ენერგიის ქვედონეები.

უფრო მკაცრად რომ ვთქვათ, ქვედონეების შედარებითი განლაგება განისაზღვრება არა იმდენად მათი დიდი ან ნაკლები ენერგიით, არამედ ატომის მთლიანი ენერგიის მინიმუმის მოთხოვნით.

ელექტრონების განაწილება ატომურ ორბიტალებში ხდება, დაწყებული ორბიტალიდან ყველაზე დაბალი ენერგიის მქონე (მინიმალური ენერგიის პრინციპი),იმათ. ელექტრონი შედის ბირთვის უახლოეს ორბიტალში. ეს ნიშნავს, რომ ჯერ ის ქვედონეები ივსება ელექტრონებით, რომლებისთვისაც კვანტური რიცხვების მნიშვნელობების ჯამი ( n+l) მინიმალური იყო. ამრიგად, 4s ქვედონეზე ელექტრონის ენერგია ნაკლებია 3D ქვედონეზე მდებარე ელექტრონის ენერგიაზე. შესაბამისად, ქვედონეების შევსება ელექტრონებით ხდება შემდეგი თანმიმდევრობით: 1წ< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.

ამ მოთხოვნიდან გამომდინარე, მინიმალური ენერგია მიიღწევა ატომების უმეტესობისთვის, როდესაც მათი ქვედონეები ივსება ზემოთ ნაჩვენები თანმიმდევრობით. მაგრამ არის გამონაკლისები, რომლებიც შეგიძლიათ იხილოთ ცხრილებში "ელემენტების ელექტრონული კონფიგურაციები", მაგრამ ეს გამონაკლისები იშვიათად უნდა იქნას გათვალისწინებული ელემენტების ქიმიური თვისებების განხილვისას.

ატომი ქრომიაქვს ელექტრონული კონფიგურაცია არა 4s 2 3d 4 , არამედ 4s 1 3d 5 . ეს არის მაგალითი იმისა, თუ როგორ სჭარბობს მდგომარეობების სტაბილიზაცია ელექტრონების პარალელური სპინებით 3d და 4s ქვედონეების ენერგეტიკულ მდგომარეობებში უმნიშვნელო განსხვავებაზე (ჰუნდის წესები), ანუ ენერგიულად ხელსაყრელი მდგომარეობები d-ქვედონეზეა. d5და d10.ქრომის და სპილენძის ატომების ვალენტური ქვედონეების ენერგეტიკული დიაგრამები ნაჩვენებია ნახ. 2.1.1.

ერთი ელექტრონის მსგავსი გადასვლა s-ქვედონედან d-ქვედონეზე ხდება კიდევ 8 ელემენტში: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au. ატომზე პდხდება ორი s-ელექტრონის გადასვლა d-ქვედონეზე: Pd 5s 0 4d 10 .

სურ.2.1.1. ქრომის და სპილენძის ატომების ვალენტურობის ქვედონეების ენერგეტიკული დიაგრამები

ელექტრონული გარსების შევსების წესები:

1. ჯერ გაარკვიეთ, რამდენ ელექტრონს შეიცავს ჩვენთვის საინტერესო ელემენტის ატომი. ამისათვის საკმარისია ვიცოდეთ მისი ბირთვის მუხტი, რომელიც ყოველთვის უდრის D.I-ს პერიოდულ სისტემაში ელემენტის სერიულ რაოდენობას. მენდელეევი. სერიული ნომერი (პროტონების რაოდენობა ბირთვში) ზუსტად უდრის ელექტრონების რაოდენობას მთელ ატომში.

2. თანმიმდევრულად ავსებენ ორბიტალებს, დაწყებული 1s ორბიტალით, არსებული ელექტრონებით, მინიმალური ენერგიის პრინციპის გათვალისწინებით. ამ შემთხვევაში შეუძლებელია ორზე მეტი ელექტრონის განთავსება საპირისპირო მიმართული სპინების მქონე თითოეულ ორბიტალზე (პაულის წესი).

3. ვწერთ ელემენტის ელექტრონულ ფორმულას.

ატომი არის ნაწილაკების რთული, დინამიურად სტაბილური მიკროსისტემა: პროტონები p +, ნეიტრონები n 0 და ელექტრონები e -.

სურ.2.1.2. ენერგიის დონეების შევსება ელემენტის ფოსფორის ელექტრონებით

წყალბადის ატომის ელექტრონული სტრუქტურა (z = 1) შეიძლება გამოსახული იყოს შემდეგნაირად:

+1 H 1s 1, n = 1,სადაც კვანტური უჯრედი (ატომური ორბიტალი) აღინიშნება როგორც წრფე ან კვადრატი, ხოლო ელექტრონები, როგორც ისრები.

პერიოდული სისტემის შემდგომი ქიმიური ელემენტის თითოეული ატომი არის მრავალელექტრონული ატომი.

ლითიუმის ატომს, ისევე როგორც წყალბადის და ჰელიუმის ატომს, აქვს s-ელემენტის ელექტრონული სტრუქტურა, რადგან. ლითიუმის ატომის ბოლო ელექტრონი "ზის" s-ქვედონეზე:

+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0

პირველი ელექტრონი p- მდგომარეობაში ჩნდება ბორის ატომში:

+5 V 1s 2 2s 2 2p 1

ელექტრონული ფორმულის დაწერა უფრო ადვილია კონკრეტული მაგალითის ჩვენება. დავუშვათ, უნდა გავარკვიოთ ელემენტის ელექტრონული ფორმულა სერიული ნომრით 7. ასეთი ელემენტის ატომს უნდა ჰქონდეს 7 ელექტრონი. მოდით, ორბიტალები შევავსოთ შვიდი ელექტრონით, დაწყებული ქვედა 1s ორბიტალიდან.

ასე რომ, 2 ელექტრონი განთავსდება 1s ორბიტალში, კიდევ 2 ელექტრონი 2s ორბიტალში, ხოლო დარჩენილი 3 ელექტრონი შეიძლება განთავსდეს სამ 2p ორბიტალში.

ელემენტის ელექტრონული ფორმულა სერიული ნომრით 7 (ეს არის ელემენტი აზოტი, რომელსაც აქვს სიმბოლო "N") ასე გამოიყურება:

+7 N 1s 2 2s 2 2p 3

განვიხილოთ ჰუნდის წესის მოქმედება აზოტის ატომის მაგალითზე: N 1s 2 2s 2 2p 3. მე-2 ელექტრონულ დონეზე არის სამი იდენტური p-ორბიტალი: 2px, 2py, 2pz. ელექტრონები დაასახლებენ მათ ისე, რომ თითოეულ ამ p-ორბიტალს ექნება ერთი ელექტრონი. ეს აიხსნება იმით, რომ მეზობელ უჯრედებში ელექტრონები ერთმანეთს ნაკლებად იგერიებენ, როგორც მსგავსი დამუხტული ნაწილაკები. ჩვენ მიერ მიღებული აზოტის ელექტრონული ფორმულა შეიცავს ძალიან მნიშვნელოვან ინფორმაციას: აზოტის მე-2 (გარე) ელექტრონული დონე სრულად არ არის სავსე ელექტრონებით (აქვს 2 + 3 = 5 ვალენტური ელექტრონი) და სამი ელექტრონი აკლია, სანამ ის სრულად არ შეივსება.

ატომის გარე დონე არის ბირთვიდან ყველაზე შორს, რომელიც შეიცავს ვალენტურ ელექტრონებს. სწორედ ეს გარსი მოდის კონტაქტში, როდესაც ის ეჯახება სხვა ატომების გარე დონეებს ქიმიურ რეაქციებში. სხვა ატომებთან ურთიერთობისას აზოტს შეუძლია მიიღოს 3 დამატებითი ელექტრონი თავის გარე დონეზე. ამ შემთხვევაში, აზოტის ატომი მიიღებს დასრულებულ, ანუ ყველაზე შევსებულ გარე ელექტრონულ დონეს, რომელზედაც განთავსდება 8 ელექტრონი.

დასრულებული დონე უფრო ენერგიულად ხელსაყრელია, ვიდრე არასრული, ამიტომ აზოტის ატომი ადვილად უნდა რეაგირებდეს ნებისმიერ სხვა ატომთან, რომელსაც შეუძლია მისცეს მას 3 დამატებითი ელექტრონი მისი გარე დონის დასასრულებლად.

პრინციპი მინიმალური ენერგიაგანსაზღვრავს რიგითობას, რომლითაც დასახლებულია სხვადასხვა ენერგიის მქონე ატომური ორბიტალები. მინიმალური ენერგიის პრინციპის მიხედვით, ელექტრონები პირველ რიგში იკავებენ ორბიტებს ყველაზე დაბალი ენერგიით. ქვედონეების ენერგია იზრდება სერიაში:

1ს < 2ს < 2 გვ < 3ს < 3გვ < 4ს < 3დ < 4გვ < 5ს < 4დ < 5გვ < 6ს < 4ვ 5დ < 6გვ < 7ს < 5ვ 6დ...

წყალბადის ატომს აქვს ერთი ელექტრონი, რომელიც შეიძლება იყოს ნებისმიერ ორბიტალში. თუმცა, ძირითად მდგომარეობაში ის უნდა დაიკავოს 1 სორბიტალი ყველაზე დაბალი ენერგიით.

კალიუმის ატომში ბოლო მეცხრამეტე ელექტრონს შეუძლია 3-ის დასახლება დ- ან 4 ს- ორბიტალური. მინიმალური ენერგიის პრინციპის მიხედვით, ელექტრონი იკავებს 4 ს-ორბიტალური, რაც დასტურდება ექსპერიმენტით.

ყურადღება უნდა მიექცეს აღნიშვნის 4-ის განუსაზღვრელობას ვ 5დდა 5 ვ 6დ. აღმოჩნდა, რომ ზოგიერთ ელემენტს უფრო დაბალი ენერგია აქვს 4 ვ-ქვედონე, სხვებს კი აქვთ 5 დ- ქვედონე. იგივე შეინიშნება 5-ზე ვ- და 6 დ-ქვედონეები.

პაულის პრინციპი

პრინციპი პაული, რომელსაც ხშირად უწოდებენ გამორიცხვის პრინციპს, ზღუდავს ელექტრონების რაოდენობას, რომლებიც შეიძლება იყოს ერთ ორბიტალში. პაულის პრინციპის მიხედვით, არაუმეტეს ორი ელექტრონი შეიძლება იყოს რომელიმე ორბიტალში და მხოლოდ მაშინ, თუ მათ აქვთ საპირისპირო სპინები (სპინის არათანაბარი რიცხვები). ამიტომ, ატომში არ უნდა იყოს ორი ელექტრონი იგივე ოთხი კვანტური რიცხვით ( ნ, ლ, მ ლ , მ ს).

ლითიუმის ატომს სამი ელექტრონი აქვს. ყველაზე დაბალი ენერგიის ორბიტალი - 1 ს-ორბიტალური - შეიძლება დაიკავოს მხოლოდ ორი ელექტრონი და ამ ელექტრონებს განსხვავებული სპინები უნდა ჰქონდეთ. თუ სპინი +1/2 აღინიშნება ზემოთ მიმართული ისრით და სპინი −1/2 აღინიშნება ქვემოთ მიმართული ისრით, მაშინ ორი ელექტრონი საპირისპირო ( ანტიპარალელური) სპინები იმავე ორბიტალში სქემატურად შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

ლითიუმის ატომში მესამე ელექტრონმა უნდა დაიკავოს ორბიტალი შემდეგ ენერგიით ყველაზე დაბალი ორბიტალამდე, ანუ 2. ს- ორბიტალური.

გუნდის წესი

ჰუნდის (ჰუნდის) წესი განსაზღვრავს თანამიმდევრობას, რომლითაც ელექტრონები ასახლებენ ორბიტალებს, რომლებსაც აქვთ იგივე ენერგია. იგი შეიმუშავა გერმანელმა თეორიულმა ფიზიკოსმა ფ. გუნდომი(Hundom) 1927 წელს ატომური სპექტრების ანალიზის საფუძველზე.

ჰუნდის წესის თანახმად, ორბიტალების პოპულაცია, რომლებიც მიეკუთვნებიან იმავე ენერგეტიკულ ქვედონეს, იწყება ერთი ელექტრონებით პარალელური (იგივე ნიშნით) სპინებით და მხოლოდ მას შემდეგ, რაც ერთმა ელექტრონებმა დაიკავეს ყველა ორბიტალი, ორბიტალების საბოლოო პოპულაცია ელექტრონების წყვილებით საპირისპირო სპინით. შეიძლება მოხდეს.. შედეგად, ატომის ყველა ელექტრონის მთლიანი სპინი (და სპინის კვანტური რიცხვების ჯამი) მაქსიმალური იქნება.

მაგალითად, აზოტის ატომს აქვს სამი ელექტრონი, რომელიც მდებარეობს 2-ზე რ- ქვედონე. ჰუნდის წესის მიხედვით, ისინი სათითაოდ უნდა განთავსდეს სამი 2-დან თითოეულზე რ-ორბიტალები. ამ შემთხვევაში, სამივე ელექტრონს უნდა ჰქონდეს პარალელური სპინები:

ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები

ორბიტალების სქემატურ წარმოდგენას, მათი ენერგიის გათვალისწინებით, ეწოდება ატომის ენერგეტიკული დიაგრამა. ის ასახავს ენერგიის დონეების და ქვედონეების ურთიერთმოწყობას.

დიაგრამაში ორბიტალები მითითებულია უჯრედების სახით: , ხოლო ელექტრონები - ისრების სახით: ან

ელექტრონს შეუძლია დაიკავოს ნებისმიერი თავისუფალი ორბიტალი, მაგრამ, მინიმალური ენერგიის პრინციპის მიხედვით, ყოველთვის უპირატესობას ანიჭებს უფრო დაბალი ენერგიის ორბიტალს. პაულის გამორიცხვის პრინციპი ზღუდავს ელექტრონების რაოდენობას თითოეულ ორბიტალში. ამრიგად, ერთ უჯრედში (ატომურ ორბიტალზე) შეიძლება იყოს მხოლოდ ერთი ან ორი ელექტრონი. Თითოეულზე ს- ქვედონე (ერთი ორბიტალი) შეიძლება შეიცავდეს ორ ელექტრონს, თითოეული გვ-ქვედონე (სამი ორბიტალი) - ექვსი ელექტრონი, თითოეულზე დ-ქვედონე (ხუთი ორბიტალი) - ათი ელექტრონი. ჰუნდის წესი განსაზღვრავს იმავე ენერგიის მქონე ორბიტალების დასახლების თანმიმდევრობას.

ამრიგად, შესაძლებელია მივიღოთ ატომური ორბიტალების პოპულაციის თანმიმდევრობა ელექტრონებით:

მინიმალური ენერგიის პრინციპის, პაულის პრინციპისა და ჰუნდის წესის გამოყენებით, შეიძლება განისაზღვროს ორბიტალების ელექტრონებით დასახლების რიგი და ნებისმიერი ელემენტის ელექტრონული ფორმულის აგება.

ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია (ფორმულა) არის ელექტრონების განაწილება ორბიტალების გასწვრივ ამ ატომისა და მისი იონების მიწისქვეშა (ამოგზნებულ) მდგომარეობაში: 1. ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 ... მოცემული ქვედონეზე ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობა მითითებულია ასოს მარჯვნივ მდებარე ზემოწერში, მაგალითად 3. დ 5 არის 5 ელექტრონი 3-ზე დ- ქვედონე.

მოკლედ, ატომის ელექტრონული კონფიგურაციის ჩანაწერი, ელექტრონებით მთლიანად დასახლებული ორბიტალების ნაცვლად, ზოგჯერ იწერება როგორც კეთილშობილი გაზის სიმბოლო, რომელსაც აქვს შესაბამისი ელექტრონული ფორმულა:

 1 ს 2 =

 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 =

 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 =

მაგალითად, ქლორის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 5, ან 3 ს 2 3გვ 5 . ვალენტური ელექტრონები, რომლებიც მონაწილეობენ ქიმიური ბმების ფორმირებაში, ამოღებულია ფრჩხილებიდან.

დიდი პერიოდებისთვის (განსაკუთრებით მეექვსე და მეშვიდე), ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების აგება უფრო რთულია. მაგალითად, 4 ვ-ელექტრონი არ ჩნდება ლანთანუმის ატომში, არამედ ცერიუმის შემდეგი ატომის ატომში. თანმიმდევრული შევსება 4 ვ-ქვედონე წყდება გადოლინიუმის ატომში, სადაც არის 5 დ- ელექტრონი

გიბსის თავისუფალი ენერგია(ან უბრალოდ გიბსის ენერგია, ან გიბსის პოტენციალი, ან თერმოდინამიკური პოტენციალივიწრო გაგებით) თერმოდინამიკური პოტენციალიშემდეგი ფორმა:

გიბსის ენერგია შეიძლება გავიგოთ, როგორც მთლიანი ქიმიურიენერგიასისტემები (კრისტალი, თხევადი და ა.შ.)

გიბსის ენერგიის კონცეფცია ფართოდ გამოიყენება თერმოდინამიკადა ქიმია.

შროდინგერის განტოლების ზუსტი ამონახსნები მხოლოდ იშვიათ შემთხვევებში შეიძლება მოიძებნოს, მაგალითად, წყალბადის ატომისა და ჰიპოთეტური ერთელექტრონული იონების შემთხვევაში, როგორიცაა He +, Li 2+, Be 3+. წყალბადის, ჰელიუმის შემდგომი ელემენტის ატომი შედგება ბირთვისა და ორი ელექტრონისაგან, რომელთაგან თითოეული იზიდავს ორივე ბირთვს და იგერიება მეორე ელექტრონიდან. ამ შემთხვევაშიც კი, ტალღის განტოლებას არ აქვს ზუსტი ამოხსნა.

ამიტომ, სხვადასხვა სავარაუდო მეთოდებს დიდი მნიშვნელობა აქვს. ასეთი მეთოდების დახმარებით შესაძლებელი გახდა ყველა ცნობილი ელემენტის ატომების ელექტრონული სტრუქტურის დადგენა. ეს გამოთვლები აჩვენებს, რომ მრავალელექტრონულ ატომებში ორბიტალები დიდად არ განსხვავდება წყალბადის ატომის ორბიტალებისგან (ამ ორბიტალებს წყალბადის მსგავსს უწოდებენ). მთავარი განსხვავება არის ორბიტალების გარკვეული შეკუმშვა ბირთვის უფრო დიდი მუხტის გამო. გარდა ამისა, მულტიელექტრონული ატომებისთვის აღმოჩნდა, რომ თითოეული ენერგიის დონე(მთავარი კვანტური რიცხვის მოცემული მნიშვნელობისთვის ნ) იყოფა ქვედონეები. ელექტრონის ენერგია დამოკიდებულია არა მხოლოდ ნ, არამედ ორბიტალურ კვანტურ რიცხვზეც ლ. ერთად იზრდება ს-, გვ-, დ-, ვ-ორბიტალები (ნახ. 7).

ბრინჯი. 7

მაღალი ენერგიის დონისთვის, ქვედონეზე ენერგიების განსხვავებები საკმარისად დიდია, რომ ერთ დონეს შეუძლია შეაღწიოს მეორეში, მაგალითად.

6ს d4 ვგვ.

ატომური ორბიტალების პოპულაცია მრავალელექტრონული ატომისთვის მიწაში (ანუ ენერგიულად ყველაზე ხელსაყრელი) მდგომარეობაში ხდება გარკვეული წესების შესაბამისად.

მინიმალური ენერგიის პრინციპი

1ს s p s p s d p s d p s f5 დ p s f6 დ...

უფრო მკაცრად რომ ვთქვათ, ქვედონეების შედარებითი განლაგება განისაზღვრება არა იმდენად მათი დიდი ან ნაკლები ენერგიით, რამდენადაც ატომის მთლიანი ენერგიის მინიმუმის მოთხოვნით.

ელექტრონული გარსების შევსების წესები:

1. ჯერ გაარკვიეთ, რამდენ ელექტრონს შეიცავს ჩვენთვის საინტერესო ელემენტის ატომი. ამისათვის საკმარისია ვიცოდეთ მისი ბირთვის მუხტი, რომელიც ყოველთვის უდრის დ.ი.მენდელეევის პერიოდულ სისტემაში ელემენტის რიგით რიცხვს. სერიული ნომერი (პროტონების რაოდენობა ბირთვში) ზუსტად უდრის ელექტრონების რაოდენობას მთელ ატომში.

3. ვწერთ ელემენტის ელექტრონულ ფორმულას.

სურ.2.1.2. ენერგიის დონეების შევსება ელემენტის ფოსფორის ელექტრონებით

წყალბადის ატომის ელექტრონული სტრუქტურა (z=1) შეიძლება შემდეგნაირად გამოისახოს:

ლითიუმის ატომს, ისევე როგორც წყალბადის და ჰელიუმის ატომს, აქვს s-ელემენტის ელექტრონული სტრუქტურა, რადგან ლითიუმის ატომის ბოლო ელექტრონი "ზის" s-ქვედონეზე:

+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0

პირველი ელექტრონი p- მდგომარეობაში ჩნდება ბორის ატომში:

+5 V 1s 2 2s 2 2p 1

+7 N 1s 2 2s 2 2p 3

სურ.2.1.3. s-, p-,d- და f- ელემენტების ენერგეტიკული დონეების ელექტრონებით შევსება

ენერგიის ქვედონეები

ორბიტალური კვანტური რიცხვის ცვლილებების ლიმიტების მიხედვით 0-დან (n-1-მდე), თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე შესაძლებელია ქვედონეების მკაცრად შეზღუდული რაოდენობა, კერძოდ: ქვედონეების რაოდენობა უდრის დონის რიცხვს:

ძირითადი (n) და ორბიტალური (l) კვანტური რიცხვების კომბინაცია მთლიანად ახასიათებს ელექტრონის ენერგიას.ელექტრონის ენერგიის რეზერვი აისახება ჯამით (n+l).

მაგალითად, 3D ქვედონის ელექტრონებს უფრო მეტი ენერგია აქვთ, ვიდრე 4s ქვედონის ელექტრონებს:

თანმიმდევრობა, რომლითაც დონეები და ქვედონეები ატომში ივსება ელექტრონებით, განისაზღვრება წესი V.M. კლეჩკოვსკი:ატომის ელექტრონული დონეების შევსება თანმიმდევრულად ხდება ჯამის მზარდი თანმიმდევრობით (n + 1).

ამის შესაბამისად, განისაზღვრება ქვედონეების რეალური ენერგიის მასშტაბი, რომლის მიხედვითაც აგებულია ყველა ატომის ელექტრონული გარსი:

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…

3. მაგნიტური კვანტური რიცხვი (მლ)ახასიათებს ელექტრონული ღრუბლის (ორბიტალის) მიმართულებას სივრცეში.

რაც უფრო რთულია ელექტრონული ღრუბლის ფორმა (ანუ რაც უფრო მაღალია l-ის მნიშვნელობა), მით მეტია ამ ღრუბლის ორიენტაციის ცვალებადობა სივრცეში და მით მეტია ელექტრონის ინდივიდუალური ენერგეტიკული მდგომარეობა, რომელიც ხასიათდება მაგნიტურის გარკვეული მნიშვნელობით. კვანტური რიცხვი.

მათემატიკურად მ ლიღებს მთელ მნიშვნელობებს -1-დან +1-მდე, 0-ის ჩათვლით, ე.ი. საერთო (21+1) მნიშვნელობები.

მოდით აღვნიშნოთ თითოეული ცალკეული ატომური ორბიტალი სივრცეში, როგორც ენერგეტიკული უჯრედი ð, მაშინ ასეთი უჯრედების რაოდენობა ქვედონეებში იქნება:

ქვედონე	შესაძლო მნიშვნელობები მ ლ	ცალკეული ენერგეტიკული მდგომარეობების რაოდენობა (ორბიტალები, უჯრედები) ქვედონეზე
s (l=0)		ერთი
p (l=1)	-1, 0, +1	სამი
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	ხუთი
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	შვიდი

მაგალითად, სფერული s-ორბიტალი ცალსახად არის მიმართული სივრცეში. თითოეული p-ქვედონის ჰანტელის ფორმის ორბიტალები ორიენტირებულია სამი კოორდინატთა ღერძის გასწვრივ

4. დატრიალებული კვანტური რიცხვი m sახასიათებს ელექტრონის ბრუნვას მისი ღერძის გარშემო და იღებს მხოლოდ ორ მნიშვნელობას: + 1/2 და - 1/2, რაც დამოკიდებულია ბრუნვის მიმართულებაზე ამა თუ იმ მიმართულებით. პაულის პრინციპის მიხედვით, ერთ ორბიტალზე არაუმეტეს 2 ელექტრონის განლაგება შეიძლება საპირისპირო მიმართულებით (ანტიპარალელური)

p- ქვედონე ტრიალებს: .

ასეთ ელექტრონებს უწოდებენ დაწყვილებულს.დაუწყვილებელი ელექტრონი სქემატურად წარმოდგენილია ერთი ისრით: .

ერთი ორბიტალის (2 ელექტრონი) სიმძლავრის და ქვედონეზე ენერგეტიკული მდგომარეობების რაოდენობის დაცვით, შეგვიძლია განვსაზღვროთ ელექტრონების რაოდენობა ქვედონეებში:

შედეგი სხვაგვარად შეგიძლიათ დაწეროთ: s 2 p 6 d 10 f 14 .

ეს რიცხვები კარგად უნდა გვახსოვდეს ატომის ელექტრონული ფორმულების სწორად ჩაწერისთვის.

ასე რომ, ოთხი კვანტური რიცხვი - n, l, m l, m s - სრულად განსაზღვრავს ატომში თითოეული ელექტრონის მდგომარეობას. ატომში ყველა ელექტრონი ერთი და იგივე n მნიშვნელობით ქმნის ენერგეტიკულ დონეს, n და l იგივე მნიშვნელობებით - ენერგიის ქვედონე, იგივე მნიშვნელობებით n, l და m. ლ- ცალკე ატომური ორბიტალი (კვანტური უჯრედი). ერთსა და იმავე ორბიტალში მყოფ ელექტრონებს განსხვავებული სპინები აქვთ.

ოთხივე კვანტური რიცხვის მნიშვნელობების გათვალისწინებით, ჩვენ ვადგენთ ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას ენერგეტიკულ დონეზე (ელექტრონული ფენები):

ელექტრონების დიდი რაოდენობა (18.32) შეიცავს მხოლოდ ატომების ღრმად განლაგებულ ელექტრონულ ფენებს, გარე ელექტრონული ფენა შეიძლება შეიცავდეს 1-დან (წყალბადისა და ტუტე ლითონებისთვის) 8 ელექტრონამდე (ინერტული აირები).

მნიშვნელოვანია გვახსოვდეს, რომ ელექტრონული გარსების ელექტრონებით შევსება ხდება შესაბამისად მინიმალური ენერგიის პრინციპი: ჯერ ივსება ყველაზე დაბალი ენერგეტიკული მნიშვნელობის მქონე ქვედონეები, შემდეგ უფრო მაღალი მნიშვნელობების მქონე ქვედონეები. ეს თანმიმდევრობა შეესაბამება V.M-ის ენერგეტიკულ შკალას. კლეჩკოვსკი.

ატომის ელექტრონული სტრუქტურა ნაჩვენებია ელექტრონული ფორმულებით, რომლებიც მიუთითებენ ენერგიის დონეებს, ქვედონეებს და ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეებში.

მაგალითად, წყალბადის ატომს 1 H აქვს მხოლოდ 1 ელექტრონი, რომელიც მდებარეობს ბირთვიდან პირველ ფენაში s-ქვედონეზე; წყალბადის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის 1s 1.

ლითიუმის ატომს 3 Li აქვს მხოლოდ 3 ელექტრონი, რომელთაგან 2 არის პირველი ფენის s-ქვედონეზე, ხოლო 1 მოთავსებულია მეორე ფენაში, რომელიც ასევე იწყება s-ქვედონეზე. ლითიუმის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის 1s 2 2s 1.

ფოსფორის ატომს 15 P აქვს 15 ელექტრონი, რომლებიც განლაგებულია სამ ელექტრონულ ფენაში. გავიხსენოთ, რომ s-ქვედონე შეიცავს არაუმეტეს 2 ელექტრონს, ხოლო p-ქვედონე შეიცავს არაუმეტეს 6-ს, ჩვენ თანდათან ვათავსებთ ყველა ელექტრონს ქვედონეებად და ვადგენთ ფოსფორის ატომის ელექტრონულ ფორმულას: 1s 2 2s 2 2p 6 3s. 2 3p 3.

მანგანუმის ატომის 25 Mn ელექტრონული ფორმულის შედგენისას აუცილებელია გავითვალისწინოთ ქვედონის ენერგიის გაზრდის თანმიმდევრობა: 1s2s2p3s3p4s3d…

ჩვენ თანდათან ვანაწილებთ ყველა 25 Mn ელექტრონს: 1s 2 2s 2 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

მანგანუმის ატომის საბოლოო ელექტრონული ფორმულა (ბირთვიდან ელექტრონების დაშორების გათვალისწინებით) ასე გამოიყურება:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

მანგანუმის ელექტრონული ფორმულა სრულად შეესაბამება მის პოზიციას პერიოდულ სისტემაში: ელექტრონული ფენების რაოდენობა (ენერგეტიკული დონეები) - 4 უდრის პერიოდის რაოდენობას; გარე შრეში არის 2 ელექტრონი, ბოლო ფენა არ არის დასრულებული, რაც დამახასიათებელია მეორადი ქვეჯგუფების ლითონებისთვის; მობილური, ვალენტური ელექტრონების საერთო რაოდენობა (3d 5 4s 2) - 7 უდრის ჯგუფის რიცხვს.

იმისდა მიხედვით, თუ რომელი ენერგეტიკული ქვედონეები ატომში -s-, p-, d- ან f- არის აგებული ბოლოს, ყველა ქიმიური ელემენტი იყოფა ელექტრონულ ოჯახებად: s-ელემენტები(H, He, ტუტე ლითონები, პერიოდული სისტემის მე-2 ჯგუფის ძირითადი ქვეჯგუფის ლითონები); p-ელემენტები(პერიოდული სისტემის ძირითადი ქვეჯგუფების 3, 4, 5, 6, 7, მე-8 ჯგუფების ელემენტები); d-ელემენტები(მეორადი ქვეჯგუფების ყველა ლითონი); f-ელემენტები(ლანთანიდები და აქტინიდები).

ატომების ელექტრონული სტრუქტურები ღრმა თეორიული დასაბუთებაა პერიოდული სისტემის სტრუქტურისთვის, პერიოდების ხანგრძლივობა (ანუ ელემენტების რაოდენობა პერიოდებში) პირდაპირ გამომდინარეობს ელექტრონული ფენების ტევადობიდან და ქვედონეების ენერგიის მზარდი თანმიმდევრობით:

ყოველი პერიოდი იწყება s-ელემენტით გარე შრის სტრუქტურით s 1 (ტუტე ლითონი) და მთავრდება p-ელემენტით გარე შრის სტრუქტურით …s 2 p 6 (ინერტული აირი). 1-ლი პერიოდი შეიცავს მხოლოდ ორ s-ელემენტს (H და He), მე-2 და მე-3 მცირე პერიოდები შეიცავს ორ s- ელემენტს და ექვს p- ელემენტს. მე-4 და მე-5 დიდ პერიოდებში s- და p- ელემენტებს შორის, თითოეული 10 d-ელემენტი არის „ჩაწნული“ - გარდამავალი ლითონები, რომლებიც გამოყოფილია გვერდითი ქვეჯგუფებისთვის. VI და VII პერიოდებში ანალოგიურ სტრუქტურას ემატება კიდევ 14 f-ელემენტი, რომლებიც თვისებებით მსგავსია ლანთანისა და აქტინიუმის, შესაბამისად და იზოლირებულია ლანთანიდების და აქტინიდების ქვეჯგუფებად.

ატომების ელექტრონული სტრუქტურების შესწავლისას ყურადღება მიაქციეთ მათ გრაფიკულ წარმოდგენას, მაგალითად:

13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

N=2 1s 2s 2p 3s 3p

გამოსახულების ორივე ვერსია გამოიყენება: ა) და ბ):

ორბიტალებში ელექტრონების სწორი განლაგებისთვის აუცილებელია ვიცოდეთ გუნდის წესი:ქვედონეზე ელექტრონები ისეა მოწყობილი, რომ მათი ჯამური სპინი მაქსიმალური იყოს. სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, ელექტრონები ჯერ სათითაოდ იკავებენ მოცემული ქვედონის ყველა თავისუფალ უჯრედს.

მაგალითად, თუ საჭიროა სამი p-ელექტრონის (p 3) განთავსება p-ქვედონეზე, რომელსაც ყოველთვის აქვს სამი ორბიტალი, მაშინ ორი შესაძლო ვარიანტიდან პირველი ვარიანტი შეესაბამება ჰუნდის წესს:

მაგალითად, განვიხილოთ ნახშირბადის ატომის გრაფიკული ელექტრონული წრე:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

ატომში დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა ძალიან მნიშვნელოვანი მახასიათებელია. კოვალენტური კავშირის თეორიის თანახმად, მხოლოდ დაუწყვილებელ ელექტრონებს შეუძლიათ შექმნან ქიმიური ბმები და განსაზღვრონ ატომის ვალენტური შესაძლებლობები.

თუ ქვედონეზე არის თავისუფალი ენერგეტიკული მდგომარეობები (დაუკავებელი ორბიტალები), ატომი აგზნებისას „ორთქლდება“, გამოყოფს დაწყვილებულ ელექტრონებს და იზრდება მისი ვალენტური შესაძლებლობები:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

ნახშირბადი ნორმალურ მდგომარეობაში 2-ვალენტიანია, აღგზნებულ მდგომარეობაში 4-ვალენტიანი. ფტორის ატომს არ აქვს აგზნების შესაძლებლობა (რადგან გარე ელექტრონული ფენის ყველა ორბიტალი დაკავებულია), ამიტომ მის ნაერთებში ფტორი მონოვალენტურია.

მაგალითი 1რა არის კვანტური რიცხვები? რა ღირებულებების მიღება შეუძლიათ მათ?

გადაწყვეტილება.ატომში ელექტრონის მოძრაობას აქვს ალბათური ხასიათი. წრიულ ბირთვულ სივრცეს, რომელშიც ელექტრონი შეიძლება განთავსდეს ყველაზე დიდი ალბათობით (0,9-0,95), ეწოდება ატომური ორბიტალი (AO). ატომური ორბიტალი, ისევე როგორც ნებისმიერი გეომეტრიული ფიგურა, ხასიათდება სამი პარამეტრით (კოორდინატები), რომლებსაც კვანტური რიცხვები ეწოდება (n, l, m. ლ). კვანტური რიცხვები არ იღებენ რაიმე, მაგრამ გარკვეულ, დისკრეტულ (შეწყვეტილ) მნიშვნელობებს. კვანტური რიცხვების მეზობელი მნიშვნელობები განსხვავდება ერთით. კვანტური რიცხვები განსაზღვრავენ სივრცეში ატომური ორბიტალის ზომას (n), ფორმას (l) და ორიენტაციას (მ ლ). იკავებს ამა თუ იმ ატომურ ორბიტალს, ელექტრონი აყალიბებს ელექტრონულ ღრუბელს, რომელსაც შეიძლება ჰქონდეს განსხვავებული ფორმა ერთი და იგივე ატომის ელექტრონებისთვის (ნახ. 1). ელექტრონული ღრუბლების ფორმები მსგავსია AO-ს. მათ ასევე უწოდებენ ელექტრონულ ან ატომურ ორბიტალებს. ელექტრონული ღრუბელი ხასიათდება ოთხი რიცხვით (n, l, m 1 და m 5).

პორტალი სტუდენტისთვის. თვითმმართველობის მომზადება

პაულის პრინციპი

გუნდის წესი

ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები

მინიმალური ენერგიის პრინციპი

ენერგიის ქვედონეები

ᲓᲐᲙᲐᲕᲨᲘᲠᲔᲑᲣᲚᲘ ᲡᲢᲐᲢᲘᲔᲑᲘ