განაწილება ხასიათდება შემდეგი წესებით:
პაულის პრინციპი;
გუნდის წესი;
უმცირესი ენერგიის პრინციპი და კლეჩკოვსკის წესი.
ავტორი პაულის პრინციპი ატომს არ შეიძლება ჰქონდეს ორი ან მეტი ელექტრონი ოთხივე კვანტური რიცხვის ერთნაირი მნიშვნელობით. პაულის პრინციპზე დაყრდნობით, შეგიძლიათ დააყენოთ თითოეული ენერგეტიკული დონისა და ქვედონის მაქსიმალური სიმძლავრე.
|
ქვედონე, ℓ |
ქვედონეობრივი აღნიშვნა |
მაგნიტური კვანტური რიცხვი, m |
დატრიალებული კვანტური რიცხვი, s |
|
|
|
||||
|
|
||||
|
3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 |
|
ამრიგად, ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა თითოეულზე:
ს -ქვედონე - 2,
გვ - ქვედონე - 6,
დ -ქვედონე - 10,
ვ -ქვედონე - 14.
n კვანტური დონის ფარგლებში ელექტრონს შეუძლია მიიღოს 2n 2 სხვადასხვა მდგომარეობის მნიშვნელობები, რაც ემპირიულად შეიქმნა სპექტრალური ანალიზის გამოყენებით.
გუნდის წესი : თითოეულ ქვედონეზე ელექტრონები მიდრეკილნი არიან დაიკავონ თავისუფალი ენერგიის უჯრედების მაქსიმალური რაოდენობა ისე, რომ მთლიანი სპინი ჰქონდეს ყველაზე დიდი მნიშვნელობა.
Მაგალითად:
სწორი არასწორი არასწორი
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
მინიმალური ენერგიის პრინციპი და კლეჩკოვსკის წესი: ელექტრონები ძირითადად ასახლებენ კვანტურ ორბიტალებს მინიმალური ენერგიით. ვინაიდან ატომში ენერგიის რეზერვი განისაზღვრება ძირითადი და ორბიტალური კვანტური რიცხვების ჯამის მნიშვნელობით (n + ℓ), მაშინ ჯერ ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს, რომელთა ჯამი (n + ℓ) ყველაზე მცირეა.
მაგალითად: ჯამი (n + ℓ) 3d ქვედონისთვის არის n = 3, l = 2, შესაბამისად (n + ℓ) = 5; 4s ქვედონისთვის: n = 4, ℓ = 0, აქედან გამომდინარე (n + ℓ ) = 4. ამ შემთხვევაში ჯერ 4s ქვედონე ივსება და მხოლოდ შემდეგ 3D ქვედონე.
თუ მთლიანი ენერგიის მნიშვნელობები ტოლია, მაშინ დასახლებულია დონე, რომელიც უფრო ახლოს არის ბირთვთან.
მაგალითად: 3d-სთვის: n=3, ℓ=2 , (n + ℓ) = 5 ;
4p-ისთვის: n = 4, ℓ = 1, (n + ℓ) = 5.
ვინაიდან n = 3 < n = 4, 3d იქნება დასახლებული ელექტრონებით 4 p-ზე ადრე.
ამრიგად, დონეებისა და ქვედონეების შევსების თანმიმდევრობა ატომებში ელექტრონებით:
1 ს 2 <2 ს 2 <2 გვ 6 <3 ს 2 <3 გვ 6 <4 ს 2 <3 დ 10 <4 გვ 6 <5 ს 2 <4 დ 10 <5 გვ 6 <6 ს 2 <5 დ 10 ≈ 4 ვ 14 <6 გვ 6 <7s 2 …..
ელექტრონული ფორმულები
ელექტრონული ფორმულა არის ელექტრონების განაწილების გრაფიკული წარმოდგენა ატომის დონეზე და ქვედონეებზე. არსებობს ორი სახის ფორმულები:
წერისას გამოიყენება მხოლოდ ორი კვანტური რიცხვი: n და ℓ. ძირითადი კვანტური რიცხვი მითითებულია რიცხვით ქვედონეზე ასოების აღნიშვნამდე. ორბიტალური კვანტური რიცხვი მითითებულია ასოებით s, p, d ან f. ელექტრონების რაოდენობა მითითებულია რიცხვით, როგორც ექსპონენტი.
მაგალითად: +1 H: 1s 1 ; +4 Be: 1s 2 2s 2 ;
2 ის: 1ს 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.
ანუ თანმიმდევრობა
1 ს 2 <2 ს 2 <2 გვ 6 <3 ს 2 <3 გვ 6 <4 ს 2 <3 დ 10 <4 გვ 6 <5 ს 2 <4 დ 10 <5 გვ 6 <6 ს 2 <5 დ 10 ≈ 4 ვ 14 <6 გვ 6 <7s 2 …..
გრაფიკული ელექტრონული ფორმულა - გამოყენებულია ოთხივე კვანტური რიცხვი - ეს არის ელექტრონების განაწილება კვანტურ უჯრედებში. მთავარი კვანტური რიცხვი გამოსახულია მარცხნივ, ორბიტალი - ბოლოში ასოთი, მაგნიტური - უჯრედების რაოდენობა, სპინი - ისრების მიმართულება.
Მაგალითად:
8 O:…2s 2 2p 4 
გრაფიკული ფორმულა გამოიყენება მხოლოდ ვალენტური ელექტრონების დასაწერად.
განვიხილოთ ელემენტების ელექტრონული ფორმულების შედგენა პერიოდების მიხედვით.
I პერიოდი შეიცავს 2 ელემენტს, რომლებშიც I კვანტური დონე და s-ქვედონე მთლიანად დასახლებულია ელექტრონებით (ქვედონეზე ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა არის 2):
2 ის: n=1 1s 2
ელემენტებს, რომლებშიც s-ქვედონე ივსება ბოლოს, ენიჭება ს -ოჯახი და დარეკე ს - ელემენტები .
II პერიოდის ელემენტები ავსებენ II კვანტურ დონეს, s- და p-ქვედონეებს (p-ქვედონეზე ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა არის 8).
3 Li: 1s 2 2s 1; 4 Be: 1s 2 2s 2;
5 B: 1s 2 2s 2 2p 1; 10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6
ელემენტებს, რომლებშიც p-ქვედონე ივსება ბოლოს, ენიჭება p-ოჯახი და დარეკე p-ელემენტები .
III პერიოდის ელემენტები იწყებენ III კვანტური დონის ფორმირებას. Na და Mg ავსებენ 3s ქვედონეს ელექტრონებით. ელემენტებისთვის 13 Al-დან 18 Ar-მდე, 3p ქვედონე არის დასახლებული; 3D ქვედონე ცარიელი რჩება, რადგან მას აქვს უფრო მაღალი ენერგეტიკული დონე, ვიდრე 4s ქვედონე და არ არის შევსებული III პერიოდის ელემენტებისთვის.
3d-ქვედონე იწყება IV პერიოდის ელემენტებზე, ხოლო 4d - V პერიოდის ელემენტებზე (მიმდევრობის შესაბამისად):
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 4წ 2 3D 1 ; 25 წთ: 1წ 2 2წ 2 2პ 6 3წ 2 3წ 6 4წ 2 3D 5 ;
33 როგორც: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4წ 2 3D 10 4p3; 43 Tc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4წ 2 3D 10 4p6 5 წმ 2 4d 5
ელემენტებს, რომლებშიც d-ქვედონე ივსება ბოლოს, ენიჭება დ -ოჯახი და დარეკე დ - ელემენტები .
4f ივსება მხოლოდ VI პერიოდის 57-ე ელემენტის შემდეგ:
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 4ვ 1 ;
V კვანტური დონის პოპულაცია ელექტრონებით მიმდინარეობს IV პერიოდის მსგავსად. ამრიგად, შეინიშნება ელექტრონების მიერ დონისა და ქვედონეების მოსახლეობის ადრე ნაჩვენები თანმიმდევრობა:
6s 2 5d 10 4f 14 6p 6
ელექტრონების მიერ ახალი კვანტური დონის პოპულაცია ყოველთვის იწყება s-ქვედონედან. მოცემული პერიოდის ელემენტებისთვის, გარე კვანტური დონის მხოლოდ s და p ქვედონეებია დასახლებული ელექტრონებით;
d-ქვედონის პოპულაცია დაგვიანებულია I პერიოდით; IV პერიოდის ელემენტებისთვის ივსება 3d-ქვედონე, V პერიოდის ელემენტებისთვის 4d - ქვედონე და ა.შ.;
ელექტრონის პოპულაცია f ქვედონეზე დაგვიანებულია 2 პერიოდით; 4f-ქვედონე ივსება VI პერიოდის ელემენტებით, 5f ქვედონეზე დასახლებულია VII პერიოდის ელემენტები და ა.შ.
ელექტრონების განაწილება ენერგეტიკულ დონეზე ხსნის ნებისმიერი ელემენტის მეტალურ და არამეტალურ თვისებებს.
ელექტრონული ფორმულა
არსებობს გარკვეული წესი, რომლის მიხედვითაც თავისუფალი და დაწყვილებული უარყოფითი ნაწილაკები თავსდება დონეებსა და ქვედონეებზე. მოდით უფრო დეტალურად განვიხილოთ ელექტრონების განაწილება ენერგიის დონეებზე.პირველ ენერგეტიკულ დონეზე მხოლოდ ორი ელექტრონია. მათთან ორბიტალის შევსება ხორციელდება ენერგიის მიწოდების გაზრდით. ელექტრონების განაწილება ქიმიური ელემენტის ატომში შეესაბამება რიგით რიცხვს. მინიმალური რაოდენობის ენერგიის დონეებს აქვთ ბირთვისკენ ვალენტური ელექტრონების მიზიდვის ყველაზე გამოხატული ძალა.
ელექტრონული ფორმულის შედგენის მაგალითი
განვიხილოთ ელექტრონების განაწილება ენერგიის დონეებზე ნახშირბადის ატომის მაგალითის გამოყენებით. მისი სერიული ნომერია 6, შესაბამისად, ბირთვში ექვსი დადებითად დამუხტული პროტონია. იმის გათვალისწინებით, რომ ნახშირბადი მეორე პერიოდის წარმომადგენელია, იგი ხასიათდება ორი ენერგეტიკული დონის არსებობით. პირველს ორი ელექტრონი აქვს, მეორეს ოთხი.ჰუნდის წესი ხსნის მხოლოდ ორი ელექტრონის ერთ უჯრედში მდებარეობას, რომლებსაც განსხვავებული სპინები აქვთ. მეორე ენერგეტიკულ დონეზე არის ოთხი ელექტრონი. შედეგად, ელექტრონების განაწილებას ქიმიური ელემენტის ატომში აქვს შემდეგი ფორმა: 1s22s22p2.
არსებობს გარკვეული წესები, რომლის მიხედვითაც ხდება ელექტრონების განაწილება ქვედონეებად და დონეებად.
პაულის პრინციპი
ეს პრინციპი ჩამოაყალიბა პაულიმ 1925 წელს. მეცნიერმა განაპირობა ატომში მხოლოდ ორი ელექტრონის მოთავსების შესაძლებლობა, რომლებსაც აქვთ იგივე კვანტური რიცხვები: n, l, m, s. გაითვალისწინეთ, რომ ელექტრონების განაწილება ენერგეტიკულ დონეზე ხდება თავისუფალი ენერგიის რაოდენობის ზრდისას.
კლეჩკოვსკის წესი
ენერგეტიკული ორბიტალების შევსება ხორციელდება n + l კვანტური რიცხვების ზრდის მიხედვით და ხასიათდება ენერგიის რეზერვის ზრდით.განვიხილოთ ელექტრონების განაწილება კალციუმის ატომში.
ნორმალურ მდგომარეობაში, მისი ელექტრონული ფორმულა ასეთია:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
მსგავსი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის, რომლებიც დაკავშირებულია d- და f- ელემენტებთან, არის ელექტრონის „ჩავარდნა“ გარე ქვედონედან, რომელსაც აქვს ენერგიის დაბალი რეზერვი, წინა d- ან f-ქვედონემდე. მსგავსი ფენომენი დამახასიათებელია სპილენძის, ვერცხლის, პლატინის, ოქროსთვის.
ელექტრონების განაწილება ატომში გულისხმობს ქვედონეების შევსებას დაუწყვილებელი ელექტრონებით, რომლებსაც აქვთ იგივე სპინები.
მხოლოდ ყველა თავისუფალი ორბიტალის ერთი ელექტრონებით სრული შევსების შემდეგ, კვანტურ უჯრედებს ემატება მეორე უარყოფითი ნაწილაკები, რომლებიც აღჭურვილია საპირისპირო სპინებით.
მაგალითად, აზოტის აუღელვებელ მდგომარეობაში:
1s2 2s2 2p3.
ნივთიერებების თვისებებზე გავლენას ახდენს ვალენტური ელექტრონების ელექტრონული კონფიგურაცია. მათი რაოდენობის მიხედვით შეგიძლიათ განსაზღვროთ უმაღლესი და ყველაზე დაბალი ვალენტურობა, ქიმიური აქტივობა. თუ ელემენტი არის პერიოდული ცხრილის მთავარ ქვეჯგუფში, შეგიძლიათ გამოიყენოთ ჯგუფის ნომერი გარე ენერგიის დონის შესაქმნელად, მისი დაჟანგვის მდგომარეობის დასადგენად. მაგალითად, ფოსფორი, რომელიც მეხუთე ჯგუფშია (მთავარი ქვეჯგუფი), შეიცავს ხუთ ვალენტურ ელექტრონს, შესაბამისად, მას შეუძლია მიიღოს სამი ელექტრონი ან მისცეს ხუთი ნაწილაკი სხვა ატომს.
ამ წესის გამონაკლისად მოქმედებს პერიოდული ცხრილის მეორადი ქვეჯგუფების ყველა წარმომადგენელი.
ოჯახის მახასიათებლები
იმისდა მიხედვით, თუ რა სტრუქტურა აქვს გარე ენერგეტიკულ დონეს, პერიოდულ სისტემაში შემავალი ყველა ნეიტრალური ატომის დაყოფა ოთხ ოჯახად:- s-ელემენტები პირველ და მეორე ჯგუფშია (ძირითადი ქვეჯგუფები); p-ოჯახი განლაგებულია III-VIII ჯგუფებში (A ქვეჯგუფები); d-ელემენტები გვხვდება მსგავს ქვეჯგუფებში I-VIII ჯგუფებიდან; f-ოჯახი. შედგება აქტინიდებისა და ლანთანიდებისაგან.
d-ელემენტებს აუგზნებად მდგომარეობაში აქვთ ვალენტური ელექტრონები, როგორც ბოლო s-ზე, ასევე ბოლო d-ქვედონეზე.
დასკვნა
ნებისმიერი ელექტრონის მდგომარეობა ატომში შეიძლება აღწერილი იყოს ძირითადი რიცხვების ნაკრების გამოყენებით. მისი სტრუქტურის თავისებურებებიდან გამომდინარე, შეგვიძლია ვისაუბროთ ენერგიის გარკვეულ რაოდენობაზე. ჰუნდის, კლეჩკოვსკის, პაულის წესის გამოყენებით პერიოდულ სისტემაში შემავალი ნებისმიერი ელემენტისთვის, შეგიძლიათ გააკეთოთ ნეიტრალური ატომის კონფიგურაცია.უმცირესი ენერგეტიკული რეზერვი აუგზნებულ მდგომარეობაში ფლობს პირველ დონეზე მდებარე ელექტრონებს. ნეიტრალური ატომის გაცხელებისას შეინიშნება ელექტრონების გადასვლა, რასაც ყოველთვის თან ახლავს თავისუფალი ელექტრონების რაოდენობის ცვლილება, იწვევს ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობის მნიშვნელოვან ცვლილებას, მისი ქიმიური აქტივობის ცვლილებას.
ვინაიდან ქიმიური რეაქციების დროს უცვლელი რჩება რეაქციაში მყოფი ატომების ბირთვები, ატომების ქიმიური თვისებები პირველ რიგში დამოკიდებულია ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურაზე. აქედან გამომდინარე, ჩვენ უფრო დეტალურად ვისაუბრებთ ატომში ელექტრონების განაწილებაზე და ძირითადად მათზე, რომლებიც განსაზღვრავენ ატომების ქიმიურ თვისებებს (ე.წ. ვალენტური ელექტრონები) და, შესაბამისად, ატომების თვისებებში და მათ თვისებებში პერიოდულობას. ნაერთები. ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ელექტრონების მდგომარეობა შეიძლება აღწერილი იყოს ოთხი კვანტური რიცხვის სიმრავლით, მაგრამ ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურის ასახსნელად, თქვენ უნდა იცოდეთ შემდეგი სამი ძირითადი დებულება: 1) პაულის პრინციპი, 2) უმცირესი ენერგიის პრინციპი და 3) მოხვდა ჰუნდ. პაულის პრინციპი. 1925 წელს შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ დაადგინა წესი, რომელსაც მოგვიანებით უწოდეს პაულის პრინციპი (ან პაულის გამორიცხვა): ატომში შეიძლება იყოს ორი ელექტრონი, რომლებსაც აქვთ იგივე თვისებები. იმის ცოდნა, რომ ელექტრონების თვისებები ხასიათდება კვანტური რიცხვებით, პაულის პრინციპი ასევე შეიძლება ჩამოყალიბდეს ასე: ატომში არ შეიძლება იყოს ორი ელექტრონი, რომელშიც ოთხივე კვანტური რიცხვი ერთნაირი იქნება. მინიმუმ ერთი კვანტური რიცხვებიდან l, /, mt ან m3 აუცილებლად უნდა განსხვავდებოდეს. ასე რომ, ელექტრონები იგივე კვანტით - შემდეგში, ჩვენ ვეთანხმებით, რომ გრაფიკულად აღვნიშნოთ ელექტრონები, რომლებსაც აქვთ მნიშვნელობები s = + lj2> ისრით T, ხოლო ისინი, რომლებსაც აქვთ მნიშვნელობები J- ~ lj2 - ისრით ორი ელექტრონი. ერთნაირი სპინების მქონე ელექტრონებს ხშირად უწოდებენ პარალელური სპინების მქონე ელექტრონებს და აღინიშნება ft-ით (ან C). ორ ელექტრონს, რომლებსაც აქვთ საპირისპირო სპინები, ეწოდება ელექტრონები აპტიპარალელური სპინებით და აღინიშნება |-ით J-ე რიცხვები l, I და mt აუცილებლად უნდა განსხვავდებოდეს სპინებში. მაშასადამე, ატომში შეიძლება იყოს მხოლოდ ორი ელექტრონი იგივე n, / და m, ერთი m = -1/2, მეორე m = + 1/2. პირიქით, თუ ორი ელექტრონის სპინები ერთნაირია, ერთ-ერთი კვანტური რიცხვი უნდა განსხვავდებოდეს: n, / ან mh n= 1. მაშინ /=0, mt-0 და t შეიძლება ჰქონდეს თვითნებური მნიშვნელობა: +1/ 2 ან -1/2. ჩვენ ვხედავთ, რომ თუ n - 1, შეიძლება იყოს მხოლოდ ორი ასეთი ელექტრონი. ზოგადად, n-ის ნებისმიერი მოცემული მნიშვნელობისთვის, ელექტრონები ძირითადად განსხვავდებიან გვერდითი კვანტური რიცხვით /, რომელიც იღებს მნიშვნელობებს 0-დან n-1-მდე. მოცემული არის თუ არა/არსებობს (2/+1) ელექტრონები მაგნიტური კვანტური რიცხვის m სხვადასხვა მნიშვნელობით. ეს რიცხვი უნდა გაორმაგდეს, რადგან მოცემული მნიშვნელობები l, /, და m( შეესაბამება სპინის პროექციის ორ განსხვავებულ მნიშვნელობას mx. შესაბამისად, ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა იგივე კვანტური რიცხვით l გამოიხატება ჯამით, აქედან ირკვევა, რატომ არ შეიძლება იყოს პირველ ენერგეტიკულ დონეზე 2 ელექტრონი, მეორეზე 8, მესამეზე 18 და ა.შ. განვიხილოთ, მაგალითად, წყალბადის ატომი iH. iH წყალბადის ატომში არის ერთი ელექტრონი და ამ ელექტრონის სპინი შეიძლება იყოს მიმართული თვითნებურად (ანუ ms ^ + ij2 ან mt = -1/2), ხოლო ელექტრონი არის s-co მდგომარეობაში პირველ ენერგეტიკულ დონეზე. l- 1-ით (კიდევ ერთხელ გავიხსენოთ, რომ პირველი ენერგეტიკული დონე შედგება ერთი ქვედონისგან - 15, მეორე ენერგეტიკული დონე - ორი ქვედონისგან - 2s და 2p, მესამე - სამი ქვედონისგან - 3 *, Zru 3d და ა.შ.). ქვედონე, თავის მხრივ, იყოფა კვანტურ უჯრედებად * (ენერგეტიკული მდგომარეობები განისაზღვრება m-ის შესაძლო მნიშვნელობების რაოდენობით (ე.ი. 2 / 4-1). ჩვეულებრივია უჯრედის გრაფიკულად წარმოდგენა მართკუთხედის სახით. , ელექტრონის სპინის მიმართულება არის ისრები.მაშასადამე, ელექტრონის მდგომარეობა ატომის წყალბადში iH შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც Ijt1, ან, იგივე, „კვანტურ უჯრედში“ თქვენ გულისხმობთ * ორბიტალს, რომელსაც ახასიათებს იგივე სიმრავლე. n, I და m * კვანტური რიცხვების მნიშვნელობების თითოეულ უჯრედში შეიძლება განთავსდეს მაქსიმუმ ორი ელექტრონი აიატი-პარალელური სპინებით, რაც აღინიშნება ti - ელექტრონების განაწილება ატომებში ჰელიუმის ატომში 2He, კვანტური რიცხვები n-1, / \u003d 0 და m (-0) მისი ორივე ელექტრონისთვის ერთნაირია, ხოლო კვანტური რიცხვი m3 განსხვავებულია. ჰელიუმის ელექტრონის სპინის პროგნოზები შეიძლება იყოს mt \u003d + V2 და ms \u003d - V2 ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურა 2He შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც Is-2 ან, რაც იგივეა, 1S და მოდით გამოვსახოთ პერიოდული ცხრილის მეორე პერიოდის ელემენტების ხუთი ატომის ელექტრონული გარსების სტრუქტურა: ელექტრონული გარსი 6C, 7N და VO ზუსტად ასე უნდა იყოს შევსებული, ეს წინასწარ არ არის აშკარა. სპინების მოცემული განლაგება განისაზღვრება ე.წ. ჰუნდის წესით (პირველად ჩამოყალიბებული 1927 წელს გერმანელმა ფიზიკოსმა ფ. გუნდმა). გუნდის წესი. I-ის მოცემული მნიშვნელობისთვის (ანუ გარკვეულ ქვედონეზე), ელექტრონები განლაგებულია ისე, რომ ჯამური ასი * მაქსიმალურია. თუ, მაგალითად, აუცილებელია სამი ელექტრონის განაწილება აზოტის ატომის სამ / ^-უჯრედში, მაშინ ისინი განთავსდება ცალკეულ უჯრედში, ანუ განთავსდება სამ სხვადასხვა p-ორბიტალზე: ამ შემთხვევაში, ჯამური. სპინი არის 3/2, ვინაიდან მისი პროექციაა m3 - 4-1/2 + A/2 + 1/2 = 3/2 * იგივე სამი ელექტრონი არ შეიძლება განლაგდეს ასე: 2p NI რადგან მაშინ ჯამური პროექცია სპინი არის მმ = + 1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. ამ მიზეზით, ზუსტად ისე, როგორც ზემოთ, ელექტრონები განლაგებულია ნახშირბადის, აზოტის და ჟანგბადის ატომებში. მოდით განვიხილოთ შემდეგი მესამე პერიოდის ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები. ნატრიუმის uNa-დან დაწყებული, ივსება მესამე ენერგეტიკული დონე ძირითადი კვანტური რიცხვით n-3. მესამე პერიოდის პირველი რვა ელემენტის ატომებს აქვთ შემდეგი ელექტრონული კონფიგურაციები: ახლა განვიხილოთ კალიუმის 19K მეოთხე პერიოდის პირველი ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია. პირველი 18 ელექტრონი ავსებს შემდეგ ორბიტალებს: ls12s22p63s23p6. როგორც ჩანს; რომ კალიუმის ატომის მეცხრამეტე ელექტრონი უნდა მოხვდეს 3d ქვედონეზე, რომელიც შეესაბამება n = 3 და 1=2. თუმცა, სინამდვილეში, კალიუმის ატომის ვალენტური ელექტრონი მდებარეობს 4s ორბიტალში. მე-18 ელემენტის შემდეგ ჭურვების შემდგომი შევსება არ ხდება იმავე თანმიმდევრობით, როგორც პირველ ორ პერიოდში. ატომებში ელექტრონები განლაგებულია პაულის პრინციპისა და ჰუნდის წესის შესაბამისად, მაგრამ ისე, რომ მათი ენერგია ყველაზე მცირეა. უმცირესი ენერგიის პრინციპი (ამ პრინციპის შემუშავებაში უდიდესი წვლილი შეიტანა ადგილობრივმა მეცნიერმა ვ. მ. კლეჩკოვსკიმ) - ატომში, თითოეული ელექტრონი მდებარეობს ისე, რომ მისი ენერგია მინიმალურია (რაც შეესაბამება მის უდიდეს კავშირს ბირთვთან) . ელექტრონის ენერგია ძირითადად განისაზღვრება ძირითადი კვანტური რიცხვით n და გვერდითი კვანტური რიცხვით /, შესაბამისად, პირველ რიგში ივსება ის ქვედონეები, რომლებისთვისაც pi/ კვანტური რიცხვების მნიშვნელობების ჯამი ყველაზე მცირეა. მაგალითად, ელექტრონის ენერგია 4s ქვედონეზე ნაკლებია ვიდრე 3d ქვედონეზე, ვინაიდან პირველ შემთხვევაში n+/=4+0=4, ხოლო მეორეში n+/=3+2= 5; ქვედონეზე 5* (n+ /=5+0=5) ენერგია ნაკლებია ვიდრე Ad (l + /=4+ 4-2=6); 5p-ით (l+/=5 +1 = 6) ენერგია ნაკლებია 4-ით/(l-f/= =4+3=7) და ა.შ. ეს იყო ვ.მ. კლეჩკოვსკიმ, რომელმაც პირველად 1961 წელს ჩამოაყალიბა ზოგადი წინადადება, რომ ელექტრონი ძირითადი მდგომარეობა იკავებს დონეს არა n მინიმალური შესაძლო მნიშვნელობით, არამედ ჯამის უმცირესი მნიშვნელობით n + / « იმ შემთხვევაში, როდესაც pi / მნიშვნელობების ჯამები ტოლია ორ ქვედონეზე, ქვედონე უფრო დაბალი მნიშვნელობა n. მაგალითად, 3d, Ap, 5s ქვედონეებზე, pi/-ის მნიშვნელობების ჯამი უდრის 5-ს. ამ შემთხვევაში, ჯერ ივსება n-ის უფრო მცირე მნიშვნელობების მქონე ქვედონეები, ე.ი. , 3dAp-5s და სხვ. მენდელეევის ელემენტების პერიოდულ სისტემაში ელექტრონების დონეებითა და ქვედონეებით შევსების თანმიმდევრობა ასეთია (ნახ. 2.4). ელექტრონების განაწილება ატომებში. ენერგეტიკული დონისა და ქვედონეების ელექტრონებით შევსების სქემა ამიტომ, უმცირესი ენერგიის პრინციპის მიხედვით, ხშირ შემთხვევაში ელექტრონისთვის ენერგიულად უფრო მომგებიანია დაიკავოს „დაფარული“ დონის ქვედონე, თუმცა „ქვედა“ დონის ქვედონე. არ ივსება: ამიტომ მეოთხე პერიოდში ჯერ ქვედონე 4s ივსება და მხოლოდ ამის შემდეგ ქვედონე 3d .
პირველი გზა: ელექტრონები ადვილად შეიძლება განაწილდეს ქვედონეებად ზოგიერთი წესის მიხედვით. პირველ რიგში, თქვენ გჭირდებათ ფერადი მაგიდა. წარმოვიდგინოთ თითოეული ელემენტი, როგორც ერთი ახალი ელექტრონი, ყოველი პერიოდი არის შესაბამისი დონე, s.p-ელექტრონები ყოველთვის თავის პერიოდშია, d-ელექტრონები ერთი დონით დაბალია (3 d-ელექტრონები დაშორებულია მე-4 პერიოდში), f-ელექტრონები არის 2 დონე. ქვედა. ჩვენ უბრალოდ ვიღებთ ცხრილს და ვკითხულობთ ელემენტის ფერის მიხედვით, s, p-ელემენტებისთვის, დონის რიცხვი შეესაბამება წერტილის რიცხვს, თუ მივაღწევთ d ელემენტს, ვწერთ ერთ დონეს ნაკლების რაოდენობაზე. პერიოდი, რომელშიც ეს ელემენტი მდებარეობს (თუ ელემენტი მე-4 პერიოდშია, შესაბამისად 3 დ). ჩვენ ასევე ვმოქმედებთ f-ელემენტით, მხოლოდ დონე არის მითითებული პერიოდის რიცხვზე ნაკლები 2 მნიშვნელობით (თუ ელემენტი მე-6 პერიოდშია, შესაბამისად, 4 f).
მეორე გზა: აუცილებელია ყველა ქვედონეის ჩვენება ერთი უჯრედის სახით, ხოლო დონეები უნდა იყოს განლაგებული სიმეტრიულად ერთმანეთის ქვეშ, ქვედონეები ქვედონეზე. თითოეულ უჯრედში ჩაწერეთ მოცემული ქვედონეზე ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა. და ბოლო ნაბიჯი არის ქვედონეების დიაგონალზე დახაზვა (ზედა კუთხიდან ქვემომდე) ისრით. წაიკითხეთ ქვედონეები ზემოდან ქვემოდან ისრის წვერისკენ, სასურველი ატომის ელექტრონების რაოდენობამდე.
ჩამოტვირთვა:
გადახედვა:
მასტერკლასი თემაზე:"მიმდევრობა, რომლითაც ელექტრონები ავსებენ ატომების ენერგეტიკულ დონეებს".
გაკვეთილის მიზანი: განვიხილოთ ატომის მოკლე ელექტრონული კონფიგურაციის დაწერის უფრო სწრაფი ფორმის ვარიანტები.
იმისდა მიხედვით, თუ ატომში რომელი ქვედონე ივსება ბოლოს, ყველა ქიმიური ელემენტი იყოფა 4 ელექტრონულ ოჯახად: s-, p-, d-, f- ელემენტებად. ელემენტებს, რომელთა ატომებს აქვთ გარე დონის s-ქვედონე ბოლო შევსებული, ეწოდება s-ელემენტები. s-ელემენტებში ვალენტური ელექტრონები არის გარე ენერგიის დონის s-ელექტრონები. p-ელემენტებისთვის, გარე დონის p-ქვედონე ივსება ბოლოს. მათ აქვთ ვალენტური ელექტრონები, რომლებიც განლაგებულია გარე დონის p- და s-ქვედონეებში. d-ელემენტებისთვის, წინა გარე დონის d-ქვედონე ივსება ბოლოს, ხოლო ს-ელექტრონები გარეგანი და d-ელექტრონები წინა გარე დონის ენერგეტიკულ დონეზე არის ვალენტობა. f-ელემენტებისთვის, გარედან მესამე ენერგეტიკული დონის f-ქვედონე ივსება ბოლოს.
ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია ასევე შეიძლება გამოსახული იყოს კვანტურ უჯრედებში ელექტრონების განთავსების სქემების სახით, რომლებიც წარმოადგენს ატომური ორბიტალის გრაფიკულ გამოსახულებას. თითოეული კვანტური უჯრედი შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორ ელექტრონს საპირისპიროდ მიმართული სპინებით ↓. ელექტრონების ერთ ქვედონეზე განლაგების თანმიმდევრობა განისაზღვრება წესითჰუნდა: ქვედონეზე ელექტრონები ისეა მოწყობილი, რომ მათი ჯამური სპინი მაქსიმალური იყოს. სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, მოცემული ქვედონეზე ორბიტალები ივსება ჯერ ერთი ელექტრონით იგივე სპინებით, შემდეგ კი მეორე ელექტრონით საპირისპირო სპინებით.
ატომის ელექტრონული კონფიგურაციის ჩაწერის რამდენიმე გზა არსებობს.
პირველი გზა:
შერჩეული ელემენტისთვის, D.I. მენდელეევის ქიმიური ელემენტების პერიოდულ სისტემაში მისი მდებარეობის მიხედვით, შეგიძლიათ ჩამოწეროთ ამ პერიოდის შესაბამისი ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურის მატრიცა.
მაგალითად, ელემენტი იოდი: 127 53 მე 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f
ცხრილის მიხედვით, ელემენტიდან ელემენტზე თანმიმდევრულად გადაადგილებით, შეგიძლიათ შეავსოთ მატრიცა ელემენტის სერიული ნომრისა და ქვედონეების შევსების თანმიმდევრობის შესაბამისად:
127 53 I 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 0 5s 2 5p 5 5d 0 5f 0
მაგრამ, ქვედონეები ივსება s-f-d-p მიმდევრობით და ამ მეთოდის გამოყენებისას ჩვენ არ ვიცავთ თანმიმდევრობას ელექტრონული გარსების შევსებისას.
მეორე გზა:
შესაძლებელია გავითვალისწინოთ დონეებისა და ქვედონეების ელექტრონებით შევსების რიგი, ძირითადი პრინციპის ცნებების გამოყენებით - უმცირესი ენერგიის რეზერვის პრინციპი: ატომის ყველაზე სტაბილური მდგომარეობაა, რომელშიც მის ელექტრონებს აქვთ ყველაზე დაბალი ენერგია.
იმათ. დაფუძნებულიპაული ბანი, ჰუნდ წესები და კლეჩკოვსკი
პაულის აკრძალვა : ატომს არ შეიძლება ჰქონდეს ორი ელექტრონი, რომელთა ოთხი კვანტური რიცხვი ერთნაირია (ანუ თითოეული ატომური ორბიტალი არ შეიძლება შეივსოს ორზე მეტი ელექტრონით და ანტიპარალელური სპინებით).
ჰუნდის წესი : ელექტრონები განლაგებულია იდენტურ ორბიტალებში ისე, რომ მათი ჯამური სპინის რაოდენობა იყოს მაქსიმალური, ე.ი. ატომის ყველაზე სტაბილური მდგომარეობა შეესაბამება დაუწყვილებელი ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას იგივე სპინებით.
კლეჩკოვსკის წესები: ა) ელექტრონული ფენების ელექტრონებით შევსება იწყება დონეებიდან და ქვედონეებიდან n და l ყველაზე დაბალი მნიშვნელობებით და მიმდინარეობს აღმავალი თანმიმდევრობით n+l;
ბ) თუ ორი ორბიტალისთვის n + l ჯამი ერთნაირი აღმოჩნდება, მაშინ ორბიტალი n-ის უფრო მცირე მნიშვნელობით ივსება ჯერ ელექტრონებით.
პირველი შემთხვევა არ აჩვენებს ქვედონეების შევსების თანმიმდევრობას, ხოლო მეორეს დრო სჭირდება ცხრილის ასაგებად.
ცხრილი ნომერი 2
თანმიმდევრობა, რომლითაც ელექტრონები ავსებენ ატომების ენერგეტიკულ დონეებს.
კვანტური რიცხვები | კვანტური რიცხვების ჯამი n+l | ორბიტალი უნდა შეივსოს |
|
ატომში ელექტრონების განაწილებაშირომ კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით, უპირატესობა ენიჭება 4s ორბიტალებს
მაშასადამე, ატომისთვისკალიუმი ორბიტალებში ელექტრონების განაწილებას (ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულა) აქვს ფორმა
სკანდიუმი ეხება d- ელემენტებს და მის ატომს ახასიათებს ელექტრონების შემდეგი განაწილება ორბიტალებში:
კლეჩკოვსკის წესიდან გამომდინარე, ჩვენ ვხედავთ ქვედონეების თანმიმდევრული შევსების თანმიმდევრობას. პირველი შემთხვევა არ აჩვენებს ქვედონეების შევსების თანმიმდევრობას, ხოლო მეორეს დრო სჭირდება ცხრილის ასაგებად. ამიტომ შემოგთავაზებთ ორბიტალების თანმიმდევრული შევსების უფრო მისაღებ ვარიანტებს.
პირველი გზა : ელექტრონები ადვილად შეიძლება განაწილდეს ქვედონეებად ზოგიერთი წესის მიხედვით. პირველ რიგში, თქვენ გჭირდებათ ფერადი მაგიდა. წარმოვიდგინოთ თითოეული ელემენტი, როგორც ერთი ახალი ელექტრონი, ყოველი პერიოდი არის შესაბამისი დონე, s.p-ელექტრონები ყოველთვის თავის პერიოდშია, d-ელექტრონები ერთი დონით დაბალია (3 d-ელექტრონები დაშორებულია მე-4 პერიოდში), f-ელექტრონები არის 2 დონე. ქვედა. ჩვენ უბრალოდ ვიღებთ ცხრილს და ვკითხულობთ ელემენტის ფერის მიხედვით, s, p-ელემენტებისთვის, დონის რიცხვი შეესაბამება წერტილის რიცხვს, თუ მივაღწევთ d ელემენტს, ვწერთ ერთ დონეს ნაკლების რაოდენობაზე. პერიოდი, რომელშიც ეს ელემენტი მდებარეობს (თუ ელემენტი მე-4 პერიოდშია, შესაბამისად 3 დ). ჩვენ ასევე ვმოქმედებთ f-ელემენტით, მხოლოდ დონე არის მითითებული პერიოდის რიცხვზე ნაკლები 2 მნიშვნელობით (თუ ელემენტი მე-6 პერიოდშია, შესაბამისად, 4 f).
მეორე გზა : აუცილებელია ყველა ქვედონეის ჩვენება ერთი უჯრედის სახით, ხოლო დონეები უნდა იყოს განლაგებული სიმეტრიულად ერთმანეთის ქვეშ, ქვედონეები ქვედონეზე. თითოეულ უჯრედში ჩაწერეთ მოცემული ქვედონეზე ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა. და ბოლო ნაბიჯი არის ქვედონეების დიაგონალზე დახაზვა (ზედა კუთხიდან ქვემომდე) ისრით. წაიკითხეთ ქვედონეები ზემოდან ქვემოდან ისრის წვერისკენ, სასურველი ატომის ელექტრონების რაოდენობამდე.
ელექტრონების ენერგეტიკული მდგომარეობა და განლაგება გარსებში ან ატომების შრეებში განისაზღვრება ოთხი რიცხვით, რომლებსაც კვანტური რიცხვები ეწოდება და ჩვეულებრივ აღინიშნება n, l, s და j სიმბოლოებით; კვანტურ რიცხვებს აქვთ წყვეტილი ან დისკრეტული ხასიათი, ანუ მათ შეუძლიათ მიიღონ მხოლოდ ინდივიდუალური, დისკრეტული, მნიშვნელობები, მთელი რიცხვი ან ნახევრად მთელი რიცხვი.
n, l, s და j კვანტურ რიცხვებთან მიმართებაში ასევე აუცილებელია გავითვალისწინოთ შემდეგი:
1. კვანტურ რიცხვს n ეწოდება ძირითადი; ის საერთოა ყველა ელექტრონისთვის, რომლებიც ქმნიან ერთსა და იმავე ელექტრონულ გარსს; სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, ატომის თითოეული ელექტრონული გარსი შეესაბამება ძირითადი კვანტური რიცხვის გარკვეულ მნიშვნელობას, კერძოდ: K, L, M, N, O, P და Q ელექტრონული გარსებისთვის, ძირითადი კვანტური რიცხვები შესაბამისად არის 1. , 2, 3, 4, 5, 6 და 7. ერთელექტრონული ატომის (წყალბადის ატომი) შემთხვევაში, ძირითადი კვანტური რიცხვი ემსახურება ელექტრონის ორბიტის განსაზღვრას და, ამავე დროს, ელექტრონის ენერგიას. ატომი სტაციონარულ მდგომარეობაში.
2. კვანტურ რიცხვს I ეწოდება გვერდი, ანუ ორბიტალი და განსაზღვრავს ელექტრონის იმპულსის მომენტს, რომელიც გამოწვეულია მისი ბრუნვით ატომის ბირთვის გარშემო. გვერდითი კვანტური რიცხვი შეიძლება ჰქონდეს მნიშვნელობები 0, 1, 2, 3, . . . , და ზოგადად აღინიშნება სიმბოლოებით s, p, d, f, . . . ერთი და იგივე გვერდითი კვანტური რიცხვის მქონე ელექტრონები ქმნიან ქვეჯგუფს, ან, როგორც ხშირად ამბობენ, ერთსა და იმავე ენერგეტიკულ ქვედონეზე არიან.
3. კვანტურ რიცხვს s ხშირად უწოდებენ სპინის რიცხვს, ვინაიდან ის განსაზღვრავს ელექტრონის კუთხურ იმპულსს, რომელიც გამოწვეულია მისივე ბრუნვით (სპინის იმპულსი).
4. კვანტურ რიცხვს j შიდა ეწოდება და განისაზღვრება l და s ვექტორების ჯამით.
ელექტრონების განაწილება ატომებში(ატომური ჭურვები) ასევე მიჰყვება ზოგიერთ ზოგად დებულებას, რომელთაგანაც აუცილებელია მიეთითოს:
1. პაულის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც ატომს არ შეიძლება ჰქონდეს ერთზე მეტი ელექტრონი ოთხივე კვანტური რიცხვის იგივე მნიშვნელობებით, ანუ ერთი და იგივე ატომის ორი ელექტრონი უნდა განსხვავდებოდეს მინიმუმ ერთი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობით.
2. ენერგიის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც ატომის ძირითად მდგომარეობაში მისი ყველა ელექტრონი უნდა იყოს ყველაზე დაბალ ენერგეტიკულ დონეზე.
3. გარსებში ელექტრონების რაოდენობის (რაოდენობის) პრინციპი, რომლის მიხედვითაც გარსებში ელექტრონების შემზღუდველი რაოდენობა არ შეიძლება აღემატებოდეს 2n 2-ს, სადაც n არის მოცემული გარსის ძირითადი კვანტური რიცხვი. თუ რომელიმე გარსში ელექტრონების რაოდენობა მიაღწევს ზღვრულ მნიშვნელობას, მაშინ გარსი ივსება და შემდეგ ელემენტებში იწყება ახალი ელექტრონული გარსის ფორმირება.
ნათქვამის შესაბამისად ქვემოთ მოცემულ ცხრილში მოცემულია: 1) ელექტრონული გარსების ასოების აღნიშვნა; 2) ძირითადი და გვერდითი კვანტური რიცხვების შესაბამისი მნიშვნელობები; 3) ქვეჯგუფების სიმბოლოები; 4) თეორიულად გამოთვლილი ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა როგორც ცალკეულ ქვეჯგუფებში, ასევე მთლიანად გარსებში. უნდა აღინიშნოს, რომ K, L და M გარსებში ელექტრონების რაოდენობა და მათი განაწილება ქვეჯგუფებზე, გამოცდილებით განსაზღვრული, სრულად შეესაბამება თეორიულ გამოთვლებს, მაგრამ მნიშვნელოვანი შეუსაბამობები შეინიშნება შემდეგ გარსებში: ელექტრონების რაოდენობა. f ქვეჯგუფში ზღვრულ მნიშვნელობას აღწევს მხოლოდ N გარსში, შემდეგ გარსში მცირდება და შემდეგ ქრება მთელი f ქვეჯგუფი.
|
ჭურვი |
||||||||||||||||||||||||||||
|
ქვეჯგუფი |
||||||||||||||||||||||||||||
|
ელექტრონების რაოდენობა ქვეჯგუფში |
||||||||||||||||||||||||||||
|
ელექტრონების რაოდენობა გარსში (2n 2) |
||||||||||||||||||||||||||||
ცხრილში მოცემულია ელექტრონების რაოდენობა გარსებში და მათი განაწილება ქვეჯგუფების მიხედვით ყველა ქიმიური ელემენტისთვის, ტრანსურანის ჩათვლით. ამ ცხრილის რიცხვითი მონაცემები დადგინდა ძალიან ფრთხილად სპექტროსკოპიული კვლევების შედეგად.
|
1 პერიოდი |
||||||||
|
მე-2 პერიოდი |
||||||||
|
მე-3 პერიოდი |
||||||||
|
მე-4 პერიოდი |
||||||||
|
მე-5 პერიოდი |
||||||||
|
მე-6 პერიოდი |
||||||||
|
მე-7 პერიოდი |
||||||||
_______________
ინფორმაციის წყარო:მოკლე ფიზიკურ-ტექნიკური სახელმძღვანელო / ტომი 1, - M .: 1960 წ.
