Distribusi ditandai dengan aturan berikut:
prinsip Pauli;
aturan Gund;
prinsip energi terkecil dan aturan Klechkovsky.
Oleh prinsip pauli Sebuah atom tidak dapat memiliki dua atau lebih elektron dengan nilai keempat bilangan kuantum yang sama. Berdasarkan prinsip Pauli, Anda dapat mengatur kapasitas maksimum setiap level energi dan sublevel.
|
Sublevel, |
Penunjukan sublevel |
Bilangan kuantum magnetik, m |
Putar bilangan kuantum, s |
|
|
|
||||
|
|
||||
|
3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 |
|
Dengan demikian, jumlah elektron maksimum per:
s -tingkat bawah - 2,
p - subtingkat - 6,
d -tingkat bawah - 10,
f -tingkat bawah - 14.
Dalam tingkat kuantum n, sebuah elektron dapat mengambil nilai 2n 2 keadaan berbeda, yang ditetapkan secara empiris menggunakan analisis spektral.
Aturan Gund : pada setiap sublevel, elektron cenderung menempati jumlah maksimum sel energi bebas sehingga total spin memiliki nilai terbesar.
Sebagai contoh:
benar salah salah
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
Prinsip energi terkecil dan aturan Klechkovsky: elektron terutama mengisi orbital kuantum dengan energi minimum. Karena cadangan energi dalam sebuah atom ditentukan oleh nilai jumlah bilangan kuantum utama dan orbital (n + ), elektron pertama-tama mengisi orbital yang jumlah (n + ) adalah yang terkecil.
Contoh: jumlah (n + ) untuk sublevel 3d adalah n = 3, l = 2, maka (n + ) = 5; untuk sublevel 4s: n = 4, = 0, maka (n + ) = 4. Dalam hal ini, sublevel 4s diisi terlebih dahulu dan baru kemudian sublevel 3d.
Jika nilai energi totalnya sama, maka level yang lebih dekat ke inti akan terisi.
Misalnya: untuk 3d: n=3, =2 , (n + ) = 5 ;
untuk 4p: n = 4, = 1, (n + ) = 5.
Karena n = 3 < n = 4, 3d akan diisi dengan elektron lebih awal dari 4 p.
Dengan demikian, urutan pengisian level dan sublevel dengan elektron dalam atom:
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 …..
Rumus elektronik
Rumus elektronik adalah representasi grafis dari distribusi elektron di atas level dan sublevel dalam sebuah atom. Ada dua jenis rumus:
saat menulis, hanya dua bilangan kuantum yang digunakan: n dan . Bilangan kuantum utama ditunjukkan dengan angka sebelum huruf penunjukan sublevel. Bilangan kuantum orbital ditunjukkan dengan huruf s, p, d, atau f. Jumlah elektron ditunjukkan dengan angka sebagai eksponen.
Misalnya: +1 H: 1s 1 ; +4 Jadilah: 1s 2 2s 2 ;
2 Dia: 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 .
Yaitu urutan
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 …..
rumus elektronik grafis - semua 4 bilangan kuantum digunakan - ini adalah distribusi elektron dalam sel kuantum. Nomor kuantum utama digambarkan di sebelah kiri, orbital - di bagian bawah dengan huruf, magnet - jumlah sel, putaran - arah panah.
Sebagai contoh:
8 O:…2s 2 2p 4 
Rumus grafik hanya digunakan untuk menulis elektron valensi.
Pertimbangkan kompilasi rumus elektronik untuk elemen berdasarkan periode.
Periode I mengandung 2 elemen, di mana tingkat kuantum I dan subtingkat s terisi penuh dengan elektron (jumlah maksimum elektron per subtingkat adalah 2):
2 Dia: n=1 1s 2
Elemen di mana sublevel s diisi terakhir ditugaskan ke s -keluarga dan telepon s -elemen .
Unsur-unsur periode II mengisi tingkat kuantum II, sublevel s dan p (jumlah maksimum elektron pada sublevel p adalah 8).
3 Li: 1s 2 2s 1 ; 4 Jadilah: 1s 2 2s 2 ;
5 B: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6
Elemen di mana sublevel-p diisi terakhir ditugaskan ke keluarga-p dan telepon elemen-p .
Unsur-unsur periode III mulai membentuk tingkat kuantum III. Na dan Mg mengisi sublevel 3s dengan elektron. Untuk elemen dari 13 Al hingga 18 Ar, sublevel 3p diisi; Sublevel 3d tetap kosong, karena memiliki tingkat energi yang lebih tinggi daripada sublevel 4s dan tidak terisi untuk elemen periode III.
Sublevel 3d mulai diisi pada elemen periode IV, dan 4d - pada elemen periode V (sesuai dengan urutan):
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 menit: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ;
33 Sebagai: 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 detik 2 4d 5
Elemen di mana sublevel d diisi terakhir ditugaskan ke d -keluarga dan telepon d -elemen .
4f diisi hanya setelah elemen ke-57 dari periode VI:
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 ;
Populasi tingkat kuantum V oleh elektron berlangsung mirip dengan periode IV. Dengan demikian, urutan populasi level dan sublevel yang ditunjukkan sebelumnya oleh elektron diamati:
6s 2 5d 10 4f 14 6p 6
populasi level kuantum baru oleh elektron selalu dimulai dari sublevel s. Untuk elemen periode tertentu, hanya sublevel s dan p dari level kuantum terluar yang diisi oleh elektron;
populasi sublevel d tertunda oleh periode I; Sublevel 3d diisi untuk elemen periode IV, 4d - sublevel untuk elemen periode V, dst.;
populasi elektron f dari sublevel tertunda 2 periode; Sublevel 4f diisi oleh elemen periode VI, sublevel 5f diisi oleh elemen periode VII, dan seterusnya.
Sistem periodik unsur Mendeleev.
Sistem periodik unsur kimia (tabel periodik) - klasifikasi unsur kimia, menetapkan ketergantungan berbagai sifat unsur pada muatan inti atom.
Grup
Grup, atau keluarga, adalah salah satu kolom dalam tabel periodik. Grup, sebagai suatu peraturan, dicirikan oleh tren periodik yang lebih menonjol daripada periode atau blok.
Sesuai dengan sistem penamaan internasional, kelompok diberi nomor dari 1 hingga 18 dalam arah dari kiri ke kanan - dari logam alkali hingga gas mulia.
Periode
Periode - baris dalam tabel periodik. Dalam satu periode, unsur-unsur menunjukkan pola tertentu dalam ketiga aspek di atas (jari-jari atom, energi ionisasi, dan keelektronegatifan), serta dalam energi afinitas elektron.
Blok
Mengingat pentingnya kulit elektron terluar suatu atom, berbagai daerah dalam tabel periodik kadang-kadang digambarkan sebagai blok, dinamai sesuai dengan kulit tempat elektron terakhir berada. Blok-S mencakup dua kelompok pertama, yaitu logam alkali dan alkali tanah, serta hidrogen dan helium; Blok-p terdiri dari enam kelompok terakhir (13 sampai 18 menurut standar penamaan IUPAC, atau IIIA sampai VIIIA menurut sistem Amerika) dan termasuk, di antara unsur-unsur lain, semua metaloid. Blok-D - ini adalah grup dari 3 hingga 12 (IUPAC), mereka juga dari IIIB hingga IIB dalam gaya Amerika, yang mencakup semua logam transisi. Blok-F, yang biasanya dikeluarkan dari tabel, terdiri dari lantanida dan aktinida.
Sistem periodik D. I. Mendeleev telah menjadi tonggak penting dalam perkembangan ilmu atom dan molekuler. Berkat dia, konsep modern tentang unsur kimia terbentuk, gagasan tentang zat dan senyawa sederhana diklarifikasi.
Komposisi dan karakteristik inti atom.
inti atom- bagian tengah atom, di mana massa utamanya terkonsentrasi (lebih dari 99,9%). Nukleus bermuatan positif, muatan nukleus menentukan unsur kimia yang ditugaskan pada atom.
Inti atom terdiri dari nukleon - proton bermuatan positif dan neutron netral, yang saling berhubungan melalui interaksi yang kuat.
Inti atom, yang dianggap sebagai kelas partikel dengan jumlah proton dan neutron tertentu, biasanya disebut nuklida.
Jumlah proton dalam nukleus disebut nomor muatannya - jumlah ini sama dengan nomor urut elemen tempat atom itu berada, dalam tabel (sistem periodik unsur) Mendeleev. Jumlah proton dalam nukleus menentukan struktur kulit elektron dari atom netral dan dengan demikian sifat kimia dari unsur yang sesuai. Jumlah neutron dalam inti disebut bilangan isotop. Nukleus dengan jumlah proton yang sama dan jumlah neutron yang berbeda disebut isotop. Inti dengan jumlah neutron yang sama tetapi jumlah proton yang berbeda disebut isoton.
Jumlah total nukleon dalam inti disebut nomor massa () dan kira-kira sama dengan massa rata-rata atom, ditunjukkan dalam tabel periodik. Nuklida dengan nomor massa yang sama tetapi komposisi proton-neutron berbeda disebut isobar.
Bobot
Karena perbedaan jumlah neutron, isotop suatu unsur memiliki massa yang berbeda, yang merupakan karakteristik penting dari nukleus. Dalam fisika nuklir, massa inti biasanya diukur dalam satuan massa atom ( sebuah. makan.), untuk satu a. e.m. ambil 1/12 massa nuklida 12 C [sn 2] . Perlu dicatat bahwa massa standar yang biasanya diberikan untuk nuklida adalah massa atom netral. Untuk menentukan massa inti, perlu untuk mengurangi jumlah massa semua elektron dari massa atom (nilai yang lebih akurat akan diperoleh jika kita juga memperhitungkan energi ikat elektron dengan inti) .
Selain itu, energi yang setara dengan massa sering digunakan dalam fisika nuklir. Menurut hubungan Einstein, setiap nilai massa sesuai dengan energi total:
Dimana kecepatan cahaya dalam ruang hampa.
Perbandingan antara a. e.m. dan energinya setara dalam joule:
dan karena 1 elektron volt \u003d 1.602176 10 19 J, maka energinya setara dengan a. e.m. ke MeV sama dengan
Radius
Analisis peluruhan inti berat menyempurnakan perkiraan Rutherford [SN 3] dan menghubungkan jari-jari inti dengan nomor massa dengan hubungan sederhana:
dimana adalah konstanta.
Karena jari-jari inti bukanlah karakteristik geometris murni dan terutama terkait dengan jari-jari aksi gaya nuklir, nilainya tergantung pada proses, selama analisis yang nilainya diperoleh, nilai rata-rata m, sehingga jari-jari inti dalam meter
Mengenakan biaya
Jumlah proton dalam nukleus secara langsung menentukan muatan listriknya, isotop memiliki jumlah proton yang sama, tetapi jumlah neutron yang berbeda. .
Muatan inti atom pertama kali ditentukan oleh Henry Moseley pada tahun 1913. Ilmuwan menafsirkan pengamatan eksperimentalnya dengan ketergantungan panjang gelombang sinar-X pada konstanta tertentu , berubah satu dari elemen ke elemen dan sama dengan satu untuk hidrogen:
, di mana
Dan - permanen.
Energi ikat inti.
Energi ikat inti sama dengan energi minimum yang harus dikeluarkan untuk pemecahan lengkap inti menjadi partikel individu. Berdasarkan hukum kekekalan energi, energi ikat sama dengan energi yang dilepaskan selama pembentukan inti dari partikel individu.
Energi ikat setiap inti dapat ditentukan dengan mengukur massanya secara akurat. Saat ini, fisikawan telah belajar mengukur massa partikel - elektron, proton, neutron, inti, dll. - dengan akurasi yang sangat tinggi. Pengukuran ini menunjukkan bahwa massa inti apa pun M i selalu lebih kecil dari jumlah massa proton dan neutron penyusunnya:
Energi ini dilepaskan selama pembentukan inti dalam bentuk radiasi -kuanta.
kekuatan nuklir.
kekuatan nuklir jarak pendek pasukan. Mereka muncul hanya pada jarak yang sangat kecil antara nukleon dalam inti dengan orde 10-15 m.Panjangnya (1,5-2,2) 10-15 m disebut jangkauan kekuatan nuklir.
Pasukan nuklir menemukan mengisi kemerdekaan : daya tarik antara dua nukleon adalah sama terlepas dari keadaan muatan nukleon - proton atau neutron. Independensi muatan gaya nuklir dilihat dari perbandingan energi ikat inti cermin . Apa yang disebut nukleus?,di mana jumlah total nukleon adalah sama,tetapi jumlah proton di satu sama dengan jumlah neutron di yang lain.
Kekuatan nuklir memiliki properti saturasi , yang memanifestasikan dirinya dalam, bahwa nukleon dalam nukleus hanya berinteraksi dengan sejumlah nukleon tetangga yang paling dekat dengannya. Itulah sebabnya ada ketergantungan linier energi ikat inti pada nomor massanya A. Kejenuhan gaya nuklir yang hampir sempurna dicapai pada partikel , yang merupakan formasi yang sangat stabil.
Kekuatan nuklir bergantung pada orientasi putaran nukleon yang berinteraksi. Hal ini ditegaskan oleh perbedaan karakter hamburan neutron oleh molekul orto- dan para-hidrogen. Pada molekul ortohidrogen, putaran kedua proton sejajar satu sama lain, sedangkan pada molekul parahidrogen keduanya antiparalel. Eksperimen telah menunjukkan bahwa hamburan neutron oleh parahidrogen adalah 30 kali lebih besar daripada hamburan oleh ortohidrogen. Kekuatan nuklir tidak sentral.
Jadi mari kita daftar sifat umum gaya nuklir :
jarak pendek gaya nuklir ( R~ 1 fm);
potensi nuklir besar kamu~ 50 MeV;
· ketergantungan gaya nuklir pada putaran partikel yang berinteraksi;
· karakter tensor interaksi nukleon;
· gaya nuklir bergantung pada orientasi timbal balik dari spin dan momen orbital nukleon (gaya spin-orbit);
interaksi nuklir memiliki sifat kejenuhan;
biaya kemerdekaan kekuatan nuklir;
pertukaran karakter interaksi nuklir;
tarik menarik antar nukleon pada jarak yang jauh ( r> 1 fm), digantikan oleh gaya tolak-menolak yang kecil ( r < 0,5 Фм).
Karena inti atom yang bereaksi tetap tidak berubah selama reaksi kimia, sifat kimia atom terutama bergantung pada struktur kulit elektron atom. Oleh karena itu, kita akan membahas lebih rinci tentang distribusi elektron dalam atom, dan terutama pada mereka yang menentukan sifat kimia atom (yang disebut elektron valensi), dan, akibatnya, periodisitas dalam sifat atom dan sifat-sifatnya. senyawa. Kita telah mengetahui bahwa keadaan elektron dapat dijelaskan dengan himpunan empat bilangan kuantum, tetapi untuk menjelaskan struktur kulit elektron atom, Anda perlu mengetahui tiga ketentuan utama berikut: 1) prinsip Pauli, 2) prinsip energi paling sedikit, dan 3) tekan Hund. prinsip pauli. Pada tahun 1925, fisikawan Swiss W. Pauli menetapkan aturan yang kemudian disebut prinsip Pauli (atau pengecualian Pauli): dapat ada dua elektron dalam atom ve yang memiliki sifat yang sama. Mengetahui bahwa sifat-sifat elektron dicirikan oleh bilangan kuantum, prinsip Pauli juga dapat dirumuskan dengan cara ini: tidak mungkin ada dua elektron dalam sebuah atom, di mana keempat bilangan kuantum akan sama. Setidaknya salah satu bilangan kuantum l, /, mt atau m3 harus berbeda. Jadi, elektron dengan kuantum yang sama - Berikut ini, kami setuju untuk secara grafis menunjukkan elektron yang memiliki nilai s = + lj2> dengan panah T, dan mereka yang memiliki nilai J- ~ lj2 - dengan panah Dua elektron memiliki spin yang sama sering disebut elektron dengan spin paralel dan dilambangkan dengan ft (atau C). Dua elektron yang spinnya berlawanan disebut elektron dengan spin aptiparalel dan dilambangkan dengan | Bilangan ke-J l, I, dan mt tentu harus berbeda dalam putarannya. Oleh karena itu, dalam sebuah atom hanya ada dua elektron dengan n, / dan m yang sama, satu dengan m = -1/2, yang lain dengan m = + 1/2. Sebaliknya, jika spin dua elektron sama, salah satu bilangan kuantum harus berbeda: n, / atau mh n= 1. Maka /=0, mt-0 dan t dapat bernilai sembarang: +1/ 2 atau -1/2. Kita melihat bahwa jika n - 1, hanya ada dua elektron seperti itu. Dalam kasus umum, untuk setiap nilai n tertentu, elektron terutama berbeda dalam bilangan kuantum samping /, yang mengambil nilai dari 0 hingga n-1. Untuk mengetahui apakah/ dapat ada (2/+1) elektron dengan nilai bilangan kuantum magnetik m yang berbeda. Angka ini harus digandakan, karena nilai yang diberikan dari l, /, dan m( sesuai dengan dua nilai yang berbeda dari proyeksi putaran mx. Akibatnya, jumlah maksimum elektron dengan nomor kuantum yang sama l dinyatakan dengan jumlah.Dari sini jelas mengapa tidak ada lebih dari 2 elektron pada tingkat energi pertama, 8 pada kedua, 18 pada ketiga, dll Perhatikan, misalnya, atom hidrogen iH. Ada satu elektron dalam atom hidrogen iH, dan putaran elektron ini dapat diarahkan sewenang-wenang (yaitu ms ^ + ij2 atau mt = -1 / 2), dan elektron berada dalam keadaan s-co pada tingkat energi pertama dengan l- 1 (Ingat sekali lagi bahwa tingkat energi pertama terdiri dari satu sublevel - 15, tingkat energi kedua - dari dua sublevel - 2s dan 2p, yang ketiga - dari tiga sublevel - 3 *, Zru 3d, dll.). Sublevel, pada gilirannya, dibagi menjadi sel kuantum * (keadaan energi ditentukan oleh jumlah kemungkinan nilai m (, yaitu 2 / 4-1). Merupakan kebiasaan untuk secara grafis mewakili sel sebagai persegi panjang , arah putaran elektron adalah panah.Oleh karena itu, keadaan elektron dalam atom hidrogen iH dapat direpresentasikan sebagai Ijt1, atau, yang sama, Yang Anda maksud dengan "sel kuantum" * sebuah orbital yang dicirikan oleh himpunan yang sama nilai bilangan kuantum n, I dan m* dalam setiap sel dapat ditempatkan maksimal dua elektron dengan ayati-paralel spin, yang dilambangkan dengan ti - Distribusi elektron dalam atom Pada atom helium 2He, kuantum bilangan n-1, / \u003d 0 dan m (-0) sama untuk kedua elektronnya, dan bilangan kuantum m3 berbeda Proyeksi putaran elektron helium dapat berupa mt \u003d + V2 dan ms \u003d - V2 struktur kulit elektron atom helium 2He dapat direpresentasikan sebagai Is-2 atau, yang sama, 1S DAN Mari kita gambarkan struktur kulit elektron lima atom unsur periode kedua tabel periodik: Kulit elektron 6C, 7N, dan VO harus diisi persis seperti ini, tidak jelas sebelumnya. Susunan putaran tertentu ditentukan oleh apa yang disebut aturan Hund (pertama kali dirumuskan pada tahun 1927 oleh fisikawan Jerman F. Gund). aturan Gund. Untuk nilai I tertentu (yaitu, dalam sublevel tertentu), elektron diatur sedemikian rupa sehingga total seratus * adalah maksimum. Jika, misalnya, perlu untuk mendistribusikan tiga elektron dalam tiga / ^-sel atom nitrogen, maka mereka masing-masing akan ditempatkan di sel yang terpisah, yaitu, ditempatkan pada tiga orbital p yang berbeda: Dalam hal ini, total spin adalah 3/2, karena proyeksinya adalah m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* Tiga elektron yang sama tidak dapat disusun dengan cara ini: 2p NI karena proyeksi total putaran adalah mm = + 1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Untuk alasan ini, persis seperti di atas, elektron terletak di atom karbon, nitrogen, dan oksigen. Mari kita pertimbangkan lebih lanjut konfigurasi elektron atom periode ketiga berikutnya. Dimulai dengan natrium uNa, tingkat energi ketiga dengan bilangan kuantum utama n-3 diisi. Atom-atom dari delapan unsur pertama periode ketiga memiliki konfigurasi elektron sebagai berikut: Perhatikan sekarang konfigurasi elektron atom pertama periode keempat kalium 19K. 18 elektron pertama mengisi orbital berikut: ls12s22p63s23p6. Tampaknya; bahwa elektron kesembilan belas dari atom kalium harus jatuh pada sublevel 3d, yang sesuai dengan n = 3 dan 1=2. Namun, pada kenyataannya, elektron valensi atom kalium terletak pada orbital 4s. Pengisian kulit lebih lanjut setelah elemen ke-18 tidak terjadi dalam urutan yang sama seperti pada dua periode pertama. Elektron dalam atom diatur sesuai dengan prinsip Pauli dan aturan Hund, tetapi sedemikian rupa sehingga energinya paling kecil. Prinsip energi paling sedikit (kontribusi terbesar untuk pengembangan prinsip ini dibuat oleh ilmuwan domestik V. M. Klechkovsky) - dalam sebuah atom, setiap elektron ditempatkan sehingga energinya minimal (yang sesuai dengan koneksi terbesarnya dengan nukleus) . Energi elektron terutama ditentukan oleh bilangan kuantum utama n dan bilangan kuantum samping /, oleh karena itu, sublevel yang jumlah nilai bilangan kuantum pi / adalah yang terkecil diisi terlebih dahulu. Sebagai contoh, energi elektron pada sublevel 4s lebih kecil dari pada sublevel 3d, karena pada kasus pertama n+/=4+0=4, dan pada kasus kedua n+/=3+2= 5; pada sublevel 5* (n+ /=5+0=5) energinya lebih kecil daripada di Ad (l + /=4+ 4-2=6); dengan 5p (l+/=5 +1 = 6) energinya lebih kecil dari 4/(l-f/= =4+3=7), dll. Adalah V. M. Klechkovsky yang pertama kali pada tahun 1961 merumuskan proposisi umum bahwa elektron dalam keadaan dasar menempati tingkat tidak dengan nilai n minimum yang mungkin, tetapi dengan nilai terkecil dari jumlah n + / « Dalam kasus ketika jumlah nilai pi / sama untuk dua sublevel, sublevel dengan nilai n yang lebih rendah. Misalnya, pada sublevel 3d, Ap, 5s, jumlah nilai pi/ sama dengan 5. Dalam hal ini, sublevel dengan nilai n yang lebih kecil diisi terlebih dahulu, yaitu. , 3dAp-5s, dll. Dalam sistem periodik unsur Mendeleev, urutan pengisian tingkat dan subtingkat elektron adalah sebagai berikut (Gbr. 2.4). Distribusi elektron dalam atom Skema pengisian tingkat energi dan sublevel dengan elektron Oleh karena itu, sesuai dengan prinsip energi terkecil, dalam banyak kasus, secara energetik lebih menguntungkan bagi elektron untuk menempati sublevel dari level "atas", meskipun sublevel dari level "lebih rendah" tidak terisi: Itulah sebabnya pada periode keempat sublevel 4s diisi terlebih dahulu dan baru setelah itu sublevel 3d .
Setiap orbital atom sesuai dengan energi tertentu. Urutan AO dalam energi ditentukan oleh dua aturan Klechkovsky:
1) energi elektron terutama ditentukan oleh nilai prinsip (n) dan orbital ( aku) bilangan kuantum, jadi pertama-tama elektron mengisi sublevel yang jumlahnya (n + aku) lebih kecil.
Misalnya, orang mungkin berasumsi bahwa sublevel 3d lebih rendah energinya daripada 4s. Namun, menurut aturan Klechkovsky, energi keadaan 4s kurang dari 3d, karena untuk 4s jumlah (n + aku) = 4 + 0 = 4, dan untuk 3d - (n + aku) = 3 + 2 = 5.
2) Jika jumlah (n + aku) adalah sama untuk dua sublevel (misalnya, untuk sublevel 3d dan 4p jumlah ini sama dengan 5), level dengan yang lebih kecil n. Oleh karena itu, pembentukan tingkat energi atom unsur periode keempat terjadi dalam urutan berikut: 4s - 3d - 4p. Sebagai contoh:
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
Jadi, dengan mempertimbangkan aturan Klechkovsky, energi orbital atom meningkat sesuai dengan deret
1 detik< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p
Catatan. Tanda berarti energi AO dekat, jadi di sini pelanggaran aturan Klechkovsky mungkin terjadi.
Dengan menggunakan deret ini, seseorang dapat menentukan struktur elektronik atom apa pun. Untuk melakukan ini, Anda perlu menambahkan dan menempatkan elektron secara berurutan pada sublevel dan orbital atom. Dalam hal ini, perlu mempertimbangkan prinsip Pauli dan aturan dua Hund.
3. Prinsip Pauli menentukan kapasitas AO: Sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron dengan himpunan keempat bilangan kuantum yang sama.
Dengan kata lain, satu AO yang dicirikan oleh tiga bilangan kuantum hanya dapat menampung dua elektron dengan putaran yang berlawanan, yaitu untuk satu AO, dua opsi yang mungkin untuk pengisiannya dapat ditulis:
satu elektron dan dua elektron .
Dalam hal ini, arah spesifik spin untuk satu elektron dalam orbital tidak menjadi masalah, yang penting spin untuk dua elektron dalam satu AO memiliki tanda yang berlawanan. Prinsip Pauli dan saling ketergantungan antara nilai-nilai n, aku, dan m tentukan jumlah elektron maksimum yang mungkin per orbital, sublevel dan level (Tabel 2.4):
-pada satu AO - 2 elektron;
- di tingkat bawah aku- 2(2l+1) elektron;
- di tingkat n - 2n 2 elektron.
Tabel 2.4
Distribusi elektron
berdasarkan tingkat energi, sublevel dan orbital
| tingkat energi | Bilangan kuantum utama | Sublevel energi | orbital atom | Jumlah maksimum elektron | |
| sublevel | tingkat | ||||
| 1 | s( aku= 0) | ||||
| s( aku= 0) | |||||
| 2 | p( aku= 1) | ||||
| s( aku= 0) | |||||
| 3 | p( aku= 1) | ||||
| d( aku=2) |
4. Aturan Two Hund menggambarkan urutan elektron mengisi AO dari satu sublevel:
Aturan pertama: dalam sublevel tertentu, elektron cenderung mengisi keadaan energi (AO) sedemikian rupa sehingga jumlah putarannya dalam nilai absolut maksimum. Dalam hal ini, energi sistem minimal.
Sebagai contoh, perhatikan konfigurasi elektron atom karbon. Nomor atom unsur ini adalah 6. Ini berarti bahwa ada 6 elektron dalam atom dan mereka berada pada 2 tingkat energi (atom karbon berada pada periode kedua), yaitu. 1s 2 2s 2 2p2 . Secara grafis, sublevel 2p dapat direpresentasikan dalam tiga cara:
m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1
A B C
Jumlah putaran dalam opsi sebuah sama dengan nol. Dalam varian b dan di jumlah putarannya adalah: +½ = 1 (dua elektron berpasangan selalu berjumlah nol, jadi kita memperhitungkan elektron yang tidak berpasangan).
Saat memilih di antara opsi b dan di ikuti aturan kedua Hund : keadaan dengan jumlah maksimum (dalam nilai absolut) bilangan kuantum magnetik memiliki energi minimum.
Menurut aturan Hund, opsi memiliki keuntungan b(jumlah |1+ 0| sama dengan 1) , karena dalam varian di jumlah |+1–1| sama dengan 0.
Mari kita definisikan, misalnya, rumus elektronik dari unsur vanadium (V). Karena nomor atomnya adalah Z = 23, 23 elektron harus ditempatkan pada sublevel dan level (ada empat, karena vanadium berada pada periode keempat). Kami secara berurutan mengisi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (menggarisbawahi level dan sublevel yang belum selesai). Penempatan elektron pada 3d-AO menurut aturan Hund adalah:
Untuk selenium (Z = 34) rumus elektronik lengkapnya adalah: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, tingkat keempat tidak lengkap.
Mengisi sublevel ini menurut aturan Hund: 4p
Peran khusus dalam kimia dimainkan oleh elektron dari level dan sublevel terakhir yang tidak terisi, yang disebut valensi(dalam rumus V, Se digarisbawahi). Misalnya, dalam vanadium ini adalah elektron dari tingkat keempat 4s 2 yang tidak terisi dan subtingkat 3d 3 yang tidak terisi, yaitu. 5 elektron akan menjadi valensi 4s 2 3d 3 ; selenium memiliki 6 elektron - 4s 2 4p 4 .
Dengan nama sublevel terakhir yang diisi, unsur-unsur tersebut disebut unsur-s, unsur-p, unsur-d dan unsur-f.
Rumus elektron valensi yang ditemukan menurut aturan yang dijelaskan disebut resmi. Faktanya, rumus nyata yang ditentukan dari eksperimen atau perhitungan mekanika kuantum agak berbeda dari rumus kanonik, karena Aturan Klechkovsky, prinsip Pauli, dan aturan Gund terkadang dilanggar. Alasan pelanggaran ini dibahas di bawah ini.
Contoh 1. Tuliskan rumus elektronik atom suatu unsur dengan nomor atom 16. Gambarkan elektron valensi secara grafis dan cirikan salah satunya dengan bilangan kuantum.
Keputusan. Nomor atom 16 memiliki atom belerang. Oleh karena itu, muatan inti adalah 16, pada umumnya atom belerang mengandung 16 elektron. Rumus elektronik atom belerang ditulis: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (elektron valensi digarisbawahi).
Rumus grafik elektron valensi: 
Keadaan setiap elektron dalam atom ditandai dengan empat bilangan kuantum. Rumus elektronik memberikan nilai bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum orbital. Jadi, untuk elektron bertanda, keadaan 3p berarti n = 3 dan aku= 1(p). Rumus grafik memberikan nilai dua bilangan kuantum lagi - magnetis dan spin. Untuk elektron bertanda m = -1 dan s = 1/2.
Contoh 2. Karakterisasi elektron valensi atom skandium dengan empat bilangan kuantum.
Keputusan. Skandium berada pada periode ke-4, yaitu lapisan kuantum terakhir adalah yang keempat, dalam kelompok ke-3, yaitu. tiga elektron valensi.
Rumus elektron elektron valensi adalah: 4s 2 3d 1 .
Rumus grafik: 
Jika partikel identik memiliki bilangan kuantum yang sama, maka fungsi gelombangnya simetris terhadap permutasi partikel. Oleh karena itu, dua fermion identik yang termasuk dalam satu sistem tidak dapat berada dalam keadaan yang sama, karena untuk fermion, fungsi gelombang harus antisimetris. Meringkas data eksperimen, V. Pauli membentuk prinsip pengecualian , Dimana sistem fermion ditemukan di alam hanya di negara bagian,dijelaskan oleh fungsi gelombang antisimetris(formulasi mekanika kuantum dari prinsip Pauli).
Dari posisi ini mengikuti formulasi sederhana dari prinsip Pauli, yang diperkenalkan olehnya ke dalam teori kuantum (1925) bahkan sebelum konstruksi mekanika kuantum: dalam sistem fermion identik dua dari mereka tidak bisa secara bersamaan berada dalam keadaan yang sama . Perhatikan bahwa jumlah boson identik dalam keadaan yang sama tidak terbatas.
Ingat bahwa keadaan elektron dalam atom secara unik ditentukan oleh himpunan empat bilangan kuantum :
utama n ;
orbit aku 
, biasanya keadaan ini menunjukkan 1 s, 2d, 3f;
magnet ();
· putaran magnet ().
Distribusi elektron dalam atom terjadi menurut prinsip Pauli, yang dapat dirumuskan untuk atom dalam bentuk paling sederhana: dalam atom yang sama tidak boleh ada lebih dari satu elektron dengan himpunan empat bilangan kuantum yang sama: n, aku, , :
Z (n, aku, , ) = 0 atau 1,
di mana Z (n, aku, , ) adalah jumlah elektron dalam keadaan kuantum, dijelaskan oleh satu set empat bilangan kuantum: n, aku, , . Dengan demikian, prinsip Pauli menyatakan, dua elektron itu ,terikat dalam atom yang sama berbeda nilainya ,paling sedikit ,satu bilangan kuantum .
Jumlah maksimum elektron dalam keadaan yang dijelaskan oleh satu set tiga bilangan kuantum n, aku dan m, dan hanya berbeda dalam orientasi spin elektron sama dengan:
| , | (8.2.1) |
karena bilangan kuantum spin hanya dapat mengambil dua nilai 1/2 dan -1/2.
Jumlah maksimum elektron yang berada dalam keadaan ditentukan oleh dua bilangan kuantum n dan aku:
 .
|
(8.2.2) |
Dalam hal ini, vektor momentum sudut orbital elektron dapat mengambil ruang (2 aku+ 1) orientasi yang berbeda (Gbr. 8.1).
Jumlah maksimum elektron dalam keadaan ditentukan oleh nilai bilangan kuantum utama n, sama dengan:
 .
|
(8.2.3) |
Himpunan elektron dalam atom multi-elektron,memiliki bilangan kuantum utama yang sama n,ditelepon kulit elektron atau lapisan .
Di setiap kulit, elektron didistribusikan sepanjang subkulit sesuai dengan ini aku.
luas ruang,di mana ada kemungkinan tinggi untuk menemukan elektron, ditelepon subkulit atau orbit . Tampilan jenis orbital utama ditunjukkan pada gambar. 8.1.
Karena bilangan kuantum orbital mengambil nilai dari 0 hingga , jumlah subkulit sama dengan nomor urut n kerang. Jumlah elektron dalam subkulit ditentukan oleh bilangan kuantum spin magnetik dan magnet: jumlah maksimum elektron dalam subkulit dengan aku sama dengan 2(2 aku+ 1). Penunjukan kulit, serta distribusi elektron di atas kulit dan subkulit, diberikan dalam Tabel. satu.
Tabel 1
| Bilangan kuantum utama n |
|||||||||||||||
| simbol cangkang |
|||||||||||||||
| Jumlah maksimum elektron pada kulit |
|||||||||||||||
| Bilangan kuantum orbital aku |
|||||||||||||||
| Simbol subkulit |
|||||||||||||||
| Jumlah maksimum elektron dalam subkulit |
|||||||||||||||
