Tarkemmin sanottuna alatasojen suhteellinen järjestys ei määräydy niinkään niiden suuremman tai pienemmän energian perusteella, vaan atomin kokonaisenergian vähimmäisvaatimuksen perusteella.
Elektronien jakautuminen atomikiertoradalla tapahtuu alkaen alhaisimman energian kiertoradalta (minimienergian periaate), nuo. Elektroni saapuu ydintä lähimmälle kiertoradalle. Tämä tarkoittaa, että ensin täytetään ne alatasot elektroneilla, joiden kvanttilukujen arvojen summa ( n+l) oli minimaalinen. Siten elektronin energia 4s-alitasolla on pienempi kuin 3d-alitasolla sijaitsevan elektronin energia. Näin ollen alatasojen täyttäminen elektroneilla tapahtuu seuraavassa järjestyksessä: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Tämän vaatimuksen perusteella useimpien atomien vähimmäisenergia saavutetaan, kun niiden alatasot täytetään yllä esitetyssä järjestyksessä. Mutta on poikkeuksia, jotka löydät taulukoista "Elementtien elektroniset konfiguraatiot", mutta nämä poikkeukset on harvoin otettava huomioon otettaessa huomioon elementtien kemiallisia ominaisuuksia.
Atomi kromi on elektroninen konfiguraatio ei 4s 2 3d 4 vaan 4s 1 3d 5 . Tämä on esimerkki siitä, kuinka tilojen stabilointi elektronien rinnakkaisilla spineillä voittaa 3d- ja 4s-alatason energiatilojen merkityksettömän eron (Hundin säännöt), eli d-alatason energeettisesti edulliset tilat ovat d5 ja d10. Kromi- ja kupariatomien valenssialatasojen energiakaaviot on esitetty kuvassa 2.1.1.
Samanlainen yhden elektronin siirtymä s-alatasolta d-alatasolle tapahtuu kahdeksassa muussa elementissä: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Atomissa Pd tapahtuu kahden s-elektronin siirtymä d-alatasolle: Pd 5s 0 4d 10 .
Kuva 2.1.1. Energiakaaviot kromi- ja kupariatomien valenssialatasoista
Säännöt elektronikuoren täyttämiseksi:
1. Selvitä ensin kuinka monta elektronia meitä kiinnostavan alkuaineen atomi sisältää. Tätä varten riittää tietää sen ytimen varaus, joka on aina yhtä suuri kuin elementin sarjanumero D.I:n jaksollisessa taulukossa. Mendelejev. Sarjanumero (protonien lukumäärä ytimessä) on täsmälleen sama kuin elektronien lukumäärä koko atomissa.
2. Täytä orbitaalit peräkkäin, alkaen 1s-orbitaalista, käytettävissä olevilla elektroneilla ottaen huomioon vähimmäisenergian periaate. Tässä tapauksessa on mahdotonta sijoittaa jokaiselle kiertoradalle enemmän kuin kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit (Paulin sääntö).
3. Kirjoitamme muistiin elementin elektronisen kaavan.
Atomi on monimutkainen, dynaamisesti stabiili vuorovaikutuksessa olevien hiukkasten mikrosysteemi: protonit p +, neutronit n 0 ja elektronit e -.
Kuva 2.1.2. Energiatasojen täyttäminen elementin fosforin elektroneilla
Vetyatomin elektronirakenne (z = 1) voidaan kuvata seuraavasti:
+1 H 1s 1, n = 1, jossa kvanttisolu (atomikiertorata) on merkitty viivalla tai neliöllä ja elektronit nuolilla.
Jokainen seuraavan kemiallisen alkuaineen atomi jaksollisessa järjestelmässä on monielektroniatomi.
Litiumatomilla, kuten vety- ja heliumatomilla, on s-elementin elektroninen rakenne, koska. litiumatomin viimeinen elektroni "istuu" s-alatasolle:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Ensimmäinen p-tilassa oleva elektroni ilmestyy booriatomiin:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Sähköisen kaavan kirjoittaminen on helpompi näyttää tietyllä esimerkillä. Oletetaan, että meidän on selvitettävä elementin, jonka sarjanumero on 7, elektroninen kaava. Tällaisen alkuaineen atomissa tulisi olla 7 elektronia. Täytetään orbitaalit seitsemällä elektronilla alhaalta 1s kiertoradalta alkaen.
Joten 2 elektronia sijoitetaan 1s kiertoradalle, 2 muuta elektronia 2s kiertoradalle ja loput 3 elektronia voidaan sijoittaa kolmelle 2p kiertoradalle.
Elementin, jonka sarjanumero on 7, elektroninen kaava (tämä on elementti typpi, jonka symboli on "N") näyttää tältä:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Harkitse Hundin säännön toimintaa typpiatomin esimerkissä: N 1s 2 2s 2 2p 3. Toisella elektronisella tasolla on kolme identtistä p-orbitaalia: 2px, 2py, 2pz. Elektronit asuttavat ne siten, että jokaisella näistä p-orbitaaleista on yksi elektroni. Tämä selittyy sillä, että viereisissä soluissa elektronit hylkivät toisiaan vähemmän samalla tavalla varautuneina hiukkasina. Saamamme elektroninen typen kaava sisältää erittäin tärkeää tietoa: typen 2. (ulkoinen) elektronitaso ei ole täysin täytetty elektroneilla (sillä on 2 + 3 = 5 valenssielektronia) ja kolme elektronia puuttuu, kunnes se on täysin täytetty.
Atomin ulkotaso on taso, joka on kauimpana ytimestä, joka sisältää valenssielektroneja. Tämä kuori joutuu kosketukseen, kun se törmää muiden atomien ulkotasoihin kemiallisissa reaktioissa. Vuorovaikutuksessa muiden atomien kanssa typpi pystyy vastaanottamaan 3 ylimääräistä elektronia ulommalle tasolleen. Tässä tapauksessa typpiatomi saa valmiin, eli eniten täytetyn ulkoisen elektronisen tason, jolla 8 elektronia sijoittuu.
Valmis taso on energeettisesti edullisempi kuin keskeneräinen, joten typpiatomin tulisi helposti reagoida minkä tahansa muun atomin kanssa, joka voi antaa sille 3 ylimääräistä elektronia täydentämään ulkotasonsa.
Periaate minimienergia määrittää järjestyksen, jossa eri energioita omaavat atomikiertoradat asutetaan. Vähimmäisenergian periaatteen mukaan elektronit miehittävät ensin pienimmän energian kiertoradat. Alatasojen energia kasvaa sarjassa:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s < 5f 6d...
Vetyatomissa on yksi elektroni, joka voi olla millä tahansa kiertoradalla. Perustilassa sen pitäisi kuitenkin olla 1 s kiertoradalla, jolla on pienin energia.
Kaliumatomissa viimeinen yhdeksästoista elektroni voi täyttää joko 3:n d- tai 4 s-kiertoradalla. Minimienergian periaatteen mukaan elektroni varaa 4 s-orbitaali, mikä varmistetaan kokeella.
Huomioi merkinnän epämääräisyys 4 f 5d ja 5 f 6d. Kävi ilmi, että joillakin elementeillä on pienempi energia 4 f-alitaso, kun taas toisilla on 5 d-alitaso. Sama havaitaan 5 f- ja 6 d-alatasot.
Paulin periaate
Periaate pauli, jota usein kutsutaan poissulkemisperiaatteeksi, rajoittaa elektronien määrää, jotka voivat olla yhdellä kiertoradalla. Paulin periaatteen mukaan yhdellä kiertoradalla voi olla korkeintaan kaksi elektronia, ja sitten vain, jos niillä on vastakkaiset spinit (epätasaiset spin-luvut). Siksi atomissa ei pitäisi olla kahta elektronia, joilla on sama neljä kvanttilukua ( n, l, m l , m s).
Litiumatomissa on kolme elektronia. Pienin energiarata - 1 s-orbitaali - voi olla vain kahdella elektronilla, ja näillä elektroneilla on oltava erilaiset spinit. Jos spin +1/2 on merkitty nuolella, joka osoittaa ylöspäin ja spin -1/2 on merkitty nuolella alaspäin, niin kaksi elektronia, joiden vastakkainen ( vastakkainen) spinit samalla kiertoradalla voidaan esittää kaavamaisesti seuraavasti:
Litiumatomin kolmannen elektronin on sijoitettava energialtaan alimman kiertoradan, eli 2:n, jälkeen s-kiertoradalla.
Gundin sääntö
Hundin (Hundin) sääntö määrittää järjestyksen, jossa elektronit täyttävät kiertoradat, joilla on sama energia. Sen on kehittänyt saksalainen teoreettinen fyysikko F. Gundom(Hundom) vuonna 1927 atomispektrien analyysin perusteella.
Hundin säännön mukaan samalle energia-alatasolle kuuluvien kiertoradojen populaatio alkaa yksittäisistä elektroneista, joilla on yhdensuuntaiset (saman merkin) spinit, ja vasta kun yksittäiset elektronit ovat vallanneet kaikki kiertoradat, muodostuu lopullinen kiertoradan populaatio elektronipareilla, joilla on vastakkaiset spinit. voi tapahtua.. Tämän seurauksena atomin kaikkien elektronien kokonaisspin (ja spin-kvanttilukujen summa) on suurin.
Esimerkiksi typpiatomissa on kolme elektronia, jotka sijaitsevat 2:ssa R-alitaso. Hundin säännön mukaan niiden tulisi sijaita yksitellen jokaisella kolmella 2:lla R- kiertoradat. Tässä tapauksessa kaikilla kolmella elektronilla on oltava yhdensuuntaiset spinit:
Atomien elektroniset konfiguraatiot
Kaavamaista kiertoradan esitystä niiden energia huomioon ottaen kutsutaan atomin energiadiagrammiksi. Se kuvastaa energiatasojen ja alatasojen keskinäistä järjestystä.
Kaaviossa kiertoradat on merkitty solujen muodossa: ja elektronit - nuolien muodossa: tai
Elektroni voi miehittää minkä tahansa vapaan kiertoradan, mutta minimienergian periaatteen mukaan se suosii aina alhaisemman energian kiertorataa. Paulin poissulkemisperiaate rajoittaa elektronien määrää kullakin kiertoradalla. Siksi yhdessä solussa (atomiradalla) voi olla vain yksi tai kaksi elektronia. Jokaisella s- alitaso (yksi orbitaali) voi sisältää kaksi elektronia, kumpikin p-alitaso (kolme orbitaalia) - kuusi elektronia, jokaisella d-alitaso (viisi orbitaalia) - kymmenen elektronia. Hundin sääntö määrittää järjestyksen, jossa samalla energialla olevat kiertoradat asutetaan.
Siten on mahdollista saada sarja atomiorbitaalien populaatiota elektronien kanssa:
Vähimmäisenergian periaatetta, Paulin periaatetta ja Hundin sääntöä käyttämällä voidaan määrittää järjestys, jossa kiertoradat täyttyvät elektroneista, ja rakentaa elektroninen kaava mille tahansa elementille.
Atomin elektronikonfiguraatio (kaava) on elektronien jakautuminen kiertoradoilla tämän atomin ja sen ionien perustilassa (virittymättömässä): 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ... Tietyn alitason kiertoradalla olevien elektronien lukumäärä ilmoitetaan yläindeksissä kirjaimen oikealla puolella, esimerkiksi 3 d 5 on 5 elektronia x 3 d-alitaso.
Lyhyyden vuoksi atomin elektronisen konfiguraation tallentaminen kokonaan elektronien täyttämien kiertoradojen sijaan kirjoitetaan joskus jalokaasusymboliksi, jolla on vastaava elektroninen kaava:
1 s 2 =
1 s 2 2s 2 2p 6 =
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 =
Esimerkiksi klooriatomin elektroninen kaava on 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 tai 3 s 2 3p 5. Valenssielektronit, jotka osallistuvat kemiallisten sidosten muodostukseen, otetaan pois suluista.
Pitkien ajanjaksojen (erityisesti kuudennen ja seitsemännen) aikana atomien elektronisten konfiguraatioiden rakentaminen on monimutkaisempaa. Esimerkiksi 4 f-elektroni ei esiinny lantaaniatomissa, vaan seuraavan ceriumatomin atomissa. Jaksottainen täyttö 4 f-alataso katkeaa gadoliniumatomissa, jossa niitä on 5 d-elektroni
Gibbsin ilmaista energiaa(tai yksinkertaisesti Gibbsin energiaa, tai Gibbsin potentiaalia, tai termodynaaminen potentiaali suppeassa merkityksessä) termodynaaminen potentiaali seuraavalla lomakkeella:
Gibbsin energia voidaan ymmärtää kokonaisuutena kemiallinenenergiaa järjestelmät (kide, neste jne.)
Gibbsin energian käsite on laajalti käytössä termodynamiikka ja kemia.
Schrödingerin yhtälön tarkka ratkaisu löytyy vain harvoissa tapauksissa, esimerkiksi vetyatomille ja hypoteettisille yksielektroni-ioneille, kuten He+, Li 2+, Be 3+. Vetyä seuraavan alkuaineen atomi, helium, koostuu ytimestä ja kahdesta elektronista, joista kumpikin vetää molempiin ytimiin ja hylkii toisesta elektronista. Tässäkään tapauksessa aaltoyhtälöllä ei ole tarkkaa ratkaisua.
Siksi erilaiset likimääräiset menetelmät ovat erittäin tärkeitä. Tällaisten menetelmien avulla oli mahdollista määrittää kaikkien tunnettujen alkuaineiden atomien elektroninen rakenne. Nämä laskelmat osoittavat, että monielektroniatomien kiertoradat eivät eroa paljon vetyatomin kiertoradoista (näitä orbitaaleja kutsutaan vetymäisiksi). Suurin ero on orbitaalien jonkinlainen puristuminen ytimen suuremman varauksen vuoksi. Lisäksi monielektroniatomien osalta havaittiin, että jokaiselle energiataso(pääkvanttiluvun tietylle arvolle n) on jaettu alatasot. Elektronin energia ei riipu vain siitä n, mutta myös kiertoradan kvanttiluku l. Se kasvaa mukana s-, p-, d-, f-orbitaalit (kuva 7).
Riisi. 7
Korkeilla energiatasoilla erot alitason energioissa ovat riittävän suuria, jotta yksi taso voi tunkeutua esimerkiksi toiseen
6s d4 f p.
Monen elektronin atomin atomiratojen populaatio maaperässä (eli energeettisesti edullisimmassa tilassa) tapahtuu tiettyjen sääntöjen mukaisesti.
Minimienergian periaate
Periaate minimienergia määrittää järjestyksen, jossa eri energioita omaavat atomikiertoradat asutetaan. Vähimmäisenergian periaatteen mukaan elektronit miehittävät ensin pienimmän energian kiertoradat. Alatasojen energia kasvaa sarjassa:
1s s p s p s d p s d p s f5 d p s f6 d...
Vetyatomissa on yksi elektroni, joka voi olla millä tahansa kiertoradalla. Perustilassa sen pitäisi kuitenkin olla 1 s kiertoradalla, jolla on pienin energia.
Kaliumatomissa viimeinen yhdeksästoista elektroni voi täyttää joko 3:n d- tai 4 s-kiertoradalla. Minimienergian periaatteen mukaan elektroni varaa 4 s-orbitaali, mikä varmistetaan kokeella.
Huomioi merkinnän epämääräisyys 4 f 5d ja 5 f 6d. Kävi ilmi, että joillakin elementeillä on pienempi energia 4 f-alitaso, kun taas toisilla on 5 d-alitaso. Sama havaitaan 5 f- ja 6 d-alatasot.
Tarkemmin sanottuna alatasojen suhteellinen järjestys ei määräydy niinkään niiden suuremman tai pienemmän energian perusteella kuin atomin kokonaisenergian vähimmäisvaatimuksen perusteella.
Elektronien jakautuminen atomikiertoradalla tapahtuu alkaen alhaisimman energian kiertoradalta (minimienergian periaate), nuo. Elektroni saapuu ydintä lähimmälle kiertoradalle. Tämä tarkoittaa, että ensin täytetään ne alatasot elektroneilla, joiden kvanttilukujen arvojen summa ( n+l) oli minimaalinen. Siten elektronin energia 4s-alitasolla on pienempi kuin 3d-alitasolla sijaitsevan elektronin energia. Näin ollen alatasojen täyttäminen elektroneilla tapahtuu seuraavassa järjestyksessä: 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Tämän vaatimuksen perusteella useimpien atomien vähimmäisenergia saavutetaan, kun niiden alatasot täytetään yllä esitetyssä järjestyksessä. Mutta on poikkeuksia, jotka löydät taulukoista "Elementtien elektroniset konfiguraatiot", mutta nämä poikkeukset on harvoin otettava huomioon otettaessa huomioon elementtien kemiallisia ominaisuuksia.
Atomi kromi on elektroninen konfiguraatio ei 4s 2 3d 4 vaan 4s 1 3d 5 . Tämä on esimerkki siitä, kuinka tilojen stabilointi elektronien rinnakkaisilla spineillä voittaa 3d- ja 4s-alatason energiatilojen merkityksettömän eron (Hundin säännöt), eli d-alatason energeettisesti edulliset tilat ovat d5 ja d10. Kromi- ja kupariatomien valenssialatasojen energiakaaviot on esitetty kuvassa 2.1.1.
Samanlainen yhden elektronin siirtymä s-alatasolta d-alatasolle tapahtuu kahdeksassa muussa elementissä: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. Atomissa Pd tapahtuu kahden s-elektronin siirtymä d-alatasolle: Pd 5s 0 4d 10 .
Kuva 2.1.1. Energiakaaviot kromi- ja kupariatomien valenssialatasoista
Säännöt elektronikuoren täyttämiseksi:
1. Selvitä ensin kuinka monta elektronia meitä kiinnostavan alkuaineen atomi sisältää. Tätä varten riittää tietää sen ytimen varaus, joka on aina yhtä suuri kuin elementin järjestysnumero D.I. Mendelejevin jaksollisessa taulukossa. Sarjanumero (protonien lukumäärä ytimessä) on täsmälleen sama kuin elektronien lukumäärä koko atomissa.
2. Täytä orbitaalit peräkkäin, alkaen 1s-orbitaalista, käytettävissä olevilla elektroneilla ottaen huomioon vähimmäisenergian periaate. Tässä tapauksessa on mahdotonta sijoittaa jokaiselle kiertoradalle enemmän kuin kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit (Paulin sääntö).
3. Kirjoitamme muistiin elementin elektronisen kaavan.
Atomi on monimutkainen, dynaamisesti stabiili vuorovaikutuksessa olevien hiukkasten mikrosysteemi: protonit p +, neutronit n 0 ja elektronit e -.
Kuva 2.1.2. Energiatasojen täyttäminen elementin fosforin elektroneilla
Vetyatomin elektronirakenne (z=1) voidaan kuvata seuraavasti:
+1 H 1s 1, n = 1, jossa kvanttisolu (atomikiertorata) on merkitty viivalla tai neliöllä ja elektronit nuolilla.
Jokainen seuraavan kemiallisen alkuaineen atomi jaksollisessa järjestelmässä on monielektroniatomi.
Litiumatomilla, kuten vety- ja heliumatomilla, on s-elementin elektroninen rakenne, koska litiumatomin viimeinen elektroni "istuu" s-alatasolle:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
Ensimmäinen p-tilassa oleva elektroni ilmestyy booriatomiin:
+5 V 1s 2 2s 2 2p 1
Sähköisen kaavan kirjoittaminen on helpompi näyttää tietyllä esimerkillä. Oletetaan, että meidän on selvitettävä elementin, jonka sarjanumero on 7, elektroninen kaava. Tällaisen alkuaineen atomissa tulisi olla 7 elektronia. Täytetään orbitaalit seitsemällä elektronilla alhaalta 1s kiertoradalta alkaen.
Joten 2 elektronia sijoitetaan 1s kiertoradalle, 2 muuta elektronia 2s kiertoradalle ja loput 3 elektronia voidaan sijoittaa kolmelle 2p kiertoradalle.
Elementin elektroninen kaava sarjanumerolla 7 (tämä on elementti typpi, jolla on symboli "N") näyttää tältä:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Harkitse Hundin säännön toimintaa typpiatomin esimerkissä: N 1s 2 2s 2 2p 3. Toisella elektronisella tasolla on kolme identtistä p-orbitaalia: 2px, 2py, 2pz. Elektronit asuttavat ne siten, että jokaisella näistä p-orbitaaleista on yksi elektroni. Tämä selittyy sillä, että viereisissä soluissa elektronit hylkivät toisiaan vähemmän samalla tavalla varautuneina hiukkasina. Saamamme elektroninen typen kaava sisältää erittäin tärkeää tietoa: typen 2. (ulkoinen) elektronitaso ei ole täysin täytetty elektroneilla (sillä on 2 + 3 = 5 valenssielektronia) ja kolme elektronia puuttuu, kunnes se on täysin täytetty.
Atomin ulkotaso on taso, joka on kauimpana ytimestä, joka sisältää valenssielektroneja. Tämä kuori joutuu kosketukseen, kun se törmää muiden atomien ulkotasoihin kemiallisissa reaktioissa. Vuorovaikutuksessa muiden atomien kanssa typpi pystyy vastaanottamaan 3 ylimääräistä elektronia ulommalle tasolleen. Tässä tapauksessa typpiatomi saa valmiin, eli eniten täytetyn ulkoisen elektronisen tason, jolla 8 elektronia sijoittuu.
Valmis taso on energeettisesti edullisempi kuin keskeneräinen, joten typpiatomin tulisi helposti reagoida minkä tahansa muun atomin kanssa, joka voi antaa sille 3 ylimääräistä elektronia täydentämään ulkotasonsa.
Kuva 2.1.3. S-, p-, d- ja f-alkuaineiden energiatasojen täyttäminen elektroneilla
Energian alatasot
Ratakvanttiluvun muutosten rajojen mukaan 0:sta (n-1) kullakin energiatasolla on mahdollista tiukasti rajoitettu määrä alatasoja, nimittäin: alitasojen lukumäärä on yhtä suuri kuin tasonumero:
Pääkvanttilukujen (n) ja kiertoradan (l) yhdistelmä luonnehtii täysin elektronin energiaa. Elektronin energiavarasto heijastuu summana (n+l).
Joten esimerkiksi 3d-alitason elektroneilla on suurempi energia kuin 4s-alitason elektroneilla:
Järjestys, jossa atomin tasot ja alatasot täyttyvät elektroneilla, määräytyy sääntö V.M. Klechkovsky: atomin elektronitasojen täyttyminen tapahtuu peräkkäin summan kasvun järjestyksessä (n + 1).
Tämän mukaisesti määritetään alatasojen todellinen energiaasteikko, jonka mukaan kaikkien atomien elektronikuoret rakennetaan:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
3. Magneettinen kvanttiluku (m l) luonnehtii elektronipilven (kiertoradan) suuntaa avaruudessa.
Mitä monimutkaisempi elektronipilven muoto on (eli mitä korkeampi l:n arvo), sitä enemmän tämän pilven orientaatiossa avaruudessa on vaihteluita ja sitä enemmän elektronin yksittäisiä energiatiloja on, joille on ominaista tietty magneettisen arvo. kvanttiluku.
Matemaattisesti m l ottaa kokonaislukuarvot -1:stä +1:een, mukaan lukien 0, ts. kokonaisarvot (21+1).
Nimetään jokainen yksittäinen atomikierto avaruudessa energiasoluksi ð, niin tällaisten solujen lukumäärä alatasoilla on:
| alataso | Mahdolliset arvot m l | Yksittäisten energiatilojen (orbitaalit, solut) lukumäärä alitasolla | |
| s (l=0) | yksi | ||
| p (l=1) | -1, 0, +1 | kolme | |
| d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | viisi |  |
| f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | seitsemän |  |
Esimerkiksi pallomainen s-orbitaali on yksilöllisesti suunnattu avaruuteen. Kunkin p-alitason käsipainon muotoiset orbitaalit on suunnattu kolmea koordinaattiakselia pitkin
4. Spin-kvanttiluku m s kuvaa elektronin omaa pyörimistä akselinsa ympäri ja ottaa vain kaksi arvoa: + 1 / 2 ja - 1 / 2, riippuen pyörimissuunnasta yhteen tai toiseen. Paulin periaatteen mukaan yhdellä kiertoradalla voi sijaita korkeintaan 2 elektronia vastakkaisesti suunnatulla (antirinnakkaisella)
p- alitason pyöräytykset: .
Tällaisia elektroneja kutsutaan pariksi.Pariton elektroni esitetään kaavamaisesti yhdellä nuolella: .
Kun tiedämme yhden kiertoradan kapasiteetin (2 elektronia) ja alitason energiatilojen lukumäärän (m s), voimme määrittää elektronien lukumäärän alitasoilla:
Voit kirjoittaa tuloksen eri tavalla: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Nämä numerot on muistettava hyvin atomin elektronisten kaavojen oikeaa kirjoittamista varten.
Joten neljä kvanttilukua - n, l, ml, m s - määräävät täysin kunkin elektronin tilan atomissa. Kaikki atomin elektronit, joilla on sama arvo n, muodostavat energiatason, samoilla arvoilla n ja l - energian alitason, samoilla arvoilla n, l ja m l- erillinen atomikiertorata (kvanttisolu). Samalla kiertoradalla olevilla elektroneilla on erilaiset spinit.
Ottaen huomioon kaikkien neljän kvanttiluvun arvot, määritämme elektronien enimmäismäärän energiatasoissa (elektroniset kerrokset):
Suuria määriä elektroneja (18.32) on vain atomien syvällä sijaitsevissa elektronikerroksissa, ulompi elektronikerros voi sisältää 1:stä (vety ja alkalimetallit) 8 elektroniin (inertit kaasut).
On tärkeää muistaa, että elektronikuorten täyttyminen elektroneilla tapahtuu sen mukaan Vähiten energian periaate: Alitasot, joilla on pienin energiaarvo, täytetään ensin, sitten ne, joilla on korkeampi arvo. Tämä sekvenssi vastaa V.M.:n energia-asteikkoa. Klechkovsky.
Atomin elektronirakenne esitetään elektronisilla kaavoilla, jotka osoittavat energiatasot, alatasot ja elektronien lukumäärän alitasoilla.
Esimerkiksi vetyatomissa 1H on vain 1 elektroni, joka sijaitsee ensimmäisessä kerroksessa ytimestä s-alatasolla; vetyatomin elektronikaava on 1s 1.
Litiumatomissa 3 Li on vain 3 elektronia, joista 2 on ensimmäisen kerroksen s-alatasolla ja 1 on sijoitettu toiseen kerrokseen, joka myös alkaa s-alatasosta. Litiumatomin elektroninen kaava on 1s 2 2s 1.
Fosforiatomissa 15 P on 15 elektronia, jotka sijaitsevat kolmessa elektronikerroksessa. Muistaen, että s-alataso sisältää enintään 2 elektronia ja p-alataso enintään 6, sijoitamme vähitellen kaikki elektronit alitasoille ja laadimme fosforiatomin elektronisen kaavan: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
Mangaaniatomin 25 Mn elektronista kaavaa laadittaessa on otettava huomioon kasvavan alitason energian järjestys: 1s2s2p3s3p4s3d…
Jaamme vähitellen kaikki 25 Mn elektronia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Mangaaniatomin lopullinen elektroninen kaava (ottaen huomioon elektronien etäisyyden ytimestä) näyttää tältä:
| 1s2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Mangaanin elektroninen kaava vastaa täysin sen sijaintia jaksollisessa järjestelmässä: elektronisten kerrosten (energiatasojen) lukumäärä - 4 on yhtä suuri kuin jakson lukumäärä; ulkokerroksessa on 2 elektronia, toiseksi viimeinen kerros ei ole valmis, mikä on tyypillistä toissijaisten alaryhmien metalleille; liikkuvien valenssielektronien kokonaismäärä (3d 5 4s 2) - 7 on yhtä suuri kuin ryhmänumero.
Riippuen siitä, mikä atomin energiaalatasoista -s-, p-, d- tai f- muodostuu viimeiseksi, kaikki kemialliset alkuaineet jaetaan elektroniperheisiin: s-elementtejä(H, He, alkalimetallit, jaksollisen järjestelmän 2. ryhmän pääalaryhmän metallit); p-elementtejä(jaksollisen järjestelmän pääalaryhmien 3, 4, 5, 6, 7, 8 elementit); d-elementtejä(kaikki toissijaisten alaryhmien metallit); f-elementtejä(lantanidit ja aktinidit).
Atomien elektronirakenteet ovat syvä teoreettinen perustelu jaksollisen järjestelmän rakenteelle, jaksojen pituus (eli elementtien lukumäärä jaksoissa) seuraa suoraan elektronikerrosten kapasitanssista ja energian kasvun sekvenssistä. alatasot:
Jokainen jakso alkaa s-elementillä, jonka ulkokerrosrakenne on s 1 (alkalimetalli) ja päättyy p-elementtiin, jonka ulkokerrosrakenne on …s 2 p 6 (inertti kaasu). 1. jakso sisältää vain kaksi s-alkiota (H ja He), 2. ja 3. pieni jakso sisältävät kumpikin kaksi s-alkiota ja kuusi p-alkiota. Neljännessä ja viidennessä suuressa jaksossa s- ja p-elementtien välillä kukin "kiilautuu" 10 d-elementtiä - siirtymämetalleja, jotka on allokoitu sivualaryhmiin. Jaksoilla VI ja VII analogiseen rakenteeseen lisätään vielä 14 f-elementtiä, jotka ovat ominaisuuksiltaan samanlaisia kuin lantaani ja vastaavasti aktinium, ja ne eristetään lantanidien ja aktinidien alaryhminä.
Kun tutkit atomien elektronisia rakenteita, kiinnitä huomiota niiden graafiseen esitykseen, esimerkiksi:
13 Al 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1
N=2 1s 2s 2p 3s 3p
kuvasta käytetään molempia versioita: a) ja b):
Elektronien oikea järjestely kiertoradalla on välttämätöntä tietää Gundin sääntö: alitason elektronit on järjestetty siten, että niiden kokonaisspin on maksimi. Toisin sanoen elektronit miehittävät ensin kaikki tietyn alitason vapaat solut yksitellen.
Jos esimerkiksi on tarpeen sijoittaa kolme p-elektronia (p 3) p-alatasolle, jolla on aina kolme orbitaalia, niin kahdesta mahdollisesta vaihtoehdosta ensimmäinen vaihtoehto vastaa Hundin sääntöä:
Harkitse esimerkkinä hiiliatomin graafista elektronista piiriä:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2
Parittomia elektroneja atomissa on erittäin tärkeä ominaisuus. Kovalenttisen sidoksen teorian mukaan vain parittomat elektronit voivat muodostaa kemiallisia sidoksia ja määrittää atomin valenssiominaisuudet.
Jos alatasolla on vapaita energiatiloja (varaamattomia kiertoradat), atomi virityksessä "höyryä" erottaa elektronien parit ja sen valenssiominaisuudet kasvavat:
6 C 1s 2 2s 2 2p 3
Hiili normaalitilassa on 2-arvoinen, virittyneessä tilassa 4-valenttinen. Fluoriatomilla ei ole viritysmahdollisuuksia (koska kaikki ulomman elektronikerroksen orbitaalit ovat varattu), joten sen yhdisteissä oleva fluori on yksiarvoista.
Esimerkki 1 Mitä ovat kvanttiluvut? Mitä arvoja he voivat ottaa?
Ratkaisu. Elektronin liikkeellä atomissa on todennäköisyyspohjainen luonne. Ympyräavaruutta, jossa elektroni voi sijaita suurimmalla todennäköisyydellä (0,9-0,95), kutsutaan atomiorbitaaliksi (AO). Atomiradalle, kuten kaikille geometrisille kuvioille, on tunnusomaista kolme parametria (koordinaatit), joita kutsutaan kvanttiluvuiksi (n, l, m l). Kvanttiluvut eivät ota mitään, vaan tiettyjä, diskreettejä (epäjatkuvia) arvoja. Kvanttilukujen naapuriarvot eroavat yhdellä. Kvanttiluvut määräävät atomiradan koon (n), muodon (l) ja suunnan (m l) avaruudessa. Yhdellä tai toisella atomiradalla oleva elektroni muodostaa elektronipilven, joka voi olla eri muotoinen saman atomin elektroneille (kuva 1). Elektronipilvien muodot ovat samanlaisia kuin AO. Niitä kutsutaan myös elektroni- tai atomikiertoradoiksi. Elektronipilvelle on tunnusomaista neljä lukua (n, l, m 1 ja m 5).
