedeutet der Zustand 3p also, dass n = 3 und l= 1(p). Die grafische Formel gibt den Wert von zwei weiteren Quantenzahlen an - Magnet und Spin. Für das markierte Elektron ist m = -1 und s = 1/2.

Beispiel 2. Charakterisieren Sie die Valenzelektronen des Scandiumatoms durch vier Quantenzahlen.

Entscheidung. Scandium befindet sich in der 4. Periode, d.h. die letzte Quantenschicht ist die vierte in der 3. Gruppe, d.h. drei Valenzelektronen.

Die elektronische Formel der Valenzelektronen lautet: 4s 2 3d 1 .

Grafische Formel:

Wenn identische Teilchen dieselben Quantenzahlen haben, dann ist ihre Wellenfunktion symmetrisch bezüglich der Teilchenpermutation. Daraus folgt, dass zwei identische Fermionen, die in einem System enthalten sind, nicht in denselben Zuständen sein können, weil für Fermionen muss die Wellenfunktion antisymmetrisch sein. Die experimentellen Daten zusammenfassend, bildete sich V. Pauli Prinzip Ausnahmen , Wobei Fermionensysteme kommen in der Natur vor nur in Staaten,durch antisymmetrische Wellenfunktionen beschrieben(Quantenmechanische Formulierung des Pauli-Prinzips).

Aus dieser Position folgt eine einfachere Formulierung des Pauli-Prinzips, das von ihm noch vor der Konstruktion der Quantenmechanik in die Quantentheorie (1925) eingeführt wurde: in einem System identischer Fermionen zwei von ihnen können nicht gleichzeitig im selben Zustand sein . Beachten Sie, dass die Anzahl identischer Bosonen im selben Zustand nicht begrenzt ist.

Denken Sie daran, dass der Zustand eines Elektrons in einem Atom eindeutig durch die Menge bestimmt wird vier Quantenzahlen :

hauptsächlich n ;

orbital l , normalerweise bezeichnen diese Zustände 1 s, 2d, 3f;

magnetisch ();

· magnetischer Spin ().

Die Verteilung der Elektronen in einem Atom erfolgt nach dem Pauli-Prinzip, das sich in einfachster Form für ein Atom formulieren lässt: im gleichen Atom kann es nicht mehr als ein Elektron mit dem gleichen Satz von vier Quantenzahlen geben: n, l, , :

Z (n, l, , ) = 0 oder 1,

wo Z (n, l, , ) ist die Anzahl der Elektronen in einem Quantenzustand, beschrieben durch eine Menge von vier Quantenzahlen: n, l, , . Das Pauli-Prinzip besagt also, dass zwei Elektronen ,im selben Atom gebunden sind, unterscheiden sich im Wert ,mindestens ,eine Quantenzahl .

Die maximale Anzahl von Elektronen in Zuständen, die durch eine Menge von drei Quantenzahlen beschrieben werden n, l und m, und sich nur in der Orientierung der Elektronenspins unterscheiden, ist gleich:

,

(8.2.1)

denn die Spinquantenzahl kann nur zwei Werte 1/2 und –1/2 annehmen.

Die maximale Anzahl von Elektronen, die sich in Zuständen befinden, die durch zwei Quantenzahlen bestimmt werden n und l:

.

(8.2.2)

Dabei kann der Vektor des Bahndrehimpulses des Elektrons im Raum (2 l+ 1) unterschiedliche Ausrichtungen (Abb. 8.1).

Die maximale Anzahl von Elektronen in Zuständen, bestimmt durch den Wert der Hauptquantenzahl n, gleich:

.

(8.2.3)

Die Menge der Elektronen in einem Mehrelektronenatom,mit der gleichen Hauptquantenzahl n,namens Elektronenhülle oder Schicht .

In jeder der Schalen sind die Elektronen entlang verteilt Unterschalen dazu korrespondierend l.

Bereich des Weltraums,bei dem mit hoher Wahrscheinlichkeit ein Elektron gefunden wird, namens Unterschale oder orbital . Die Ansicht der Haupttypen von Orbitalen ist in Abb. 1 dargestellt. 8.1.

Da die Orbitalquantenzahl Werte von 0 bis annimmt, ist die Anzahl der Unterschalen gleich der Ordnungszahl n Muscheln. Die Anzahl der Elektronen in einer Unterschale wird durch die magnetischen und magnetischen Spinquantenzahlen bestimmt: die maximale Anzahl von Elektronen in einer Unterschale bei gegeben l gleich 2(2 l+ 1). Die Schalenbezeichnungen sowie die Verteilung der Elektronen auf Schalen und Unterschalen sind in der Tabelle angegeben. ein.

Tabelle 1

Hauptquantenzahl n

Shell-Symbol

Maximale Anzahl von Elektronen in der Schale

Orbitale Quantenzahl l

Subshell-Charakter

Maximale Anzahl Elektronen hinein Unterschale